03 20 (Lista Lei de Hess) - Hexa

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Prof. Felipe 
Química 
 
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Lista de Exercícios – Lei de Hess 
 
 
1. (Fuvest 2018) A energia liberada na combustão do 
etanol de cana-de-açúcar pode ser considerada advinda da 
energia solar, uma vez que a primeira etapa para a 
produção do etanol é a fotossíntese. As transformações 
envolvidas na produção e no uso do etanol combustível são 
representadas pelas seguintes equações químicas: 
 
 
 
Com base nessas informações, podemos afirmar que o 
valor de HΔ para a reação de fotossíntese é 
a) 1.305 kJ mol.− 
b) 1.305 kJ mol.+ 
c) 2.400 kJ mol.+ 
d) 2.540 kJ mol.− 
e) 2.540 kJ mol.+ 
 
2. (Unesp 2018) Analise os três diagramas de entalpia. 
 
 
 
O H da combustão completa de 1mol de acetileno, C2H2 
(g) produzindo CO2 (g) e H2O (l) é 
a) 1.140 kJ.+ 
b) 820 kJ.+ 
c) 1.299 kJ.− 
d) 510 kJ.− 
e) 635 kJ.− 
 
3. (Pucsp 2012) Para projetar um reator um engenheiro 
precisa conhecer a energia envolvida na reação de 
hidrogenação do acetileno para a formação do etano 
2 2 2 2 6C H (g) 2 H (g) C H (g)+ → 
 
Embora não tenha encontrado esse dado tabelado, ele 
encontrou as seguintes entalpias padrão de combustão: 
 
 
 
A energia liberada na obtenção de 12,0 t de etano a partir 
dessa reação de hidrogenação é de 
a) 312 kJ. 
b) 260 kJ. 
c) 1,25 x 108 kJ. 
d) 1,04 x 108 kJ. 
e) 1,04 x 107 kJ. 
4. (Fuvest 2006) As reações, em fase gasosa, 
representadas pelas equações I, II e III, liberam, 
respectivamente, as quantidades de calor Q1 J, Q2 J e Q3 J, 
sendo Q3 > Q2 > Q1. 
 
I) 2NH3 + 
5
2
O2 → 2NO + 3H2O ∆H1 = - Q1J 
II) 2NH3 + 
7
2
O2 → 2NO2 + 3H2O ∆H2 = - Q2J 
III) 2NH3 + 4O2 → N2O5 + 3H2O ∆H3 = - Q3J 
 
Assim sendo, a reação representada por 
IV) N2O5 → 2NO2 +
1
2
O2 ∆H4 será: 
 
a) exotérmica, com ∆H4 = (Q3 - Q1)J. 
b) endotérmica, com ∆H4 = (Q2 - Q1)J. 
c) exotérmica, com ∆H4 = (Q2 - Q3)J. 
d) endotérmica, com ∆H4 = (Q3 - Q2)J. 
e) exotérmica, com ∆H4 = (Q1 - Q2)J. 
 
5. (Udesc 2012) O gás metano pode ser utilizado como 
combustível, como mostra a equação 1: 
 
Equação 1: CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) 
 
Utilizando as equações termoquímicas abaixo, que julgar 
necessário, e os conceitos da Lei de Hess, obtenha o valor 
de entalpia da equação 1. 
 
(s) 2 (g) (g) 2(g)C H O CO H+ → + H = 131,3 kJ mol-1 
(g) 2(g) 2(g)
1
CO O CO 
2
+ → H = - 283,0 kJ mol-1 
( )2(g) 2(g) 2
1
H O H O g 
2
+ → H = - 241,8 kJ mol-1 
(s) 2(g) 4(g)C 2H CH+ → H = - 74,8 kJ mol-1 
 
O valor da entalpia da equação 1, em kJ, é 
a) -704,6 
b) -725,4 
c) -802,3 
d) -524,8 
e) -110,5 
 
6. (Enem 2017) O ferro é encontrado na natureza na forma 
de seus minérios, tais como a hematita 2 3( Fe O ),α − a 
magnetita 3 4(Fe O ) 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+ → + 
 
 
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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 CO (gasoso) é 
a) 14.− 
b) 17.− 
c) 50.− 
d) 64.− 
e) 100.− 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Gabarito: 
 
1. e) 2. c) 3. c) 
 
4. d) 5. c) 6. b)