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LeI de HEsS
Milena Nascimento
Rayane Bueno Goularte
reLEmBraNdO...
➔ Energia armazenada que vem das reações químicas recorrentes do 
rearranjo das ligações químicas dos reagentes transformando-se em 
produtos;
➔ A variação de entalpia ΔH, à pressão constante, corresponde à 
diferença entre a entalpia dos produtos e a entalpia dos reagentes.
ENTALPIA
2
reLEmBraNdO...
Endotérmica
reações que absorvem calor 
Hp > Hr
ΔH é positiva. 
ENTALPIA
Exotérmica
reações que liberam calor; 
Hr > Hp 
ΔH negativa.
3
reLEmBraNdO...
TIPOS DE ENTALPIA
ENTALPIA DE FORMAÇÃO Energia da reação quando forma 1 mol de 
substância.
ENTALPIA DE LIGAÇÃO Energia necessária para romper 1 mol de 
ligações.
ENTALPIA DE COMBUSTÃO Calor liberado na combustão de 1 mol de uma 
substância.
4
Com o valor da entalpia de formação das substâncias, é possível 
calcular o valor da entalpia das reações, nas quais essas substâncias 
estão envolvidas. 
LEi DE heSs
Henri Hess [1802-1850] postulou essa possibilidade.
5
Germain Henri Ivanovitch Hess foi um químico nascido 
em Genebra, na Suíça, no dia 7 de agosto de 1802. Em 1806, 
mudou com seu pai para Moscou, onde viveu toda sua vida;
Mas QUem FOi HEsS?
Estudou Medicina, Química e Geologia na Universidade de Tartu de 1822 
até 1825;
Um dos pioneiros da Físico-Química, estudou o calor produzido em 
reações químicas e seus aspectos energéticos.
6
Suas principais pesquisas foram em jazidas de 
minerais russos e de gás natural na região de Baku, 
às margens do Mar Cáspio.
Mas QUem FOi HEsS?
Esses estudos o levaram a formular, em 1840, a Lei de Hess.
Ainda como professor da Universidade de São Petersburgo, faleceu em 
1850, aos 48 anos, tendo contribuído bastante para o desenvolvimento da 
Ciência, em especial, da Química.
7
Tal princípio ficou conhecido como dos estados inicial e final. 
Segundo ele, não existe nenhum tipo perda de energia no percurso de uma 
reação química entre diferentes compostos.
LEi DE heSs
O calor perdido por um dos 
componentes será absorvido 
pelos restantes.
Princípio mais importante 
da termoquímica: Permite 
calcular os calores de 
formação de substâncias 
que não podem ser obtidas 
experimentalmente.
8
LEi DE heSs
 ΔH em uma reação não 
depende do caminho 
percorrido para chegar até os 
produtos finais.
depende apenas dos 
estados inicial e final.
“A variação de entalpia, ou seja, a quantidade de calor liberada 
ou absorvida por um processo, só depende do estado inicial e 
final do processo, não dependendo das etapas intermediárias.”
9
LEi DE heSs
Partindo de uma reação direta 
como de uma sequência de 
reações, a variação de energia é 
sempre a mesma. 
Veja como isso ocorre, 
analisando, esquematicamente, o 
diagrama a o lado.
10
LEi DE heSs
Observe que a variação de entalpia 
(ΔH) da reação é determinada a partir do 
estado inicial e do estado final
ΔH final corresponde ao somatório das variações de entalpias das reações 
intermediárias até se chegar ao produto desejado.
11
ΔH de uma reação podem ser ↺, x ou ÷ como se fossem equações 
matemáticas, para que seja obtido a equação global.
LEi DE heSs
12
Quando se inverte uma reação termoquímica, 
deve-se trocar o sinal do ΔH. Isso deve ser feito 
porque se em um sentido a reação libera calor, no 
sentido oposto há a absorção da mesma 
quantidade de calor, o que representa a 
conservação de energia nos estados final e inicial.
Devemos calcular o ΔH da equação, a 
partir das equações das etapas:
 A + Y → X ΔH1 = + 2
2 X + 1 B → 2 Z + 2 Y ΔH2 = + 2
C → Z ΔH3 = + 1
Após as operações anular os semelhantes das 
equações das etapas e somar as equações:
 A + Y → X ΔH1 = + 2
 X + ½ B → Z + Y ΔH2 = + 1
Z → C ΔH3 = - 1
A + ½ B → C 
Mantém
÷ 2
Inverte
∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3
∆H = + 2 + 1 + (-1)
∆H = + 2 + 1 - 1
∆H = + 2
A + ½ B → C ΔH = ???
➡
ExeRcÍCiOs
1. (Fatec-SP) Considere as afirmações a seguir, segundo a Lei de Hess. 
I – O calor de reação (∆H) depende apenas dos estados inicial e final do processo.
II – As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações 
matemáticas. 
III – Podemos inverter uma equação termoquímica desde que se inverta o sinal de ∆H. 
IV – Se o estado final do processo for alcançado por vários caminhos, o valor de ∆H 
dependerá dos estados intermediários através dos quais o sistema pode passar. 
Conclui-se que: 
a) As afirmações I e II são verdadeiras. 
b) As afirmações II e III são verdadeiras. 
c) As afirmações I, II e III são verdadeiras. 
d) Todas são verdadeiras. 
e) Todas são falsas. 13
V
V
V
F
ExeRcÍCiOs
2. Com respeito à Lei de Hess, assinale a(s) alternativa(s) falsa(s):
a) A lei de Hess permite calcular as entalpias de reações que, experimentalmente, 
seriam difíceis de determinar.
b) Pela lei de Hess, podemos usar quaisquer reações intermediárias cujos valores 
sejam conhecidos e cujo somatório algébrico resulte na reação desejada.
c) A lei de Hess permite determinar a variação de entalpia até mesmo de reações que, 
na prática, nem chegariam a ocorrer pelo caminho direto.
d) As equações usadas podem ser multiplicadas, divididas e invertidas para originar os 
coeficientes estequiométricos necessários nos membros adequados.
e) Quando se inverte uma equação, o valor da entalpia permanece o mesmo.
f) No somatório das equações, se duas substâncias iguais aparecem em reações 
diferentes e em lados contrários, elas podem ser somadas, mas se estão do mesmo 
lado, podemos cancelá-las ou simplificar seus coeficientes (caso eles sejam diferentes).
F
14
F
V
V
V
V
ExeRcÍCiOs
3. (UFSM-RS) O acetileno é um gás que, ao queimar, produz uma chama luminosa, 
alcançando uma temperatura ao redor de 3000°C. É utilizado em maçaricos e no 
corte e solda de metais. A sua decomposição é dada pela equação abaixo: 
C
2
H
2
(g) → 2C(s) + H
2
(g) ∆H = - 226 kJ/mol 
Baseando-se nessa reação, analise as afirmativas: 
I. Invertendo o sentido da equação, o sinal da entalpia não varia. 
II. Há liberação de calor, constituindo-se numa reação exotérmica. 
III. A entalpia dos produtos é menor que a entalpia dos reagentes. 
Está(ão) correta(s). 
a) apenas I. b) apenas II. c) apenas III. d) apenas I e II. e) apenas II e III 15
V
V
F
Exemplo 1: Abaixo a reação de formação de dióxido de carbono a partir da 
reação de combustão do grafite. Os valores de ΔH são fornecidos.
C(grafite) + O
2
 → CO
2
 ΔH = ??
Esse produto final (CO
2
) pode ser formado a partir de duas equações diferentes:
 C(grafite) + ½ O
2
 → CO ΔH1 = -110 kJ/mol
CO + ½ O
2
 → CO
2 
 ΔH2 = -283 kJ/mol
LEi DE heSs
16
Qual o valor da ΔH de formação do dióxido de carbono (CO2)?
LEi DE heSs
Realizando a soma das variações de entalpia nas duas etapas acima, qual o 
valor encontrado para variação de entalpia da reação global?
C(grafite) + ½ O2 → CO ΔH1 = -110 kJ/mol
CO + ½ O2 → CO2 ΔH2 = -283 kJ/mol
C(grafite) + O
2
 → CO
2
 
ΔH = ΔH1 + ΔH2
ΔH = (-110) + (-283)
ΔH = -393 kJ/mol
Então é necessário cancelar o que apresenta-se igual nos P e R e somar os semelhantes.
17
Note que os termos 
semelhantes em 
lados opostos se 
anulam!
LEi DE heSs
Exemplo 2: Vamos analisar a ΔH da reação de produção do metanol, a partir da 
reação do gás metano, descrita pela equação
A variação de entalpia dessa reação pode ser obtida a partir de valores de variação 
de entalpia de uma série de outras reações, que somadas, correspondem à equação 
acima. Veja como isso pode ocorrer a partir das reações:
18
LEi DE heSs
<- Mantém
<- Mantém
<- ÷2
Reação global 
envolve apenas 
1/2 mol de O2
CH
4
(g) + H
2
O(l) → CO (g) + 3H
2
(g) ΔH = 206,1 KjJ/mol
2H
2
(g) + CO(g) → CH
3
OH(l) ΔH = -128,3 KJ/mol
H
2
(g) +½ O
2
(g) → H
2
O(l) ΔH = -214,3 KJ/mol 19
1º passo: analisar a posição dos reagentes e produtos na reação global, a partir das reações 
das etapas fornecidas.
2ºpasso: realizar as operações para ajustar as equações das etapas de modo a obter a 
reação global.
LEi DE heSs
CH
4
(g) + H
2
O(l) → CO (g) + 3H
2
(g) ΔH = 206,1 KJ/mol
2H
2
(g) + CO(g) → CH
3
OH(l) ΔH = -128,3 KJ/mol
H
2
(g) + ½ O
2
(g) → H
2
O(l) ΔH = -214,3 KJ/mol
CH
4
(g) + ½ O
2
 (g) -> CH
3
OH (l)
4º passo: obtendo a equação final, deve ser somado o ∆H das etapas, para se obter o ∆H 
da reação final.
∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3
∆H = +206,1 + (– 128,3) + (- 214,3)
∆H = + 206,1– 128,3 - 214,3
∆H = - 136,5 KJ/mol 20
Note que os termos 
semelhantes em 
lados opostos se 
anulam!
3º passo: efetuar a soma algébrica das reações - cancelar o que se apresenta igual nos P e R 
e somar os semelhantes.
Exemplo 3: Dadas as reações:
LEi DE heSs
C
2
H
4
 + 3 O
2
 → 2 CO
2
 + 2 H
2
O ΔH1 = -1410 kJ/mol
C
2
H
6
O + 3 O
2
 → 2 CO
2
 + 3 H
2
O ΔH2 = -1367 kJ/mol
C
2
H
4
 + H
2
O → C
2
H
6
O ΔH = ?
Calcule a variação de entalpia da seguinte reação:
21
1º passo: analisar a posição dos reagentes e produtos na reação global, a partir das reações 
de intermediários fornecidas.
C
2
H
4
 + H
2
O → C
2
H
6
O ΔH = ?
1° etapa:
2° etapa:
reação global
reação global
LEi DE heSs
C
2
H
4 
 + 3 O
2 
 → 2 CO
2
 + 2 H
2
O ΔH1 = -1410 kJ/mol
C
2
H
6
O + 3 O
2
 → 2 CO
2
 + 3 H
2
O ΔH2 = -1367 kJ/mol
C
2
H
4
 + H
2
O → C
2
H
6
O ΔH = ?
Atenção: ao inverter a posição do C
2
H
6
O da segunda etapa, inverter também o sinal do ΔH2.
C
2
H
4
 + 3 O
2
 → 2 CO
2
 + 2 H
2
O ΔH1 = -1410 kJ/mol
Inverter
22
2º passo: realizar as operações para ajustar as equações das etapas de modo a obter a 
reação global.
reação global
2 CO
2
 + 3 H
2
O → C
2
H
6
O + 3 O
2
 ΔH2 = +1367 kJ/mol
1° etapa:
2° etapa:
LEi DE heSs
C
2
H
4
 + 3 O
2
 → 2 CO
2
 + 2 H
2
O
2 CO
2
 + 3 H
2
O → C
2
H
6
O + 3 O
2
 
ΔH = (-1410) + 1367
ΔH = -43 kJ/mol
 ΔH1 = -1410 kJ/mol
 ΔH2 = +1367 kJ/mol
23
3º passo: efetuar a soma algébrica das reações - cancelar o que se apresenta igual nos P e R 
e somar os semelhantes.
reação final:
Note que os termos semelhantes 
em lados opostos se anulam!
4º passo: obtendo a equação final, deve ser somado o ∆H das equações intermediárias, 
para se obter o ∆H da reação final.
 ΔH = ΔH1 + ΔH2
C
2
H
4 
+ H
2
O → C
2
H
6
O
OBseRvE:
● ΔH associada a um dado processo depende somente da entalpia dos 
estados inicial e final;
● Na resolução de problemas, você deverá procurar obter como soma a 
equação cujo ΔH quer determinar;
24
● Para chegar à equação global, se uma das etapas das reações tiver seus 
coeficientes multiplicados ou divididos por x (nº) , seu ΔH também deverá 
ser multiplicado ou dividido pelo mesmo x (nº);
● Para chegar a soma das equações for necessário inverter alguma das 
equações, o valor de ΔH também deve ter sinal invertido. 
OBseRvE:
25
1 . Um dos combustíveis que vem sendo utilizado em substituição à gasolina é o gá 
propano (C3H8). Isso porque ele é um combustível econômico e menos poluente, 
preocupações fundamentais no que tange aos fatores econômicos e ambientais. As 
equações termoquímicas abaixo antecedem a combustão do propano, ou seja, são as 
equações fundamentais para a queima do propano:
ExeRcÍCiOs
Baseando-se nessas informações, apresente a quantidade de calor liberada a partir 
da combustão do gás propano
26
ResOLuçÃo
C3H8(g) + 5 O2(g) →3 CO2(g) + 4 H2O(g)
3 C(graf) + 3 O
2
(g) → 3 CO
2
(g) ∆H =- 1180,5 KJ.
4 H
2
(g) + {4 * ½} O2(g) → 4 H
2
O(g) ∆H = - 967,2 KJ.
C
3
H
8
(g) → 3 C(graf) + 4 H
2
(g) ∆H = + 103,8 KJ.
<-x 3
<-x 4
<-Inverter
27
1º passo: analisar a posição dos reagentes e produtos na reação global, a partir das reações 
de etapas fornecidas.
2º passo: realizar as operações para ajustar as equações das etapas de modo a obter a 
reação global.
ResOLuçÃo
3 C(graf) + 3 O
2
(g) → 3 CO
2
(g) ∆H =- 1180,5 KJ.
4 H
2
(g) + 2 O
2
(g) → 4 H
2
O(g) ∆H = - 967,2 KJ.
C
3
H
8
(g) → 3 C(graf) + 4 H
2
(g) ∆H = + 103,8 KJ.
C
3
H
8
(g) + 5 O
2
(g) → 3 CO
2
(g) + 4 H
2
O(g)
∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3
∆H = – 1180,5 + (– 967,2) + (+ 103,8)
∆H = – 1180,5 – 967,2 + 103,8
∆H = - 2043,9 KJ 28
Note que os termos 
semelhantes em 
lados opostos se 
anulam!
3º passo: efetuar a soma algébrica das reações - cancelar o que se apresenta igual nos P e R 
e somar os semelhantes.
4º passo: obtendo a equação final, deve ser somado o ∆H das etapas, para se obter o ∆H da 
reação final.
ExeRcÍCiOs
2. O gás hilariante (N
2
O) tem características anestésicas e age sobre o sistema nervoso central, 
fazendo com que as pessoas riam de forma histérica. Sua obtenção é feita a partir da 
decomposição térmica no nitrato de amônio (NH
4
NO
3
): 
29
Sabe-se que a formação das substâncias N
2
O, H
2
O e NH
4
NO
3
 ocorrem por meio das seguintes 
reações:
A quantidade de calor liberada, em kcal, no processo de obtenção do gás hilariante é:
a) 8,8 b) 17,6 c) 28,3 d) 125,6
NH
4
NO
3
(s) → N
2
O(g) + 2H
2
O(g)
N
2
(g) + ½ O
2
(g) → N
2
O(g) ∆H = +19,5 kcal
H
2
(g) + ½ O
2
(g) → H
2
O(g) ∆H = - 57,8 kcal
N
2
(g) + 2 H
2
(g) + 3/2 O
2
(g) → NH
4
NO
3
(s) ∆H = - 87,3 kcal
ResOLuçÃo
30
1º passo: analisar a posição dos reagentes e produtos na reação global, a partir das reações 
dadas.
NH
4
NO
3
(s) → N
2
O(g) + 2H
2
O(g)
N
2
(g) + ½ O
2
(g) → N
2
O(g) ∆H = +19,5 kcal 
H
2
(g) + ½ O
2
(g) → H
2
O(g) ∆H = - 57,8 kcal
N
2
(g) + 2 H
2
(g) + 3/2 O
2
(g) → NH
4
NO
3
(s) ∆H = - 87,3 kcal3° etapa:
reação global, ∆H = ? 
1° etapa:
2° etapa:
ResOLuçÃo
31
inverter
2º passo: realizar as operações para ajustar as equações de modo a obter a reação global.
N
2
(g) + ½ O
2
(g) → N
2
O(g) ∆H = +19,5 kcal
H
2
(g) + ½ O
2
(g) → H
2
O(g) ∆H = - 57,8 kcal
N
2
(g) + 2 H
2
(g) + 3/2 O
2
(g) → NH
4
NO
3
(s) ∆H = - 87,3 kcal
1° etapa:
2° etapa:
3° etapa:
(x 2)
NH
4
NO
3
(s) → N
2
O(g) + 2 H
2
O(g) reação global, ∆H = ? 
N
2
(g) + ½ O
2
(g) → N
2
O(g) ∆H = +19,5 kcal
2 H
2
(g) + 1 O
2
(g) → 2 H
2
O(g) ∆H = - 115,6 kcal
NH
4
NO
3
(s) → N
2
(g) + 2 H
2
(g) + 3/2 O
2
(g) ∆H = + 87,3 kcal
Note que os termos semelhantes em lados opostos se 
anulam!
NH
4
NO
3
(s) → N
2
O(g) + 2 H
2
O(g)
3º passo: efetuar a soma algébrica das reações - cancelar o que se apresenta igual nos P e R 
e somar os semelhantes.
ResOLuçÃo
32
N
2
(g) + ½ O
2
(g) → N
2
O(g) ∆H = +19,5 kcal
2 H
2
(g) + 1 O
2
(g) → 2 H
2
O(g) ∆H = - 115,6 kcal
NH
4
NO
3
(s) → N
2
(g) + 2 H
2
(g) + 3/2 O
2
(g) ∆H = + 87,3 kcal
1° reação:
2° reação:
3° reação:
NH
4
NO
3
(s) → N
2
O(g) + 2 H
2
O(g)
ΔH = +19,5 + (- 115,6) + 87,3
ΔH = - 8,8 kcal
4º passo: obtendo a equação global, deve ser somado os ∆H das equações.
ΔH = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3
3. (Fuvest-SP) Com base nas variações de entalpia associadas às reações a 
seguir:
Pode-se prever que a variação de entalpia associada à reação de dimerização 
do NO2 será igual a:
a) –58,0 kJ b) +58,0 kJ c) –77,2 kJ d) +77,2 kJ e) +648 kJ 
AgoRA é cOM voCÊs :)
33
ResOLuçÃo
<- Inverter
<- Mantém
2 NO
2
(g) → N
2
(g)+ 2 O
2
(g) ∆H1 = - 67,6 kJ
N
2
(g) + 2 O
2
(g) → N
2
O
4
(g) ∆H2 = +9,6 kJ
N
2
(g) + 2 O
2
(g) (g) → 2 NO
2
∆H1 = + 67,6 kJ
N
2
(g) + 2 O
2
(g) → N
2
O
4
(g) ∆H2 = +9,6 kJ
34
1º passo: analisar a posição dos reagentes e produtos na reação global, a partir das reações 
das etapas fornecidas.
2º passo: realizar as operações para ajustar as equações das etapas de modo a obter a 
reação global.
ResOLuçÃo
∆H = ∆H1 + ∆H2
∆H = - 67,6 kJ + 9,6 kJ
∆H =- 58 kJ 
2 NO
2
(g) → N
2
(g)+ 2 O
2
(g) ∆H1 = - 67,6 kJ
N
2
(g) + 2 O
2
(g) → N
2
O
4
(g) ∆H2 = +9,6 kJ
2 NO
2
(g) → N
2
O
4
(g).
 - 58 kJ ⇒ A
∆H - Exotérmica
Libera Q + 35
Note que os termos 
semelhantes em 
lados opostos se 
anulam!
3º passo: efetuar a soma algébrica das reações - cancelar o que se apresenta igual nos P e R 
e somar os semelhantes.
4º passo: obtendo a equação final, deve ser somado o ∆H das etapas, para se obter o ∆H 
da reação final.
ExeRcÍCiOs
4. Durante a produção industrial do ácido sulfúrico são necessárias as seguintes etapas:
36
2 S(s) + 3 O
2
(g) → 2 SO
3
(g) ΔH = -791,44 kJ
 S(s) + O
2
(g) → SO
2
(g) ΔH = -296,83 kJ
Determine a entalpia padrão de formação do trióxido de enxofre de acordo com a reação:
2 SO
2
(g) + O
2
(g) → 2 SO
3
(g)
1º passo: analisar a posição dos reagentes e produtos na reação global, a partir das reações 
dadas.
2 S(s) + 3 O
2
(g) → 2 SO
3
(g) ΔH = -791,44 kJ
 S(s) + O
2
(g) → SO
2
(g) ΔH = -296,83 kJ
2 SO
2
(g) + O
2
(g) → 2 SO
3
(g) ΔH = ?reação global
1° etapa:
2° etapa:
ResOLuçÃo
37
2º passo: realizar as operações para ajustar as equações de modo a obter a reação global.
2 S(s) + 3 O
2
(g) → 2 SO
3
(g) ΔH = -791,44 kJ
 S(s) + O
2
(g) → SO
2
(g) ΔH = -296,83 kJ
2 SO
2
(g) + O
2
(g) → 2 SO
3
(g) ΔH = ?reação global
1° etapa:
2° etapa: inverter (x 2)
2 S(s) + 3 O
2
(g) → 2 SO
3
(g) ΔH = -791,44 kJ
2 SO
2
(g) → 2 S(s) + 2 O
2
(g) ΔH = + 593,66 kJ
2 SO
2
(g) + O
2
(g) → 2 SO
3
(g)
3º passo: efetuar a soma algébrica das reações - cancelar o que se apresenta igual nos P e R 
e somar os semelhantes.
Note que os termos semelhantes em lados opostos se 
anulam!
ResOLuçÃo
38
 
ΔH = - 791,44 + 593,66
ΔH = - 197,78 kcal
4º passo: obtendo a equação global, deve ser somado os ∆H das equações.
ΔH = ΔH1 + ΔH2
2 S(s) + 3 O
2
(g) → 2 SO
3
(g) ΔH = -791,44 kJ1° etapa:
2 SO
2
(g) → 2 S(s) + 2 O
2
(g) ΔH = + 593,66 kJ2° etapa:
2 SO
2
(g) + O
2
(g) → 2 SO
3
(g)
ExeRcÍCiOs
5. Considere as seguintes equações termoquímicas:
I. N
2
(g) + 3 O
2
(g) + H
2
(g) → 2HNO
3
(aq) ∆H1 = -415 kJ
II. 2 H
2
(g) + O
2
(g) → 2H
2
O(l) ∆H2 = -572 kJ
III. N
2
O
5
(g) + H
2
O(l) → 2HNO
3
(aq) ∆H3 = -140 kJ 
Qual é a entalpia de formação do pentóxido de nitrogênio?
N2 + 5/2O2 → N2O5
39
ResOLuçÃo
N2 + 5/2O2 → N2O5
I. N
2
(g) + 3 O
2
(g) + H
2
(g) → 2HNO
3
(aq) ∆H1 = -415 kJ
II. 2 H
2
(g) + O
2
(g) → 2H
2
O(l) ∆H2 = -572 kJ
III. N
2
O
5
(g) + H
2
O(l) → 2HNO
3
(aq) ∆H3 = -140 kJ 
N
2
(g) + 3 O
2
(g) + H
2
(g) →2HNO
3
(aq) ∆H1 = -415 kJ
1 H
2
O(l) → 1 H
2
(g) + ½ O
2
(g) ∆H2 = +286 kJ
2 HNO
3
(aq) → N
2
O
5
(g) + H2
2
O(l) ∆H3 = +140 kJ
<- Mantém
<- Inverter e ÷ 2
<- Inverter
40
1º passo: analisar a posição dos reagentes e produtos na reação global, a partir das reações 
das etapas fornecidas.
2º passo: realizar as operações para ajustar as equações das etapas de modo a obter a reação 
global.
ResOLuçÃo
N
2
(g) + 3 O
2
(g) + H
2
(g) → 2HNO
3
(aq) ∆H1 = -415 kJ
 H
2
O(l) → H
2
(g) + ½ O
2
(g) ∆H2 = + 286 kJ
2 HNO
3
(aq) → N
2
O
5
(g) + H2
2
O(l) ∆H3 = + 140 kJ
N
2
(g) + 5/2 O
2
 (g) → N
2
O
5
(g) 
∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3
∆H = – 415 + 286 + 140
∆H = +11 KJ
41
Note que os termos 
semelhantes em 
lados opostos se 
anulam!
3º passo: efetuar a soma algébrica das reações - cancelar o que se apresenta igual nos P e R 
e somar os semelhantes.
4º passo: obtendo a equação final, deve ser somado o ∆H das etapas, para se obter o ∆H da 
reação final.
ExeRcÍCiOs
6. (FGV-SP) Em um conversor catalítico, usado em veículos automotores, em seu cano de escape 
para redução da poluição atmosférica ocorrem várias reações químicas, sendo que uma das 
mais importantes é:
42
1 CO
(g)
 + ½ O
2(g)
 → 1 CO
2(g)
Sabendo-se que as entalpias das reações citadas abaixo são:
C
(grafita) 
 + ½ O
2(g) 
 → CO
(g) 
∆H
1
 = -26,4 kcal
 C
(grafita) 
 + O
2(g) 
 → CO
2(g)
 ∆H
2
 = -94,1 kcal
Pode-se afirmar que a reação inicial é:
a) exotérmica e absorve 67,7 kcal/mol.
b) exotérmica e libera 120,5 kcal/mol.
c) exotérmica e libera 67,7 kcal/mol.
d) endotérmica e absorve 120,5 kcal/mol.
e) endotérmica e absorve 67,7 kcal/mol.
43
ResOLuçÃo
1º passo: analisar a posição dos reagentes e produtos na reação global, a partir das reações 
dadas.
reação global
1° etapa:
2° etapa:
C
(grafita) 
 + ½ O
2(g) 
 → CO
(g) 
∆H
1
 = -26,4 kcal
 C
(grafita) 
 + O
2(g) 
 → CO
2(g)
 ∆H
2
 = -94,1 kcal
1 CO
(g)
 + ½ O
2(g)
 → 1 CO
2(g)
2º passo: realizar as operações para ajustar as equações de modo a obter a reação global.
inverter
CO
(g) 
 → C
(grafita) 
 + ½ O
2(g) 
∆H
1
 = + 26,4 kcal
C
(grafita) 
 + O
2(g) 
 → CO
2(g)
 ∆H
2
 = - 94,1 kcal
44
ResOLuçÃo
3º passo: efetuar a soma algébrica das reações - cancelar o que se apresenta igual nos P e R 
e somar os semelhantes.
CO
(g) 
 → C
(grafita) 
 + ½ O
2(g) 
∆H
1
 = + 26,4 kcal
C
(grafita) 
 + O
2(g) 
 → CO
2(g)
 ∆H
2
 = - 94,1 kcal
CO
(g)
 + ½ O
2(g)
 → CO
2(g)
ΔH = -+ 26,4 + (- 94,1)
ΔH = - 67,7 kcal/mol
4º passo: obtendo a equação global, deve ser somado os ∆H das equações.
ΔH = ΔH1 + ΔH2
c) exotérmica e libera 67,7 kcal/mol.
ExeRcÍCiOs
7. Dadas as seguintes equações termoquímicas:
I. 2 H
2(g)
 + O
2(g)
 → 2 H
2
O
(ℓ) 
∆H = -571,5 kJ
II. N
2
O
5(g)
 + H
2
O
(ℓ)
 → 2 HNO
3(ℓ)
∆H = -76,6 kJ
III. ½ N
2(g)
 + 3/2 O
2(g) 
+ ½ H
2(g) 
→ HNO
3(ℓ) 
∆H = -174,1 kJ
Baseado nessas equações, determine a alternativa correta a respeito da formação 
de 2 mols de N
2
O
5(g) 
a partir de 2 mols de N
2(g)
 e 5 mols de O
2(g)
:
a) libera 28,3 kJ
b) absorve 28,3 kJ.
c) libera 822,2 kJ.
d) absorve 822,2 kJ.
e) absorve 474 ,0 kJ. 45
ResOLuçÃo
2 N
2(g)
 + 5 O
2(g) 
→ 2 N
2
O
5(g)
 2 H
2(g)
 + O
2(g)
 → 2 H
2
O
(ℓ) 
∆H = -571,5 kJ
N
2
O
5(g)
 + H
2
O
(ℓ)
 → 2 HNO
3(ℓ)
∆H = -76,6 kJ
½ N
2(g)
 + 3/2 O
2(g) 
+ ½ H
2(g) 
→ HNO
3(ℓ) 
∆H = -174,1 kJ
2 H
2
O
(ℓ)
 → 2 H
2(g)
 + O
2(g) 
∆H = + 571,5 kJ
4 HNO
3(ℓ) 
→ 2 N
2
O
5(g)
 + 2 H
2
O
(ℓ) 
∆H = + 153,2 kJ
2 N
2(g)
 + 6 O
2(g) 
+ 2 H
2(g) 
→ 4 HNO
3(ℓ) 
∆H = - 696,4 kJ
<- Inverter
<- Inverter e x2
<- x4
46
1º passo: analisar a posição dos reagentes e produtos na reação global, a partir das reações 
das etapas fornecidas.
2º passo: realizar as operações para ajustar as equações das etapas de modo a obter a 
reação global.
ResOLuçÃo
2 H
2
O
(ℓ)
 → 2 H
2(g)
 + O
2(g) 
∆H = +571,5 kJ
4 HNO
3(ℓ) 
→ 2 N
2
O
5(g)
 + 2 H
2
O
(ℓ) 
∆H = +153,2 kJ
2 N
2(g)
 + 6 O
2(g) 
+ 2 H
2(g) 
→ 4 HNO
3(ℓ) 
∆H = -696,4 kJ
2 N
2(g) 
+ 
 
5 O
2(g)
→ 2 N
2
O
5(g)
 
∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3
∆H = + 571,5 + 153,2 + (-696,4)
∆H = +28,3 KJ
47
Note que os termos 
semelhantes em 
lados opostos se 
anulam!
3º passo: efetuar a soma algébrica das reações - cancelar o que se apresenta igual nos P e R 
e somar os semelhantes.
4º passo: obtendo a equação final, deve ser somado o ∆H das etapas, para se obter o ∆H da 
reação final.
RefERênCIas
Química cidadã : volume 2 : química : ensino médio, 2ª 
série / Wildson Luiz Pereira dos Santos (coord.). -- 3. ed. -- 
São Paulo : Editora AJS, 2016. -- (Coleção química cidadã). 
Novais, Vera Lúcia Duarte de. Vivá : química : volume 2 : 
ensino médio / Vera Lúcia Duarte de Novais, Murilo 
Tissoni Antunes - Curitiba : Positivo, 2016. : il. (Coleção 
Vivá). 1. Química. 2. Ensino médio - Currículos. I. 
Antunes, Murilo Tissoni. II. Título
48
ObRigADa!
Fim DO coNtEúDO, alGUma DÚviDA?
49
50
1º passo: analisar a posição dos reagentes e produtos na reação global, a partir das reações 
dadas.
2º passo: realizar as operações para ajustar as equações de modo a obter a reação global.
3º passo: efetuar a soma algébrica das reações - cancelar o que seapresenta igual nos P e R 
e somar os semelhantes.
4º passo: obtendo a equação final, deve ser somado o ∆H das equações intermediárias, 
para se obter o ∆H da reação final.