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1 
Química 
 
Lei de Hess e Entalpia de ligação 
Teoria 
 
Lei de Hess 
Em meados do século XIX o químico Germain Hess descobriu que a variação de entalpia (ΔH) de uma reação 
química dependia apenas do estado inicial e do estado final da reação. 
 
Observe que a entalpia envolvida na transformação de A para C independe se a reação foi realizada em uma 
única etapa (A → C), ou em várias etapas(A → B → C). A partir deste conceito chegamos à conclusão de que 
é possível calcular a variação de entalpia de uma reação através dos calores das reações intermediárias. 
Exemplo: A reação de combustão completa do carbono é representada por: 
C + O2 → CO2 ΔHglobal = ? 
Sendo esta a sua reação global com valor de ΔH desconhecido. Porém, sabemos que está equação acontece 
em duas etapas: 
Etapa 1: C + ½ O2 → CO ΔH1 = -110,0 kJ 
Etapa 2: CO + ½ O2 → CO2 ΔH2 = -283,0 kJ 
 
Portanto, conhecendo os valores de ΔH das reações intermediárias, é possível chegar ao valor de ΔH da nossa 
equação global, somando estas equações intermediárias e cortando os reagentes com produtos iguais de 
reações distintas: 
Etapa 1: C + ½ O2 → CO ΔH1 = -110,0 kJ 
+ 
Etapa 2: CO + ½ O2 → CO2 ΔH2 = -283,0 kJ 
_______________________________________ 
= 
Equação: C + O2 → CO2 ΔHglobal = -393,0 kJ 
global 
Observação: Repare que a reação global formada pelo somatório das etapas tem que ser idêntica a reação 
global dada pela questão. 
 
 
 
 
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Química 
 
Entalpia de Ligação 
Imagine dois átomos ligados e no estado gasoso. A quebra da ligação que une estes dois átomos sempre 
envolverá absorção de energia, e a união destes dois átomos sempre envolverá liberação de energia. Os 
processos de união e quebra são opostos, mas sempre envolverão a mesma quantidade de energia quando 
estivermos falando da mesma ligação. A energia de ligação é a energia necessária para quebrar 1 mol de 
ligações no estado gasoso. 
Ligação Energia de ligação(kJ) 
H - H 436 
C - H 412 
Cl - Cl 242 
Cl - H 431 
 
Sendo assim, é possível determinar a variação de entalpia de qualquer reação se forem conhecidas as 
energias de todas as ligações nas substâncias envolvidas. 
Basta escrever a reação em duas etapas: 
• Quebra de todas as ligações dos reagentes, com variação de entalpia igual à soma de todas as energias 
de ligação; 
• Formação das ligações dos produtos, desta vez liberando a energia correspondente à soma das energias 
de ligação dos produtos. 
 
A soma das variações de entalpia nestas duas etapas fornecerá a variação de entalpia global da reação 
completa. 
 
Psiu!! 
• Ligação dos reagentes é quebrada = absorve calor, sinal positivo. 
• Ligação dos produtos é formada = libera calor, sinal negativo. 
 
Exemplo 1: Energia de ligação do composto CH4 
 
4.(C - H) = 4 . 412 = 1648 kJ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
Química 
 
Exemplo 2: Qual a variação de entalpia(ΔH) da reação abaixo? 
H2 + Cl2 → 2 HCl 
(H - H) (Cl - Cl) (Cl - H) 
+436 kJ +242 kJ 2.(-431 kJ) = - 862 kJ 
(absorvidos = positivo) (liberado = negativo) 
 
Energia dos reagente = +435 +242 = +678 kJ 
Energia dos produtos = -862 kJ 
ΔH = ΔHreagentes + ΔHprodutos 
ΔH = +678 kJ + (-862 kJ) 
ΔH = -184 kJ = reação exotérmica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Química 
 
Exercícios 
 
1. O carbono pode ser encontrado na forma de alótropos como o grafite e o diamante. Considere as 
equações termoquímicas seguintes. 
grafite 2
grafite 2 2
diamante 2 2
1C O (g) CO(g) H 110 kJ
2
C O (g) CO (g) H 393 kJ
C O (g) CO (g) H 395 kJ
+ →  = −
+ →  = −
+ →  = −
 
A variação de entalpia da conversão de grafite em diamante, em kJ, é igual a 
a) –788. 
b) –2. 
c) +2. 
d) +287. 
e) +788. 
 
 
2. O 1,2 dicloroe tano− ocupa posição de destaque na indústria química americana. Trata-se de um 
líquido oleoso e incolor, de odor forte, inflamável e altamente tóxico. É empregado na produção do 
cloreto de vinila que, por sua vez, é utilizado na produção do PVC, matéria-prima para a fabricação de 
dutos e tubos rígidos para água e esgoto. 
A equação química que descreve, simplificadamente, o processo de obtenção industrial do 
1,2 dicloroe tano,− a partir da reação de adição de gás cloro ao eteno, encontra-se representada abaixo. 
2 4(g) 2(g) 2 4 2( )C H C C H C+ → 
(Disponível em: https://bityli.com/h92rk. Acesso em: 3 set. 15. (Adaptado.)) 
Dados: 
Ligação Energia de ligação (kJ / mol) 
C H− 413,4 
C C− 327,2 
C C− 346,8 
 
614,2 
C C− 242,6 
 
A variação de entalpia da reação acima é igual a 
a) 
144,4 kJ / mol.−
 
b) 
230,6 kJ / mol.−
 
c) 
363,8 kJ / mol.−
 
d) 
428,2 kJ / mol.+
 
e) 
445,0 kJ / mol.+
 
 
https://bityli.com/h92rk
 
 
 
 
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Química 
 
3. Glicólise é um processo que ocorre nas células, convertendo glicose em piruvato. Durante a prática de 
exercícios físicos que demandam grande quantidade de esforço, a glicose é completamente oxidada 
na presença de O2. Entretanto, em alguns casos, as células musculares podem sofrer um deficit de O2 
e a glicose ser convertida em duas moléculas de ácido lático. As equações termoquímicas para a 
combustão da glicose e do ácido lático são, respectivamente, mostradas a seguir: 
6 12 6(s) 2(g) 2(g) 2 ( ) C
3 (s) 2(g) 2(g) 2 ( ) C
C H O 6 O 6 CO 6 H O H 2.800 kJ
CH CH(OH)COOH 3 O 3 CO 3 H O H 1.344 kJ
+ → +  = −
+ → +  = −
 
O processo anaeróbico é menos vantajoso energeticamente porque 
a) libera 112 kJ por mol de glicose. 
b) libera 467 kJ por mol de glicose. 
c) libera 2.688 kJ por mol de glicose. 
d) absorve 1.344 kJ por mol de glicose. 
e) absorve 2.800 kJ por mol de glicose. 
 
 
4. Uma alimentação saudável, com muitas frutas, traz incontáveis benefícios à saúde e ao bem-estar. 
Contudo, a ingestão de fruta verde deixa um sabor adstringente na boca. Por isso, o gás eteno é 
utilizado para acelerar o amadurecimento das frutas, como a banana. 
Industrialmente, o eteno é obtido pela desidrogenação do etano, em altas temperaturas ( )500 C e na 
presença de um catalisador (óxido de vanádio), conforme mostrado na reação a seguir 
 
 
Energia de ligação ( )1kJ mol− 
Ligação Energia 
C H− 412 
C C− 348 
C C= 612 
O valor absoluto da energia de ligação H H− em 1kJ mol ,− é, aproximadamente, 
a) 124. 
b) 436. 
c) 684. 
d) 872. 
e) 1368. 
 
 
 
 
 
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Química 
 
5. Um dos maiores problemas do homem, desde os tempos pré-históricos, é encontrar uma maneira de 
obter energia para aquecê-lo nos rigores do inverno, acionar e desenvolver seus artefatos, transportá-
lo de um canto a outro e para a manutenção de sua vida e lazer. A reação de combustão é uma maneira 
simples de se obter energia na forma de calor. Sobre a obtenção de calor, considere as equações a 
seguir. 
(grafite) 2 (g) 2 (g)
2 ( ) 2 (g) 2 (g)
(grafite) 2 (g) 4 (g)
C O CO H 94,1kcal
1
H O H O H 68,3 kcal
2
C 2H CH H 17,9 kcal
Δ
Δ
Δ
+ → = −
→ + = +
+ → = −
 
Assinale a alternativa que apresenta, corretamente, o valor do calor de combustão ( H)Δ do metano 
4(CH ) na equação a seguir. 
4 (g) 2 (g) 2 (g) 2 ( )CH 2O CO 2H O+ → + 
a) 212,8 kcal− 
b) 144,5 kcal− 
c) 43,7 kcal− 
d) 144,5 kcal+ 
e) 212,8 kcal+ 
 
 
6. O craqueamento (craking) é a denominação técnica de processos químicos na indústria por meio dos 
quais moléculas mais complexas são quebradas em moléculas mais simples. O princípio básico desse 
tipo de processo é o rompimento das ligações carbono-carbono pela adição de calor e/ou catalisador. 
Um exemplo da aplicação do craqueamento é a transformação do dodecano em dois compostos de 
menor massa molar, hexano e propeno (propileno), conforme exemplificado, simplificadamente, pela 
equação química a seguir: 
12 26( ) 6 14( ) 3 6(g)C H C H 2 C H→ + 
São dadas as equações termoquímicasde combustão completa, no estado-padrão para três 
hidrocarbonetos: 
12 26( ) 2(g) 2(g) 2 ( ) C
6 14(g) 2(g) 2(g) 2 ( ) C
3 6(g) 2(g) 2(g) 2 ( ) C
37
C H O 12 CO 13 H O H 7513,0 kJ / mol
2
19
C H O 6 CO 7H O H 4163,0 kJ / mol
2
9
C H O 3 CO 3 H O H 2220,0 kJ / mol
2
Δ
Δ
Δ
+ → +  = −
+ → +  = −
+ → +  = −
 
Utilizando a Lei de Hess, pode-se afirmar que o valor da variação de entalpia-padrão para o 
craqueamento do dodecano em hexano e propeno, será 
a) ‒ 13896,0 kJ/mol. 
b) ‒ 1130,0 kJ/mol. 
c) + 1090,0 kJ/mol. 
d) + 1130,0 kJ/mol. 
e) + 13896,0 kJ/mol. 
 
 
 
 
7 
Química 
 
7. O benzeno, um importante solvente para a indústria química, é obtido industrialmente pela destilação 
do petróleo. Contudo, também pode ser sintetizado pela trimerização do acetileno catalisada por ferro 
metálico sob altas temperaturas, conforme a equação química: 
2 2(g) 6 6( )3 C H C H→ 
A energia envolvida nesse processo pode ser calculada indiretamente pela variação de entalpia das 
reações de combustão das substâncias participantes, nas mesmas condições experimentais: 
I. 02 2(g) 2(g) 2(g) 2 ( ) c
5
C H O 2 CO H O H 310 kcal mol
2
+ → +  = − 
II. 06 6( ) 2(g) 2(g) 2 ( ) c
15
C H O 6 CO 3 H O H 780 kcal mol
2
+ → +  = − 
A variação de entalpia do processo de trimerização, em kcal, para a formação de um mol de benzeno 
é mais próxima de 
a) -1.090 
b) -150 
c) -50 
d) +157 
e) +470 
 
 
8. Com base no seguinte quadro de entalpias de ligação, assinale a alternativa que apresenta o valor da 
entalpia de formação da água gasosa. 
Ligação Entalpia 1(kJ mol )− 
H O− 464 
H H− 436 
O O= 498 
O O− 134 
 
a) -243 kJ . mol-1 
b) -134 kJ . mol-1 
c) +243 kJ . mol-1 
d) +258 kJ . mol-1 
e) +1.532 kJ . mol-1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Química 
 
9. O aproveitamento de resíduos florestais vem se tornando cada dia mais atrativo, pois eles são uma 
fonte renovável de energia. A figura representa a queima de um bio-óleo extraído do resíduo de madeira, 
sendo 𝛥𝐻1 a variação de entalpia devido à queima de 1g desse bio-óleo, resultando em gás carbônico 
e água líquida, e 𝛥𝐻2, a variação de entalpia envolvida na conversão de 1g de água no estado gasoso 
para o estado líquido. 
 
A variação de entalpia, em kJ, para a queima de 5g desse bio-óleo resultando em CO2 (gasoso) e H2O 
(gasoso) é: 
a) -106 
b) -94 
c) -82 
d) -21,2 
e) -16,4 
 
 
10. Os organoclorados são poluentes considerados perigosos, mas, infelizmente, têm sido encontradas 
quantidades significativas destas substâncias em rios e lagos. Uma reação de cloração comumente 
estudada é a do etano com o gás cloro, como mostrada abaixo: 
2 6(g) 2(g) 3 2 (g) (g)C H C CH CH C HC+ → + 
Sabendo os valores de H de cada ligação (Tabela abaixo), determine o valor de H da reação pelo 
método das energias de ligação. 
Ligação Energia (kJ mol) 
C H− 415 
C C− 350 
C C− 243 
C C− 328 
H C− 432 
a) -102 kJ/mol 
b) +102 kJ/mol 
c) +367 kJ/mol 
d) -367 kJ/mol 
e) +17 kJ/mol 
 
 
 
 
9 
Química 
 
11. Observe, a seguir, algumas equações termoquímicas: 
1
2 2C(grafite) O (g) CO (g) H 394 kJ mol
−+ →  = − 
1
2 2S(rômbico) O (g) SO (g) H 297 kJ mol
−+ →  = − 
1
2 2 2 2CS ( ) 3O (g) 2SO (g) CO (g) H 1077 kJ mol
−+ → +  = − 
Com base nas informações anteriores, complete as lacunas, tornando a afirmação a seguir verdadeira. 
A entalpia de formação do 2CS ( ), a partir de seus elementos formadores, tem H = __________, sendo, 
portanto, uma reação __________. 
a) 189 kJ mol ,−+ endotérmica. 
b) 1389 kJ mol ,−+ endotérmica. 
c) 11768 kJ mol ,−+ endotérmica. 
d) 11768 kJ mol ,−− exotérmica. 
e) 12065 kJ mol ,−− exotérmica. 
 
 
12. O trioxano, cuja fórmula estrutural plana simplificada encontra-se representada a seguir, é utilizado em 
alguns países como combustível sólido para o aquecimento de alimentos armazenados em 
embalagens especiais e que fazem parte das rações operacionais militares. 
 
 
 
Energias de Ligação (kJ mol) 
C H 413− → O O 495= → 
O C 358− → C O 799= → 
H O 463− → 
Considere a reação de combustão completa de um tablete de 90g do trioxano com a formação de CO2 
e H2O. Baseado nas energias de ligação fornecidas na tabela abaixo, o valor da entalpia de combustão 
estimada para esta reação é 
Dados: Massas Atômicas: O = 16 u; H = 1u; C = 12u. 
a) +168 kJ. 
b) -262 kJ 
c) +369 kJ 
d) – 1461 kJ 
e) -564 kJ 
 
 
 
 
 
 
 
 
10 
Química 
 
13. Cálculos de entalpias reacionais são em alguns casos efetuados por meio das energias de ligação das 
moléculas envolvidas, onde o saldo de energias de ligação rompidas e refeitas é considerado nesse 
procedimento. Alguns valores de energia de ligação entre alguns átomos são fornecidos no quadro 
abaixo: 
Ligação Energia de ligação (kJ mol) 
C H− 413 
O O= 494 
C O= 804 
O H− 463 
 
Considere a reação de combustão completa do metano representada na reação abaixo: 
4(g) 2(g) 2(g) 2 (v)CH 2 O CO 2 H O+ → + 
A entalpia reacional, em kJ/mol, para a combustão de um mol de metano segundo a reação será de: 
a) -820 
b) -360 
c) +106 
d) +360 
e) +820 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11 
Química 
 
14. O etileno ou eteno (C2H4), gás produzido naturalmente em plantas e responsável pelo amadurecimento 
de frutos, pode ser obtido por “caminhos” diferentes, conforme explicitado no diagrama da Lei de Hess 
abaixo. A Lei de Hess, uma lei experimental, calcula a variação de entalpia (quantidade de calor 
absorvido ou liberado) considerando, apenas, os estados inicial e final de uma reação química. Analise 
o diagrama, calcule a entalpia (ΔH°) envolvida na reação 
(grafite) 2(g) 2(g 2 4(g) 2(g) )2 C 2 H 3 O C H 3 O++ + → 
assinale a alternativa que apresenta o valor CORRETO para o H  da reação. 
 
a) -1627 kJ 
b) -51 kJ 
c) +1. 195 kJ 
d) -1.195 kJ 
e) +51 kJ 
 
 
15. O ferro é encontrado na natureza na forma de seus minérios, tais como a hematita (𝛼 -Fe2O3), a 
magnetita (Fe3O4) e a wustita (FeO). Na siderurgia, o ferro-gusa é obtido pela fusão de minérios de ferro 
em altos fomos em condições adequadas. Uma das etapas nesse processo é a formação de monóxido 
de carbono. O CO (gasoso) é utilizado para reduzir o FeO (sólido), conforme a equação química: 
(s) (g) (s) 2(g)FeO CO Fe CO+ → + 
Considere as seguintes equações termoquímicas: 
2 3(s) (g) (s) 2(g) rFe O 3 CO 2 Fe 3 CO H 25 kJ molΔ+ → +  = − de 2 3Fe O 
(s) 2(g) 3 4(s) (g) r3 FeO CO Fe O CO H 36 kJ molΔ+ → +  = − de 2CO 
3 4(s) 2(g) 2 3(s) (g) r2 Fe O CO 3 Fe O CO H 47 kJ molΔ+ → +  = + de 2CO 
O valor mais próximo de rH ,Δ  em kJ mol de FeO, para a reação indicada do FeO (sólido) com o C 
(gasoso) é 
a) -14 
b) -17 
c) -50 
d) -64 
e) -100 
 
 
 
 
12 
Química 
 
16. O gás hidrogênio é considerado um ótimo combustível – o único produto da combustão desse gás é o 
vapor de água, como mostrado na equação química. 
2(g) 2(g) 2 (g)2 H O 2 H O+ → 
Um cilindro contém 1kg de hidrogênio e todo esse gás foi queimado. Nessa reação, são rompidas e 
formadas ligações químicas que envolvem as energias listadas no quadro. 
Ligação química Energia de ligação (kJ mol) 
H H− 437 
H O− 463 
O O= 494 
Dados: Massas molares (g/mol): H2 = 2; O2 = 32; H2O = 18 
Qual é a variação da entalpia, em quilojoule, da reação de combustão do hidrogênio contido no cilindro? 
a) -242.000 
b) -121.000 
c) -2.500 
d) +110.500 
e) +234.000 
 
 
 
 
 
 
 
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13 
Química 
 
Gabarito 
 
1. C+ →  = −
+ →  = −
+
grafite 2 2
diamante 2 2
grafite 2
C O (g) CO (g) H 393 kJ (manter)
C O (g) CO (g) H 395 kJ (inverter)
C O (g) → 2CO (g)  = −1
2
H 393 kJ
CO (g) → +diamante 2C O (g)  = +
→
 =  +  = − + = +
2
grafite diamante
final 1 2
H 395 kJ
C C
H H H 393 395 2 kJ
 
 
2. A 
2 4(g) 2(g) 2 4 2( )C H C C H C
(C C) 4(C H) (C C ) (C C) 4(C H) 2(C C )
614,2 1653,6 242,6 346,8 1653,6 654,4
(2.510,4) (2.654,8)
2.510,4 kJ (absorvido) 2.654,8 kJ (liberado)
H 2.510,4 2.654,8
H 144,4 kJ
Δ
Δ
+ →
= + − + − → − + − + −
+ + → + +
→
+ → +
= −
= −
 
 
3. A 
Glicose: 6 12 6(s)C H O . 
Ácido lático: 3 (s)CH CH(OH)COOH . 
De acordo com o texto do enunciado a glicose pode ser convertida em duas moléculas de ácido lático 
(equação global): 6 12 6(s) 3 (s)1C H O 2 CH CH(OH)COOH .→ 
Aplicando a lei de Hess às equações termoquímicas mostradas, para obter a equação global, vem: 
6 12 6(s) 2(g) 2(g) 2 ( ) 1
3 (s) 2(g) 2(g) 2 ( ) 2
6 12 6(s) 2(g)
1C H O 6 O 6 CO 6 H O H 2.800 kJ (manter)
1CH CH(OH)COOH 3 O 3 CO 3 H O H 1.344 kJ ( 2; inverter )
1C H O 6 O
+ → +  = −
+ → +  = − 
+ 2(g)6 CO→ 2 ( )6 H O+ 1
2(g)
H 2.800 kJ
6 CO
 = −
2 ( )6 H O+ 3 (s) 2(g)2CH CH(OH)COOH 6 O→ + 2
Global
6 12 6(s) 3 (s) 1 2
1 2
H 2.688 kJ
1C H O 2 CH CH(OH)COOH H H H
H H H
H 2.800 kJ 2.688 kJ
H 112 kJ
Δ
Δ
Δ
Δ
 = +
⎯⎯⎯⎯→ =  + 
=  + 
= +
= −
 
O processo libera 112 kJ por mol de glicose. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
14 
Química 
 
4. B 
A partir da análise das energias de ligação, teremos: 
 
 
H [6(C H) (C C)] [4(C H) (C C) (H H)]
H 2(C H) (C C) (C C) (H H)
124 2(412) (348) (612) (H H)
(H H) 124 2(412) (348) (612)
(H H) 436 kJ / mol
Δ
Δ
= + − + − − − − = − −
= − + − − = − −
+ = + − − −
− = − + + −
− = +
 
 
5. A 
(grafite)C 2 (g) 2 (g)
2 (g)
O CO H 94,1kcal
2H
Δ+ → = −
2 (g) 2 ( )
4 (g) (grafite)
1O 2H O H 68,3 kcal (inverter e 2)
CH C
Δ+ → = + 
→ 2 (g)2H+ H 17,9 kcal (inverter)Δ = −
4 (g) 2 (g) 2 (g) 2 ( )CH 2O CO 2H O+ → +
 
De acordo com a Lei de Hess, a variação de entalpia final corresponde ao somatório das variações de 
entalpias das reações intermediárias, assim teremos: 
94,1 2 (68,3) 17,9 212,8 Kcal− −  + = − 
 
6. C 
Teremos: 
12 26( ) 2(g) 2(g) 2 ( ) C
6 14(g) 2(g) 2(g) 2 ( ) C
3 6(g) 2(g) 2(g) 2 ( ) C
37
C H O 12 CO 13 H O H 7513,0 kJ / mol (manter)
2
19
C H O 6 CO 7H O H 4163,0 kJ / mol (inverter)
2
9
C H O 3 CO 3 H O H 2220,0 kJ / mol (multiplicar por 2 e inverter)
2
Δ
Δ
Δ
+ → +  = −
+ → +  = −
+ → +  = −
 
Então, 
12 26( ) 2(g)
37
C H O
2
+ 2(g)12 CO→ 2 ( )13 H O+ C
2(g)
H 7513,0 kJ / mol
6 CO
Δ  = −
2 ( )7H O+ 6 14(g) 2(g)
19
C H O
2
→ + C
2(g)
H 4163,0 kJ / mol
6 CO
Δ  = +
2 ( )6 H O+ 3 6(g) 2(g)3C H 9O→ + C
Global
12 26( ) 6 14(g) 3 6(g)
H 2 ( 2220,0) kJ / mol
C H C H 3C H H ( 7513,0 4163,0 4440,0) kJ / mol
H 1090 kJ / mol
Δ
Δ
Δ
 =  +
⎯⎯⎯⎯→ + = − + +
= +
 
 
 
 
 
 
 
15 
Química 
 
7. B 
0
2 2(g) 2(g) 2(g) 2 ( ) c
5
C H O 2 CO H O H 310 kcal mol
2
+ → +  = − (manter e multiplicar por 3) 
0
6 6( ) 2(g) 2(g) 2 ( ) c
15
C H O 6 CO 3 H O H 780 kcal mol
2
+ → +  = − (inverter) 
 
2 2(g) 2(g)
15
3 C H O
2
+ 2(g)6 CO→ 2 ( )3 H O+
0
c
2(g)
H 3 ( 310) kcal mol
6 CO
 =  −
2 ( )3 H O+ 6 6( ) 2(g)
15
C H O
2
→ + 0c
Global
2 2(g) 6 6( )
H 780 kcal mol
3 C H C H H [3 ( 310) 780] kcal mol
H 150 kcal mol
 = +
⎯⎯⎯⎯→  =  − +
 = −
 
 
 
8. A 
Cálculo da entalpia de formação da água gasosa: 
2 2 2
H H H O H
O O436 kJ 2 464 kJ
0,5 498 kJ
1
1
1H O H O
2
H 436 0,5 498 2 464 243 kJ
H 243 kJ mol
Δ
Δ
− − −
=+ − 
+ 
−
+ →
= + +  −  = −
= − 
 
 
9. C 
A partir da análise do diagrama, vem: 
2(g) 2(g) 2 ( ) 1
2 2 (g) 2(g) 2 ( ) 2
Bio óleo O CO H O H 18,8 kJ / g
CO (g) H O CO H O H 2,4 kJ / g
− + → +  = −
+ → +  =−
 
Invertendo a segunda equação e aplicando a Lei de Hess, teremos: 
2(g) 2(g)Bio óleo O CO− + → 2 ( )H O+ 1
2(g)
H 18,8 kJ / g
CO
 = −
2 ( )H O+ 2(g) 2 (g) 2
Global
2(g) 2(g) 2 (g) 1 2
CO H O H 2,4 kJ / g
Bio óleo O CO H O H H H
H 18,8 2,4 16,4 kJ / g
1 g
→ +  =+
− + ⎯⎯⎯⎯→ +  =  + 
 = − + = −
16,4 kJ (liberados)
5 g
−
82,0 kJ
5 ( 16,4) kJ (liberados)
Variação de entalpia 82,0 kJ
−
 −
= −
 
 
10. A 
2 6(g) 2(g) 3 2 (g) (g)
2 3
C H C CH CH C HC
H C H CH
+ → +
− 2 3C C C C H CH+ − → −
( ) ( )
( ) ( )
("quebra") (" formação")
H C
H H H
H H C C C C C H C
H 415 kJ 243 kJ 328 kJ 432 kJ 102 kJ
H 102 kJ mol
Δ
Δ
Δ
Δ
+ −
= + −
   = + − + − − − + −   
   = + + − + = −   
= −
 
 
 
 
 
16 
Química 
 
11. A 
2C(grafite) 1O+ 2(g) 1CO→
1
2
(g) H 394 kJ mol
2S(rômbico) 2 O
− = −
+ 2(g) 2 SO→
1
2
(g)(inverte) H ( 297 kJ mol ) 2
2 SO
− = − 
2(g) 1CO+ 2 2(g) CS ( ) 3 O→ +
1(g) H 1077 kJ mol− = +
1
2C(grafite) 2S(rômbico) CS ( ) H 89 kJ mol
−+ →  = +
 
 
Como H 0,Δ  trata-se de uma reação endotérmica. 
 
12. D 
 
H [6 ( 413) 6 ( 358) 3 ( 495)] [6 ( 799) 6 ( 463)]
H 6.111 ( 7.572)
H 1.461 kJ
Δ
Δ
Δ
=  + +  + +  + +  − +  −
= + −
= −
 
 
13. A 
4(g) 2(g) 2(g) 2 (v)
Rompimento de ligações Formação de ligações
1CH 2 O 1CO 2 H O
4 (C H) 2 (O O) 2 (C O) 2 (2 O H)
H 4 ( 413 kJ) 2 ( 494 kJ) 2 ( 804 kJ) 4 ( 463 kJ)
H 2640 kJ 3460 kJ
H 820 kJ mol
Δ
Δ
Δ
+ ⎯⎯→ +
 −  =  =  −
=  + +  + +  − +  −
= −
= − 
 
14. E 
 
 
 
 
 
17 
Química 
 
 
De acordo com a lei de Hess, vem: 
1 2 3 (total)
o
o
o
o
o
H H H H
H 788 kJ 572 kJ 1411kJ
H 788 kJ 572 kJ 1411kJ
H 1360 kJ 1411kJ
H 1411kJ 1360 kJ
H 51kJ
Δ Δ Δ Δ
Δ
Δ
Δ
Δ
Δ
+ + =
+ − + + = +
+ + = +
+ = +
= + −
= +
 
 
15. B 
2 3(s) (g) (s) 2(g) 1 2 3
(s) 2(g) 3 4(s) (g) 2 2
3 4(s) 2(g) 2 3(s) (g) 3 2
2 3(s)
Fe O 3 CO 2 Fe 3 CO H 25 kJ mol de Fe O (multiplicar por 3)
3 FeO CO Fe O CO H 36 kJ mol de CO (multiplicar por 2)
2 Fe O CO 3 Fe O CO H 47 kJ mol de CO
3Fe O
Δ
Δ
Δ
+ → + = −
+ → + = −
+ → + = +
9+ (g) (s)6 CO 6 Fe 9→ + 2(g) 1 2 3
(s) 2(g)
6 CO H 3 ( 25) kJ mol de Fe O
6 FeO 2CO
Δ =  −
+ 3 4(s)2Fe O→ (g)2CO+ 2 2
3 4(s)
H 2 ( 36) kJ mol de CO
2 Fe O
Δ =  −
2(g)CO+ 2 3(s)3 Fe O→ (g)CO+ 3 2
Global
(s) (g) (s) 2(g) 1 2 3
(s) (g) (s) 2(g)
H 47 kJ mol de CO
6 FeO 6CO 6 Fe 6CO H H H H
H
FeO CO Fe CO H'
6
H [3 ( 25) 2 ( 36) 47] kJ
H'
6 6
H' 16,6666 kJ 16,7 kJ
O valor mais próximo é 17 kJ.
Δ
Δ Δ Δ Δ
Δ
Δ
Δ
Δ
Δ
= +
+ ⎯⎯⎯⎯→ + = + +
+ → + =
 − +  − +
= =
= −  −
− 
 
16. B 
 
( ) ( )
  ( ) ( )( )
+ + + − −
+ →
− + − + = → − − + − −
= +
 = + + + + − + − 
= +
2(g) 2(g) 2 (g)
"Quebra" "Forma"
437 kJ 437 kJ 494 kJ 2 463 kJ 2 463 kJ
"Quebra" "Forma"
2 H O 2 H O
H H H H O O H O H H O H
H H H
H 437 kJ 437 kJ 494 kJ 2 463 kJ 2 463 kJ
H 1
Δ
Δ
Δ ( )+ −
= −
368 kJ 1852 kJ
H 484 kJΔ
 
+ → = −

2(g) 2(g) 2 (g)2 H O 2 H O H 484 kJ
2 2 g
Δ
1kg
484 kJ liberados
1000g

= =

= −
E
1000g 484 kJ
E 121.000 kJ liberados
2 2 g
H 121.000 kJΔ