Lei de Hess e Entalpia de Formação

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CASD Vestibulares Química – Termoquímica 1 
Química – Frente IV – Físico-química 
Prof. Vitor Terra 
Lista 05 – Termoquímica – Lei de Hess e Entalpia de Formação 
 
RESUMO 
 
Lei de Hess 
 
 
 
Consequência importantíssima: as equações 
termoquímicas podem ser tratadas como equações 
matemáticas: 
 
 Se uma reação é dividida em várias etapas, o ΔH 
da reação é a soma dos ΔH de cada uma das etapas: 
 
 
 Ao multiplicar uma equação termoquímica por 
um número, o ΔH também é multiplicado pelo mesmo 
número: 
 
 
 Ao inverter uma equação termoquímica, o sinal do 
seu ΔH é invertido: 
 
 
 
Estado padrão de uma substância: 
 25°C e 1 atm 
 Estado físico mais comum (a 25° e 1 atm) 
 Forma alotrópica mais estável 
 
Reação de formação de uma substância: reação 
que forma 1 mol essa substância a partir de substâncias 
simples no estado padrão. 
O ΔH da reação de formação é chamado 𝚫H de 
formação ou entalpia de formação ou entalpia padrão 
de formação (𝚫H°f). 
 A entalpia padrão de formação de substâncias 
simples no estado padrão é zero! 
 
 Uma outra forma de escrever ΔH = HP – HR: 
 
 
 Lembre-se de que essa soma leva em conta as 
quantidades de reagentes/produtos, dadas pelos 
coeficientes estequiométricos. Veja o exercício resolvido 
sobre entalpia de formação. 
 
EXERCÍCIOS RESOLVIDOS 
 
 Tente fazer o exercício antes de olhar a 
resolução. Quando for ler a resolução, observe 
cuidadosamente cada um de seus passos. 
 
 Exercício Resolvido – Lei de Hess 
 
 O valor do ΔH da seguinte reação é difícil de se 
medir experimentalmente: 
 
C (graf) + 2 H2 (g) → CH4 (g), ΔH = ? 
 
 No entanto, são conhecidos os valores de ΔH das 
seguintes reações: 
 
1) C (graf) + O2 (g) → CO2 (g) 
 ΔH1 = - 94,1 kcal 
2) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) 
 ΔH2 = - 68,3 kcal 
3) CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l) 
 ΔH3 = - 212,8 kcal 
 Calcule o ΔH da reação do carbono grafite com o 
gás hidrogênio e diga se a reação é endotérmica ou 
exotérmica. 
 
Resolução 
 Na equação pedida, temos: 
 
 - C (graf) do lado esquerdo 
 - 2 H2 (g) do lado esquerdo 
 - CH4 (g) do lado direito 
 
 Vamos olhar para as equações dadas (1, 2 e 3) e 
ver em quais delas aparecem C (graf), H2 (g) e CH4 (g): 
 
 - C (graf) aparece do lado esquerdo da equação 1 
 - H2 (g) aparece do lado esquerdo da equação 2 
 - CH4 (g) aparece do lado esquerdo da equação 3 
 
 Agora fazemos as alterações necessárias nas 
equações 1, 2 e 3 para que o C (graf), o H2 (g) e o CH4 (g) 
apareçam da mesma forma que na equação pedida (do 
mesmo lado e com o mesmo coeficiente): 
 
 - Mantemos a equação 1 do jeito que está, já 
temos C (graf) do lado esquerdo, como queremos. Assim, 
o seu 𝚫H continua sendo 𝚫H1. 
 - Multiplicamos a equação 2 por 2, já que 
queremos que apareça 2 H2 (g) do lado esquerdo. Assim, 
o seu 𝚫H passa a ser 2·ΔH2. 
- Invertemos a equação 3, já que queremos que 
CH4 (g) apareça do lado direito. Assim, o seu 𝚫H passa a 
ser – ΔH3. 
“O ΔH de uma reação só depende dos 
estados inicial (HR) e final (HP), e independe do 
caminho percorrido entre esses estados “ 
(lembre que ΔH = HP – HR) 
 
 A + B → C ; ΔH1 
 + B + C → D ; ΔH2 
 2B + A → D ; ΔH = ΔH1 + ΔH2 
 
 A + B → C ; ΔH1 
 2A + 2B → 2C ; ΔH = 2·ΔH1 
 
 A + B → C ; ΔH1 
 C → A + B ; ΔH = – ΔH1 
 
 soma das entalpias soma das entalpias 
𝚫H = de formação dos – de formação dos 
 produtos reagentes 
 
 
 
 
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Com as devidas alterações, as equações dadas 
(com seus novos valores de ΔH) ficam: 
 
C (graf) + O2 (g) → CO2 (g), 𝚫H1 
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l), 2·ΔH2 
CO2 (g) + 2 H2O (l) → CH4 (g) + 2 O2 (g), – ΔH3 
 
 Somando essas 3 equações, vamos obter a 
equação pedida. Note que o CO2 (g), 2 O2 (g) e 2 H2O (l), 
que não aparecem na equação pedida, vão se cancelar! 
O ΔH da equação pedida vai ser a soma dos ΔH de cada 
uma das etapas (ΔH1, 2·ΔH2 e – ΔH3): 
 
C (graf) + O2 (g) → CO2 (g), 𝚫H1 
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l), 2·ΔH2 
 + CO2 (g) + 2 H2O (l) → CH4 (g) + 2 O2 (g), – ΔH3 
 C (graf) + 2 H2 (g) → CH4 (g) 
 𝚫H = 𝚫H1 + 2·ΔH2 – ΔH3 
 Agora é só substituir os valores numéricos de ΔH1, 
ΔH2 e ΔH3: 
 
 ΔH = – 94,1 + 2(– 68,3) – (–212,8) 
 ΔH = – 94,1 – 136,6 + 212,8 
 
 
 
Como a reação possui ΔH negativo, trata-se de 
uma reação exotérmica. 
 
 Exercício Resolvido – Entalpia de formação 
 
 Calcule o ΔH da combustão do etanol (em 
kcal/mol) nas condições padrão, conhecendo as entalpias 
de formação: 
 
C2H5OH (l) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) 
 ΔH = ? 
 ΔH°f (kcal/mol) 
C2H5OH (l) –66,7 
CO2 (g) –94,1 
H2O (l) –68,3 
 
 Resolução 
 
 A entalpia de formação do O2 (g) não foi dada, 
mas sabemos que ela vale zero, pois trata-se de uma 
substância simples no estado padrão. Assim, podemos 
calcular a soma das entalpias de formação dos produtos 
e reagentes, conforme o esquema abaixo: 
 
 
 
 Note como os coeficientes estequiométricos são 
levados em conta na hora de calcular a soma das 
entalpias de formação, pois os valores tabelados são 
dados em kcal para cada mol. 
Agora calculamos o ΔH fazendo a diferença entre 
a entalpia dos produtos (soma das entalpias de formação 
dos produtos) e reagentes (soma das entalpias de 
formação dos reagentes): 
ΔH = HP – HR 
ΔH = [2·(–94,1) + 3·(–68,3)] – [–66,7 + 3·(0)] 
ΔH = –393,1 – (–66,7) 
 
 
 
EXERCÍCIOS PROPOSTOS 
 
1. Fazer os seguintes exercícios da apostila (Aula 
11, pag. 80, Atividades Propostas): 
1, 2, 3, 4, 5, 6 
 
2. (FGV) Em um conversor catalítico, usado em 
veículos automotores em seu cano de escape, para 
reduzir a poluição atmosférica, ocorrem várias reações 
químicas, sendo que uma das mais importantes é: 
 
CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) 
 
Sabendo-se que as entalpias das reações citadas 
a seguir são: 
 
C(grafite) + ½ O2(g) → CO(g) ∆H = - 26,4 kcal 
 
C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ∆H‚ = - 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. 
 
3. (Unesp) A entalpia da reação (I) não pode ser 
medida diretamente em um calorímetro porque a reação 
de carbono com excesso de oxigênio produz uma mistura 
de monóxido de carbono e dióxido de carbono gasosos. 
As entalpias das reações (II) e (III), a 20°C e 1 atmosfera, 
estão indicadas nas equações termoquímicas a seguir: 
 
(I) 2 C(s) + O2(g) → 2 CO(g) 
 
(II) C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = - 394 kJ.mol-1 
 
(III) 2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2 (g) ∆H = - 283 kJ.mol-1 
 
a) Calcular a entalpia da reação (I) nas mesmas 
condições. 
b) Considerando o calor envolvido, classificar as reações 
(I), (II) e (III). 
 
4. (Unesp) O peróxido de hidrogênio, H2O2, é um 
líquido incolor cujas soluções são alvejantes e 
antissépticas. Esta "água oxigenada" é preparada num 
processo cuja equação global é: 
 
H2 (g) + O2 (g) → H2O2 (l) 
 
𝚫H = – 17,8 kcal 
𝚫H = – 326,4 kcal/mol 
 
 
 
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Dadas as equações das reações: 
 
H2O2 (l) → H2O(l) + ½ O2(g) ∆H = - 98,0 kJ/mol 
 
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O(l) ∆H = -572,0 kJ/mol 
 
Pergunta-se: 
a) Qual o ∆H da reação do processo global? 
b) Esta reação é exotérmica ou endotérmica? Justifique 
sua resposta. 
 
5. (Fatec) As transformações representadas a 
seguir referem-se à formaçãoda água. 
 
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆H = - 286 kJ/mol de H2O(l) 
 
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ∆H = - 242 kJ/mol de H2O(g) 
 
Para vaporizar 180g de água são necessários: 
Dados: massa molar H2O = 18g/mol 
 
a) 79 kJ 
b) 5280 kJ 
c) 44 kJ 
d) 528 kJ 
e) 440 kJ 
 
6. (UnB - Adaptada) Cerca de 90% do ácido 
nítrico, principal matéria-prima dos adubos à base de 
nitratos, são obtidos pela reação de oxidação da amônia 
pelo O2, em presença de catalisador-platina com 5% a 
10% de paládio ou de ródio (ou de ambos) - a uma 
temperatura de 950°C. A reação é representada pela 
equação: 
 
6 NH3(g) + 9 O2(g) → 2 HNO3(g) + 4 NO(g) + 8 H2O(g). 
 
Essa reação ocorre nas seguintes etapas: 
 
I – 6 NH3(g) + 15/2 O2(g) → 6 NO(g) + 9 H2O(g) 
∆H = -1359 kJ 
 
II – 3 NO(g) + 3/2 O2(g) → 3 NO2(g) 
∆H = - 170 kJ 
 
III – 3 NO2(g) + H2O(g) → 2 HNO3(g) + NO(g) 
∆H = - 135 kJ 
 
Com base nas informações relativas às três 
etapas envolvidas na produção de ácido nítrico, calcule, 
em KJ, a variação de entalpia correspondente à síntese 
de um mol desse ácido. 
 
7. (Fuvest) Benzeno pode ser obtido a partir de 
hexano por reforma catalítica. Considere as reações da 
combustão: 
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) 
Calor liberado = 286 kJ/mol de combustível 
C6H6(l) + 15/2 O2(g) → 6 CO2(g) + 3 H2O(l) 
Calor liberado = 3268 kJ/mol de combustível 
C6H14(l) + 19/2 O2(g) → 6 CO2(g) + 7 H2O(l) 
Calor liberado = 4163 kJ/mol de combustível 
 
Pode-se então afirmar que na formação de 1 mol 
de benzeno, a partir do hexano, há: 
 
a) liberação de 249 kJ. 
b) absorção de 249 kJ. 
c) liberação de 609 kJ. 
d) absorção de 609 kJ. 
e) liberação de 895 kJ. 
 
8. (Fatec) O processo de obtenção industrial de 
H2SO4 é representado pelas equações: 
 
S(s) + O2(g) → SO2(g) ∆H = - 297kJ 
 
SO2(g) + ½ O2(g) → SO3(g) ∆H = - 99kJ 
 
SO3(g) + H2O → H2SO4(l) ∆H = - 130kJ 
 
Dados: 
massa molar do H2SO4 = 98 g/mol 
1 tonelada = 1,0 x 106 g 
A quantidade de calor liberada na produção de 
700 toneladas de H2SO4 é aproximadamente: 
 
a) 3,8 kJ 
b) 536 kJ 
c) 4025 kJ 
d) 5,4x108 kJ 
e) 3,8x109 kJ 
 
9. (ITA) Sabe-se que a 25°C as entalpias de 
combustão (em kJ.mol-1) de grafita, gás hidrogênio e gás 
metano são, respectivamente: – 393,5; – 285,9 e – 890,5. 
Assinale a alternativa que apresenta o valor CORRETO 
da entalpia da seguinte reação: 
 
C (grafita) + 2 H2 (g) → CH4 (g) 
 
a) – 211,1 kJ.mol-1 
b) – 74,8 kJ.mol-1 
c) 74,8 kJ.mol-1 
d) 136,3 kJ.mol-1 
e) 211,1 kJ.mol-1 
 
10. (UFRN) É possível sintetizar o metano (CH4) 
gasoso a partir da reação do carbono (C) sólido com 
hidrogênio (H2) gasoso. Considere os valores de variação 
de entalpia, nas condições normais de temperatura e 
pressão expressos nas seguintes equações: 
 
C (s) + O2 (g) → CO2 (g) 
∆H = - 393,5 kJ/mol 
 
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) 
∆H = - 285,8 kJ/mol 
 
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l) 
∆H = - 890,3 kJ/mol 
 
A partir dos dados acima, o tipo de reação e a 
variação de entalpia para a síntese do metano podem ser 
representados pelo gráfico: 
 
 
 
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11. (PUC-MG) Na estratosfera, os CFCs 
(provenientes dos propelentes de aerossol) e o gás 
oxigênio (O2) absorvem radiação alfa de altas energias e 
produzem, respectivamente, os átomos de cloro (que têm 
efeito catalítico para remover o ozônio) e átomos de 
oxigênio. Sejam dadas as seguintes equações 
termoquímicas (25 °C, 1atm) 
 
O2(g) + Cl(g) → ClO(g) + O(g) ∆H = + 64 kcal 
 
O3(g) + Cl(g) → ClO(g) + O2(g) ∆H = - 30 kcal 
 
O valor da variação de entalpia (∆H), em kcal, para 
a reação de remoção do ozônio, representado pela 
equação a seguir, é igual a: 
 
O3(g) + O(g) → 2 O2(g) 
 
a) - 94 
b) - 34 
c) - 64 
d) + 34 
e) + 94 
 
12. (Mackenzie) Dadas as equações 
termoquímicas, a 1 atm e 25°C. 
 
I) 2 C6H6 (l) + 15 O2 (g) → 12 CO2 (g) + 6 H2O (l) 
∆H = - 800 kcal 
 
II) 4 CO2(g) + 2 H2O (l) → 2 C2H2 (g) + 5 O2(g) 
∆H = + 310 kcal 
 
O calor da trimerização do acetileno, em kcal/mol, 
na formação de benzeno é: 
 
a) - 65 kcal / mol. 
b) - 245 kcal/mol. 
c) - 490 kcal/mol. 
d) +1110 kcal/mol. 
e) - 130 kcal/mol. 
 
 13. (UFRGS) O carbeto de tungstênio, WC, é uma 
substância muito dura e, por essa razão, é utilizada na 
fabricação de vários tipos de ferramentas. A variação de 
entalpia da reação de formação do carbeto de tungstênio 
a partir dos elementos C(grafite) e W(s) é difícil de ser 
medida diretamente, pois a reação ocorre a 1400 °C. No 
entanto, podem-se medir com facilidade os calores de 
combustão dos elementos C(grafite), W(s) e do carbeto de 
tungstênio. WC (s): 
 
2 W (s) + 3 O2 (g) → 2 WO3 (s) 
∆H1 = - 1680,6 kJ 
 
C (grafite) + O2 (g) → CO2 (g) 
∆H2 = - 393,5 kJ 
 
2 WC (s) + 5 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 2 WO3(s) 
∆H3 = - 2391,6 kJ 
 
Pode-se, então, calcular o valor da entalpia da 
reação abaixo e concluir se ela é endotérmica ou 
exotérmica: 
 
W(s) + C(grafite) → WC (s), ∆H = ? 
 
A qual alternativa correspondem o valor de ∆H 
(em kJ) e o tipo de reação, respectivamente? 
 
a) - 878,3, exotérmica 
b) - 317,5, exotérmica 
c) - 38,0, exotérmica 
d) 38,0, endotérmica 
e) 317,5, endotérmica 
 
14. (Unicamp) As variações de entalpia (∆H) do 
oxigênio, do estanho e dos seus óxidos, a 298K e 1 bar, 
estão representadas no diagrama: 
 
 
 
Assim, a formação do SnO(s), a partir dos 
elementos, corresponde a uma variação de entalpia de 
– 286 kJ/mol. 
 
a) Calcule a variação de entalpia (∆H) correspondente à 
decomposição do SnO2(s) nos respectivos elementos, a 
298K e 1 bar. 
b) Escreva a equação química e calcule a respectiva 
variação de entalpia (∆H) da reação entre o óxido de 
estanho II (SnO) e o oxigênio, produzindo o óxido de 
estanho IV (SnO2), a 298K e 1 bar: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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15. (Puccamp - Adaptada) São dadas as 
entalpias padrão de formação das seguintes substâncias: 
 
Substâncias / ∆H° de formação (kJ/mol) 
CO2 (g) / ∆H°f = - 393,3 
H2O(g) / ∆H°f = - 285,8 
CH3OH(l) / ∆H°f = - 238,5 
 
Reação de combustão: 
CH3OH(l) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) 
 
Na combustão completa de 0,5 mol de metanol, a 
25°C e 1 atm de pressão há 
 
a) liberação de 726,3 kJ 
b) absorção de 726,3 kJ 
c) liberação de 363,2 kJ 
d) absorção de 363,2 kJ 
e) liberação de 181,6 kJ 
 
16. (FEI) Considerando as reações abaixo: 
 
C2H2(g) + 5/2 O2(g) → 2 CO2(g) + H2O(l) + 1299,5 kJ 
 
C(graf) + O2(g) → CO2(g) + 393,5 kJ 
 
H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) + 285,8 kJ 
 
A entalpia molar de formação de C2H2(g) é: 
 
a) + 226,7 kJ 
b) + 620,2 kJ 
c) + 798,3 kJ 
d) - 1978,8 kJ 
e) - 2372,3 kJ 
 
17. (ITA - Adaptada) Qual das opções a seguir 
apresenta a equação química balanceada para a reação 
de formação de óxido de ferro (II) (FeO) sólido nas 
condições-padrão? 
 
a) Fe (s) + Fe2O3 (s) → 3 FeO(s) 
b) Fe (s) + 1/2 O2 (g) → FeO(s) 
c) Fe2O3 (s) → 2 FeO (s) + 1/2 O (g) 
d) Fe (s) + CO (g) → FeO (s) + C (graf) 
e) Fe (s) + CO(g) → FeO(s) + C (graf) + 1/2 O2 (g) 
 
18. (UFRRJ) Adicionando bicarbonato de sódio 
para auxiliar o cozimento dos alimentos, tem-se a seguinte 
reação: 
 
2 NaHCO3 → Na2CO3 + CO2(g) + H2O. 
 
Considerando os dados a seguir, 
 
∆H(NaHCO3) = - 226,5 kcal / mol 
∆H(Na2CO3) = - 270,3 kcal / mol 
∆H(CO2) = - 94 kcal / mol 
∆H(H2O) = - 57,8 kcal / mol 
 
calcule a quantidade de calor envolvida, quando utiliza-se 
0,2 mol de bicarbonato de sódio. 
19. (UNIRIO) Os soldados em campanha 
aquecem suas refeições prontas, contidas dentro de uma 
bolsa plástica com água. Dentrodesta bolsa existe o metal 
magnésio, que se combina com a água e forma hidróxido 
de magnésio, conforme a reação: 
 
 Mg (s) + 2 H2O (l) → Mg(OH)2 (s) + H2 (g) 
 
A variação de entalpia desta reação, em kJ/mol, é: 
(Dados: ∆H°f H2O (l) = - 285,8 kJ/mol 
 ∆H°f Mg(OH)2 (s) = -924,5 kJ/mol ) 
 
a) -1.496,1 
b) -638,7 
c) -352,9 
d) +352,9 
e) +1.496,1 
 
20. (UERJ) O alumínio é utilizado como redutor de 
óxidos, no processo denominado aluminotermia, 
conforme mostra a equação química: 
 
8 Al (s) + 3 Mn3O4(s) → 4 Al2O3 (s) + 9 Mn (s) 
 
Observe a tabela: 
 
 
Segundo a equação acima, para a obtenção do 
Mn (s), a variação de entalpia, na temperatura de 298 K, 
em kJ, é de: 
 
a) - 282,5 
b) - 2515,3 
c) - 3053,1 
d) - 10827,1 
 
21. (PUC-SP) Para determinar a entalpia de 
formação de algumas substâncias que não podem ser 
sintetizadas diretamente a partir dos seus elementos 
constituintes, utiliza-se, muitas vezes, o calor de 
combustão. 
Dados: 
 
H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (l), ∆H = - 290 kJ 
C (graf) + O2 (g) → CO2 (g) ∆H = - 390 kJ 
C8H8(g) + 10 O2 (g) → 8 CO2(g) + 4 H2O(l), ∆H = - 4400 kJ 
 
A partir das reações de combustão do estireno 
(C8H8), do hidrogênio e do carbono nas condições padrão 
acima, conclui-se que a entalpia de formação do estireno 
(ΔH°f C8H8) é igual a 
 
a) 3.720 kJ/mol 
b) 120 kJ/mol 
c) 2200 kJ/mol 
d) 25.080 kJ/mol 
e) 28.680 kJ/mol 
 
 
 
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22. (Fuvest) Pode-se calcular a entalpia molar de 
vaporização do etanol a partir das entalpias das reações 
de combustão representadas por 
 
 
 
Para isso, basta que se conheça, também, a 
entalpia molar de 
 
a) vaporização da água. 
b) sublimação do dióxido de carbono. 
c) formação da água líquida. 
d) formação do etanol líquido 
e) formação do dióxido de carbono gasoso. 
 
23. (Fuvest) As reações, em fase gasosa, 
representadas pelas equações I, II e III, liberam, 
respectivamente, as quantidades de calor Q1, Q2 e Q3 
(medidas em J), sendo Q3 > Q2 > Q1. 
 
I. 2 NH3 + 5/2 O2 → 2 NO + 3 H2O, ΔH1 = - Q1 
II. 2 NH3 + 7/2 O2 → 2 NO2 + 3 H2O, ΔH2 = - Q2 
III. 2 NH3 + 4 O2 → N2O5 + 3 H2O, ΔH3 = - Q3 
 
Assim sendo, a reação representada por 
 
IV. N2O5 → 2 NO2 + ½ O2, ΔH4 
será 
 
a) exotérmica, com ΔH4 = Q3 – Q1. 
b) endotérmica, com ΔH4 = Q2 – Q1. 
c) exotérmica, com ΔH4 = Q2 – Q3. 
d) endotérmica, com ΔH4 = Q3 – Q2 
e) exotérmica, com ΔH4 = Q1 – Q2 
 
24. (UEM – PR) Observe o diagrama abaixo, a 
250 °C e 1 atm, e assinale a(s) alternativa(s) correta(s). 
 
01) A entalpia de formação de 1/2 mol de água líquida é 
–143 kJ, a 250°C e 1 atm. 
02) A reação de formação da água é um processo 
endotérmico. 
04) A vaporização de 2 mols de água, a 250°C e 1 atm, 
absorve 88 kJ. 
08) Apenas ∆H1 pode ser chamado de entalpia de 
formação. 
16) Através da lei de Hess, tem-se: ∆H2 = ∆H1 - ∆Hvaporização 
32) Entalpia de vaporização é sempre positiva 
 
 
 
 
 
25. (Cesgranrio) A etapa fotoquímica da 
fotossíntese, conhecida como “reações de claro”, é assim 
chamada por ocorrer somente na presença de luz. Essas 
reações podem ser simplificadas na seguinte equação: 
 
 
Com a entalpia padrão de formação (∆Hof) do gás 
carbônico, da água e da glicose, é possível quantificar a 
energia liberada na queima da glicose, conforme o quadro 
anterior. 
Assim sendo, a quantidade máxima de energia 
liberada, na combustão completa de 36g de glicose, em 
condições-padrão, é igual a: 
 
a) 562,6 
b) 843,9 
c) 1406,5 
d) 1969 
e) 2813 
 
26. (Fuvest) Considere os dados da tabela 
abaixo, a 25 ºC e 1 atm. 
 
 
 
a) Calcule a variação de entalpia (em kJ/mol) quando a 
base reage com o ácido para formar o correspondente sal. 
b) Essa reação de salificação é exotérmica ou 
endotérmica? Por quê? 
 
27. (IME-RJ) Em função do calor de formação do 
dióxido de carbono (∆H°f,CO2), do calor de formação do 
vapor d’água (∆H°f,H2O(g)) e do calor da combustão 
completa de uma mistura de metano e oxigênio, em 
proporção estequiométrica (∆Hr), deduza a expressão do 
calor de formação do metano (∆H°f,CH4). 
 
28. (ITA) Assinale a opção ERRADA que 
apresenta (em kJ/mol) a entalpia padrão de formação da 
substância (∆H°f) a 25°C 
 
a) ∆H°f (H2 (g)) = 0 
b) ∆H°f (F2 (g)) = 0 
c) ∆H°f (N2 (g)) = 0 
d) ∆H°f (Br2 (g)) = 0 
e) ∆H°f (Cl2 (g)) = 0 
 
 
 
 
 
CASD Vestibulares Química – Termoquímica 7 
 
29. (Unesp - Adaptada) Rações militares de 
emergência são fornecidas em embalagens de plástico 
aluminizado, contendo dois recipientes independentes e 
impermeáveis, conforme esquema mostrado a seguir. 
 
 
 
Para o aquecimento do alimento, introduz-se água 
no recipiente externo, através de orifício próprio. Em 
presença de Fe e NaCl, a reação a seguir ocorre 
rapidamente: 
 
Mg(s) + 2H2O(l) → Mg(OH)2(s) + H2(g) + calor 
 
a) Calcule a quantidade de energia desprendida nas 
condições padrão, quando 0,10 mol de Mg(s) reagir 
completamente com a água adicionada. 
b) Hidróxido de magnésio também pode ser obtido pela 
reação entre óxido de magnésio sólido e água líquida. 
Escreva a equação balanceada que representa esta 
reação química. Sabendo que a variação de entalpia desta 
reação vale X, calcule a entalpia de formação do óxido de 
magnésio. 
 
Dados: 
entalpias padrão de formação, em kJ/mol: H2O(l) = - 285; 
Mg(OH)2(s) = - 930. 
 
30. (Unicamp) As informações contidas a seguir 
foram extraídas de rótulos de bebidas chamadas 
“energéticas”, muito comuns atualmente, e devem ser 
consideradas para a resolução da questão. 
 
 “Cada 500 mL contém” 
 
Valor energético = 140 CAL 
Carboidratos (sacarose) = 35 g 
Sais minerais = 0,015 mol* 
Proteínas = 0 g 
Lipídios = 0 g 
*(valor calculado a partir do rótulo) 
 
A unidade CAL utilizada para expressar o “valor 
energético”, como especificado no rótulo, significa 1000 
calorias. Essa unidade é obsoleta, e sua relação com a 
unidade recomendada de energia, o joule (J), é: 1 caloria 
= 4,184 J. Portanto, o valor energético escrito no rótulo 
equivale a 586 kJ (quilojoule). 
 
 
 
a) Calcule, com base nos dados da tabela, o valor da 
variação de entalpia (∆H), em kJ/mol, para a combustão 
da sacarose sólida formando dióxido de carbono gasoso 
e água líquida. 
 
b) Considerando que a reação de combustão da sacarose 
anteriormente representada possa ser utilizada no cálculo 
do “valor energético”, qual a contribuição da sacarose 
(carboidratos) para o “valor energético” da bebida (dar em 
porcentagem)? 
 
31. (Unicamp - Adaptada) Quando se utiliza um 
biossistema integrado numa propriedade agrícola, a 
biodigestão é um dos processos essenciais desse 
conjunto. O biodigestor consiste de um tanque, protegido 
do contato com o ar atmosférico, onde a matéria orgânica 
de efluentes, principalmente fezes animais e humanas,6é 
metabolizada por bactérias. Um dos subprodutos obtidos 
nesse processo é o gás metano, que pode ser utilizado na 
obtenção de energia em queimadores. A parte sólida e 
líquida que sobra é transformada em fertilizante. Dessa 
forma, faz-se o devido tratamento dos efluentes e ainda se 
obtêm subprodutos com valor agregado. 
 
Sabe-se que a entalpia molar de combustão do 
metano é de - 803 kJ/mol; que a entalpia molar de 
formação desse mesmo gás é de - 75 kJ/mol; que a 
entalpia molar de formação do CO2 é de - 394 kJ/mol. A 
partir dessas informações, calcule a entalpia molar de 
formação da água nessas mesmas condições. 
 
32. (Unicamp) Uma das grandes novidades em 
comunicação é a fibra óptica. Nesta, a luz é transmitida 
por grandes distâncias sem sofrer distorção ou grande 
atenuação. Para fabricar fibra óptica de quartzo, é 
necessário usar sílica de alta pureza, que é preparada 
industrialmente usando uma sequênciade reações cujas 
equações (não balanceadas) estão representadas a 
seguir: 
 
I. SiO2 (s) + C (s) → Si (s) + CO2 (g) 
II. Si (s) + Cl2 (g) → SiCl4 (g) 
III. SiCl4 (g) + O2 (g) → SiO2 (s) + Cl2 (g) 
 
 
 
 
 
CASD Vestibulares Química – Termoquímica 8 
 
a) Na obtenção de um tarugo de 300 g de sílica pura, qual 
a quantidade de energia (em kJ) envolvida? Considere a 
condição padrão. 
 
Dados de entalpia padrão de formação em kJ mol-1: 
SiO2 (s) = -910; 
CO2 (g) = -394; 
SiCl4 (g) = -657. 
Massas molares (em g/mol): C = 12, O = 16, Cl = 35,5, 
Si = 28 
 
b) Com a sílica produzida (densidade = 2,2 g cm-3), foi feito 
um tarugo que, esticado, formou uma fibra de 0,06 mm de 
diâmetro. Calcule o comprimento da fibra esticada, em 
metros. 
 
DICAS 
 
Tente fazer o exercício primeiro antes de olhar 
as dicas. 
 
 2. Queremos encontrar o ΔH da reação: 
 CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) 
 Logo, precisamos fazer aparecer CO (g) no lado 
esquerdo e CO2 (g) no lado direito ao somar as equações. 
Para que isso aconteça, podemos inverter a primeira 
equação dada e manter a segunda equação inalterada. 
Observe que o ΔH da primeira reação fica com o sinal 
trocado: 
CO(g) → C(grafite) + ½ O2(g) ∆H = + 26,4 kcal 
C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ∆H‚ = - 94,1 kcal 
 
Somando as duas equações, obtemos a reação 
pedida. Observe que o C(grafite) vai cancelar e vai sobrar 
½ O2 (g) do lado esquerdo. 
 
 3. Para obter a equação (I), precisamos fazer 
aparecer 2 C(s) do lado esquerdo e 2 CO(g) do lado 
direito. Para que isso aconteça, podemos multiplicar a 
equação (II) por 2, inverter a equação (III) e somar. Não 
esqueça de fazer as alterações correspondentes nos 
valores de ΔH. 
 Nessa questão, o enunciado não especificou qual 
era a forma alotrópica do C. Isso não prejudicou a 
resolução nesse caso, mas o correto é especificar se o 
carbono é grafite ou diamante. 
 
 4. Podemos inverter a primeira equação dada, 
multiplicar a segunda equação dada por ½ e somar. Note 
que, ao fazer isso, obtemos a equação desejada. 
 
 6. As reações nessa questão são um pouco mais 
complicadas do que nas anteriores. No entanto, note que 
basta somar as equações dadas para obter a equação 
desejada. 
 
7. A fórmula molecular do hexano é C6H14 e a 
fórmula molecular do benzeno é C6H6. Logo, a questão 
pede que se calcule o ΔH da seguinte reação: 
 
C6H14 (l) → C6H6 (l) + 4 H2 (g) 
 
 
8. Considere que a produção do H2SO4 é a partir 
do S, do O2 e da H2O – caso contrário, as duas primeiras 
equações seriam desnecessárias. 
 
9. Dê uma olhada no enunciado do exercício 
resolvido de Lei de Hess. As duas questões são iguais, só 
o enunciado que está escrito de forma diferente. 
 
12. Reação de trimerização do acetileno é quando 
3 moléculas de acetileno (C2H2) se juntam para formar 
uma molécula de benzeno (C6H6). Ou seja, a reação 
pedida é a seguinte: 
3 C2H2 (g) → C6H6 (l) 
 
16. A entalpia de formação do C2H2 (g) é o ΔH da 
reação de formação do C2H2: 
 
2 C(graf) + H2 (g) → C2H2 (g) 
 
17. Lembre-se de que, em uma reação de 
formação: 
- os reagentes devem ser substâncias simples no 
estado físico mais comum a 25°C e 1 atm e na forma 
alotrópica mais estável. 
- deve ocorrer a formação de apenas um mol de 
produto. 
 
18. Fazendo a soma das entalpias de formação 
dos produtos (Na2CO3, CO2(g) e H2O) menos a soma das 
entalpias de formação dos reagentes (2 NaHCO3), 
encontramos o ΔH da reação em kJ/mol, ou seja, a 
quantidade de calor envolvida (liberada/absorvida) com 2 
mol de bicarbonato de sódio (NaHCO3) – pois o 
coeficiente estequiométrico do NaHCO3 é 2. 
 
21. A entalpia de formação do C8H8 (g) é o ΔH da 
reação de formação do C8H8: 
 
8 C(graf) + 4 H2 (g) → C8H8 (g) 
 
22. A entalpia molar de vaporização do etanol é o 
ΔH do seguinte processo: 
C2H5OH (l) → C2H5OH (g) 
 
A entalpia molar de vaporização da água é o ΔH 
do seguinte processo: 
 H2O (l) → H2O (g) 
 
A entalpia molar de sublimação do gás carbônico 
é o ΔH do seguinte processo: 
 CO2 (s) → CO2 (g) 
 
 23. Perceba que, em todas as alternativas, só há 
duas quantidades de calor envolvidas. Isso quer dizer que 
uma das reações dadas não vai ser utilizada no cálculo do 
ΔH4. 
 
 24. Entalpia de vaporização é o ΔH de uma 
vaporização. Esse processo absorve ou libera calor? 
 
 25. A combustão completa da glicose é o 
processo inverso ao da fotossíntese, representada pela 
equação dada no enunciado. 
 
 
 
CASD Vestibulares Química – Termoquímica 9 
 
O enunciado pede a quantidade máxima de 
energia liberada, mas isso não muda em nada a resolução 
da questão. Ele só está considerando que, na prática, 
devido a efeitos dissipativos, a energia liberada é menor 
do que o valor esperado teoricamente. 
 
26. A base a que ele se refere é amônia (NH3), o 
ácido a que ele se refere é o cloreto de hidrogênio (HCl) e 
o sal a que ele se refere é o cloreto de amônio (NH4Cl). A 
reação entre eles é a seguinte: 
NH3 (g) + HCl (g) → NH4Cl (s) 
 
27. Essa é uma questão normal de Lei de Hess, a 
diferença é que o enunciado não dá os valores numéricos 
de ΔH. As reações dadas (com seus respectivos ΔH) são: 
 
C (graf) + O2 (g) → CO2 (g), ∆H°f,CO2 
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g), ∆H°f,H2O(g) 
 CH4 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g), ∆Hr 
 
 O que a questão pede é o ΔH da seguinte reação: 
 
 C (graf) + 2 H2 (g) → CH4 (g), ∆H°f,CH4 
 
 28. A entalpia padrão de substâncias simples é 
zero somente quando a substância estiver no seu estado 
físico mais comum a 25°C e 1 atm. Qual das alternativas 
tem uma substância que não está no estado gasoso a 
25°C e 1 atm? 
 
 29. Fórmula do óxido de magnésio: MgO 
 Fórmula do hidróxido de magnésio: Mg(OH)2 
 
 31. Reação de combustão do metano: 
 CH4 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g) 
 
 32. Note que as equações dadas não estão 
balanceadas. No entanto, é necessário alterar o 
coeficiente de apenas uma substância nas reações II e III. 
 A sílica a que o enunciado se refere é o SiO2. 
 Observe que o enunciado se refere ao processo 
de purificação da sílica – ou seja, no processo global, o 
SiO2 não é consumido nem produzido. 
Antes de fazer contas pra encontrar o ΔH de cada 
uma das etapas, procure descobrir qual é o processo 
global de purificação primeiro. Isso vai reduzir muito a 
quantidade de contas realizadas. Dica: esse processo não 
envolve o SiO2! 
 
GABARITO 
 
1. Gabarito na apostila 
2. C 
3. a) ΔH = – 505 kJ/mol 
b) Todas as reações são exotérmicas (ΔH < 0) 
4. a) ΔH = – 188 kJ/mol 
b) Exotérmica, pois seu ΔH é menor do que 
zero, o que indica que a reação libera calor. 
 
5. E 
6. ΔH = – 832 kJ 
7. B 
8. E 
9. B 
10. A 
11. A 
12. A 
13. C 
14. a) ∆H = 581 kJ/mol 
b) SnO (s) + ½ O2 → SnO2 (s) 
 ΔH = - 295 kJ/mol 
15. C 
16. A 
17. B 
18. 3,09 kcal 
19. B 
20. B 
21. B 
22. A 
23. D 
24. Corretas: 01, 04, 32 
25. A 
26. a) ∆H = – 176 kJ/mol 
b) Exotérmica, pois seu ΔH é menor do que 
zero, o que indica que a reação libera calor. 
27. ∆H°f,CH4 = ∆H°f,CO2 + 2∆H°f,H2O(g) - ∆Hr 
28. D 
29. a) 36 kJ 
b) MgO (s) + H2O (l) → Mg(OH)2 (s) 
ΔH = – 645 – X kJ, onde X é o ΔH da reação 
do MgO (s) com a H2O (l) 
 
30. a) ∆H = – 5653 kJ/mol 
b) 98,7 % 
31. ∆H = – 242 kJ/mol 
32. a) ∆H = – 1970 kJ. Logo, são liberados 1970kJ 
b) 5·104 m