Aula 3 - Termoquímica Lei de Hess (1)

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CIÊNCIAS DA NATUREZA
E SUAS TECNOLOGIAS
F B O N L I N E . C O M . B R
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PROFESSOR(A): ANTONINO FONTENELLE
ASSUNTO: LEI DE HESS
FRENTE: QUÍMICA II
OSG.: 117607/17
AULA 03
EAD – MEDICINA
Resumo Teórico
Lei de Hess
Também conhecida como Lei da soma dos calores, a Lei de 
Hess é a base fundamental para a compreensão da Termoquímica. 
Ela se fundamenta no fato de que a entalpia (H) é uma função de 
estado, ou seja, o valor de ∆H para um processo depende apenas 
do estado atual do sistema, não importando como esse estado foi 
alcançado. Assim, podemos dizer, mais facilmente, que o valor de 
∆H de um processo depende apenas dos estados final e inicial, não 
importando as etapas intermediárias. Se um processo ocorreu em n 
etapas, então, teremos:
∆Hglobal = ∆H1 + ∆H2 + … + ∆Hn
Alguns comentários são necessários para que se consiga utilizar 
com critério a Lei de Hess:
1. Se uma equação termoquímica é multiplicada por um número, o seu 
∆H também será multiplicado pelo mesmo número (afinal, a variação 
de entalpia é uma propriedade extensiva do material reagente);
2. Ao se inverter uma equação termoquímica, o valor de seu ∆H 
também será invertido (muda de sinal).
Exercício Resolvido
01. Calcule o calor de formação da sacarose a partir de seus elementos, 
sabendo que
1) C + O2 → CO2 ∆H = –94 kcal;
2) H2 + 
1
2
O2 → H2O ∆H = –68 kcal;
3) C12H22O11
Sacarose
!"#"$
 + 12O2 → 12CO2 + 11H2O ∆H = –1349,4 kcal.
 Resolução: 
O que queremos é o calor de formação da sacarose:
12C + 11H2 + 
11
2
O2 → C12H22O11 ∆H = ?
Para atingirmos o desejado, devemos:
1ª reação → multiplicar por 12
2ª reação → multiplicar por 11
3ª reação → inverter
Então:
12C + 12O2 → 12CO2 ∆H1 = – 94 · 12 = – 1128 kcal
11H2 + 
11
2
O2 → 11H2O ∆H2 = – 68 · 11 = – 748 kcal
12CO2 + 11H2O → C12H22O11 + 12O2 ∆H3 = + 1349,4 kcal_______________________________________________________
12C + 11H2 + 
11
2
O2 → C12H22O11 ∆H = – 526,6 kcal
Resposta: ∆H de formação da sacarose é:
 	 ∆H = – 526,6 kcal/mol
Exercícios
01. (Unimontes – Modificada) Um inseto conhecido como besouro 
bombardeiro consegue afugentar seus predadores lançando sobre 
eles um “aerossol químico”, um vapor na forma de fina névoa. 
Esse aerossol resulta de uma reação química entre as substâncias 
hidroquinona, C6H4(OH)2, e o peróxido de hidrogênio, H2O2, 
catalisada por uma enzima. Além do efeito térmico da reação, 
a quinona, C6H4O2, produzida atua como repelente contra outros 
insetos e animais. A reação de formação do aerossol químico pode 
ser representada pela equação:
 C6H4(OH)2(aq) + H2O2(aq) → C6H4O2(aq) + 2H2O(ℓ)
 Considere as reações representadas pelas equações I, II e III.
I. C6H4(OH)2(aq) → C6H4O2(aq) + H2(g) ∆H
o = 177 kJ
II. H2O2(aq) → H2O(ℓ) + 
1
2
O2(g) ∆H
o = – 94,6 kJ
III. 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(ℓ) ∆H
o = – 572 kJ
 Relacionando as equações I, II e III, pode-se afirmar que, para 
afugentar os predadores, o besouro bombardeiro libera uma 
quantidade de calor equivalente a
A) 557,6 kJ
B) 203,6 kJ
C) 368,4 kJ
D) 407,2 kJ
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MÓDULO DE ESTUDO
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02. (Mackenzie) 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:
 C12H26 (ℓ) →	C6H14 (ℓ) + 2C3H6(g)
 São dadas as equações termoquímicas de combustão completa, 
no estado-padrão para três hidrocarbonetos:
C12H26(ℓ) + 
37
2
O2(g) → 12CO2(g) + 13H2O(ℓ) ∆H
o C = – 7513,0 kJ/mol
C6H14(g) + 
19
2
O2(g) → 6CO2(g) + 7H2O(ℓ) ∆H
o C = – 4163,0 kJ/mol
C3H6(g) + 
9
2
O2(g) → 3CO2(g) + 3H2O(ℓ) ∆H
o C = – 2220,0 kJ/mol
 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
03. (Fuvest) O monóxido de nitrogênio (NO) pode ser produzido 
diretamente a partir de dois gases que são os principais 
constituintes do ar atmosférico, por meio da reação representada 
por:
 N2(g) + O2(g) → 2NO(g) ∆H = + 180 kJ
 O NO pode ser oxidado, formando o dióxido de nitrogênio (NO2), 
um poluente atmosférico produzido nos motores a explosão:
 2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) ∆H = – 114 kJ
 Tal poluente pode ser decomposto nos gases N2 e O2:
 2NO2(g) → N2(g) + 2O2(g)
 Essa última transformação
A) libera quantidade de energia maior do que 114 kJ.
B) libera quantidade de energia menor do que 114 kJ.
C) absorve quantidade de energia maior do que 114 kJ.
D) absorve quantidade de energia menor do que 114 kJ.
E) ocorre sem que haja liberação ou absorção de energia.
04. (Fuvest) Benzeno pode ser obtido a partir de hexano por reforma 
catalítica. Considere os dados a seguir.
Reação de combustão
Calor liberado 
kJ/mol de 
combustível
H O H Og g2 2 2
1
2
( ) ( ) ( )+ → ℓ 286
C H O CO H Og g6 6 2 2 2
15
2
6 3( ) ( ) ( ) ( )ℓ ℓ+ → + 3268
C H O CO H Og g g6 14 2 2 2
19
2
6 7( ) ( ) ( ) ( )+ → + ℓ 4163
 Com base nesses dados, é possível 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 690 kJ. D) absorção de 609 kJ. 
E) liberação de 895 kJ.
05. (PUC-MG) Em grandes centros urbanos, é possível encontrar 
uma coloração marrom no ar, decorrente da formação de gás 
NO2 devido à reação entre o gás NO, produzido por motores a 
combustão, e gás do ar, de acordo com a seguinte equação.
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g)
 Considere as equações termoquímicas, a 25 °C e a 1 atm.
1
2
N2(g) + 
1
2
O2(g) → NO(g) ∆H1 = + 90,0 kJ/mol
1
2
N2(g) + O2(g) → NO2(g) ∆H2 = + 34,0 kJ/mol 
 O valor, em kJ/mol, da variação de entalpia (∆H) da reação de 
formação do NO2(g) nos grandes centros urbanos é
A) –112,0 B) –56,0
C) +112,0 D) +56,0
06. (Uece) A água, alimento precioso dos seres vivos, cujo desperdício 
tem sido objeto de preocupação para o futuro do planeta, 
é encontrada na natureza nos estados sólido, líquido e gasoso. 
Considere os processos
H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(ℓ) ∆H = – 68,3 kcal
H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(g) ∆H = –57,8 kcal
 A partir dessas informações, a variação de entalpia para a 
condensação da água é
A) 16,7 kcal B) –10,5 kcal
C) 10,5 kcal D) –126,1 kcal
07. (Cesgranrio) Dado o esquema a seguir, estabelecido nas condições 
padrão:
Entalpia (kcal)
ℓ
CH3OH ℓ + 1,5O2(g)
2H2(g) + CO(g) + 1,5O2(g)
∆H= –173 kcal
∆H= –204 kcal
 e sabendo que a entalpia padrão de formação do CO(g) é 
igual a –26 kcal/mol, calcule a entalpia padrão de formação do 
metanol líquido.
08. (Fatec) As transformações representadas a seguir referem-se à 
formação da água.
H2(g) + 
1
2
O2(g) → H2O(ℓ) ∆H = –286 kJ/mol H2O(ℓ)
H2(g) + 
1
2
O2(g) → H2O(v) ∆H = –242 kJ/mol H2O(g)
Dados: Massa molar H2O = 18 g/mol
Para vaporizar 180 g de água são necessários
A) 79 kJ B) 5280 kJ
C) 44 kJ D) 528 kJ 
E) 440 kJ
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MÓDULO DE ESTUDO
09. (Uece) O ácido acético, CH3COOH, está presente no vinagre. 
Imagine que se forma o ácido acético a partir dos seus elementos, 
conforme a equação.
2C(grafita) + 2H2(g) + O2(g) → CH3COOH(ℓ)
 A variação de entalpia, ∆H, dessa reação, calculada a partir das 
equações:
CH3COOH(ℓ) + 2O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(ℓ) ∆H = – 871 kJ
C(grafita) + O2(g) → CO2(g) ∆H = – 394 kJ
H2(g) + 
1
2
O2(g) → H2O(ℓ) ∆H = –286 kJ
 é igual a
A) – 1551 kJ B) – 979 kJ
C) – 191 kJ D) – 489 kJ
10. (Unirio) O elemento químico tungstênio, de símbolo W, é muito utilizado 
em filamentos de lâmpadas incandescentes comuns. Quando 
ligado a elementos como carbono ou boro, formasubstâncias 
quimicamente inertes e duras. O carbeto de tungstênio, WC(s), 
é muito utilizado em ponteiras de ferramentas como perfuratrizes, 
esmeris, lixas para metais etc. Essa substância pode ser obtida 
pela reação
C(grafite) + W(s) → WC(s)
 A partir das reações a seguir, calcule o ∆H de formação para o WC(s).
Dados:
W(s) + 
3
2
O2(g) → WO3(s) ∆Hcombustão = –840 kJ/mol
C(graf) + O2(g) → CO2(g) ∆Hcombustão = –394 kJ/mol
WC(s) + 
5
2
O2(s) → WO3(s) + CO2(g) ∆Hcombustão = –1196 kJ/mol
A) – 19 kJ/mol B) – 38 kJ/mol 
C) – 2430 kJ/mol D) + 38 kJ/mol
E) + 2430 kJ/mol
11. (UFF) O diagrama mostra os valores de entalpia para a interconversão 
do vapor d’água, da água líquida e de seus elementos.
+242 kJ
1
2
H2O(g)
H2(g) + O2(g)
H2O(ℓ)
–242 kJ
–44 kJ
+44 kJ
+286 kJ –286 kJ
 Com base nesse diagrama, pode-se afirmar que
A) a formação de H2O(g), a partir de seus elementos, constitui um 
processo endotérmico.
B) a decomposição da H2O(g) constitui um processo exotérmico. 
C) a transformação da H2O(ℓ) em H2O(g) constitui um processo 
endotérmico.
D) a formação da H2O(ℓ) constitui um processo endotérmico. 
E) a decomposição da H2O(ℓ) constitui um processo exotérmico.
12. (FMU) Considerando o diagrama a seguir, podemos afimar que a 
entalpia de formação do CℓF gasoso é de
H (kcal)
Cℓ(g)+F(g)
Cℓ2(g)+
CℓF(g) 13,3 kcal
47,3 kcal
F2(g)
1
2
0
1
2
A) + 47,3 kcal/mol
B) – 47,0 kcal/mol
C) + 13,3 kcal/mol
D) – 13,3 kcal/mol
E) + 60,6 kcal/mol
13. (Unicamp) Um artigo científico recente relata um processo de 
produção de gás hidrogênio e dióxido de carbono a partir de 
metanol e água. Uma vantagem dessa descoberta é que o 
hidrogênio poderia assim ser gerado em um carro e ali consumido 
na queima com oxigênio. Dois possíveis processos de uso do 
metanol como combustível num carro – combustão direta ou 
geração e queima do hidrogênio – podem ser equacionados 
conforme o esquema a seguir.
CH3OH(g) + 
3
2
O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)
combustão direta
CH3OH(g) + H2O(g) → CO2(g) + 3H2(g)
H2(g) + 
1
2
O2(g) → H2O(g)
geração e queima de 
hidrogênio
 De acordo com essas equações, o processo de geração e queima 
de hidrogênio apresentaria uma variação de energia
A) diferente do que ocorre na combustão direta do metanol, já que 
as equações globais desses dois processos são diferentes.
B) igual à da combustão direta do metanol, apesar de as equações 
químicas globais desses dois processos serem diferentes.
C) diferente do que ocorre na combustão direta do metanol, 
mesmo considerando que as equações químicas globais desses 
dois processos sejam iguais.
D) igual à da combustão direta do metanol, já que as equações 
químicas globais desses dois processos são iguais.
14. (Unifor) São dadas as equações termoquímicas para a formação 
da água a partir dos elementos:
H2(g) + 
1
2
O2(g) → H2O(s) ∆H = – 70 kcal/mol
H2(g) + 
1
2
O2(g) → H2O(ℓ) ∆H = – 68,3 kcal/mol
H2(g) + 
1
2
O2(g) → H2O(v) ∆H = – 57,8 kcal/mol
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MÓDULO DE ESTUDO
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 A partir das afirmativas a seguir:
I. O valor de ∆H maior que zero indica que as relações são 
exotérmicas;
II. A transformação H2O(v) → H2O(ℓ) libera 10,5 kcal/mol;
III. O calor de solidificação da água vale –12,2 kcal/mol;
IV. A energia de 1 mol de H2O no estado vapor é maior que a 
energia que 1 mol de H2O(ℓ);
V. A formação de água a partir do hidrogênio libera calor.
 É verdadeiro apenas o que se afirma em:
A) I, II e III B) III, IV e V
C) II, IV e V D) I, III e IV
E) II, III e V
15. (UFSCar) Considere as equações:
Ca2+(g) + 2Cℓ 
–
(g) → CaCℓ2(s) ∆H = –2260 kJ/mol
Ca2+(g) → Ca
2+
(aq) ∆H = –1657 kJ/mol
Cℓ –(g) → Cℓ 
–
(aq) ∆H = –340 kJ/mol
 A entalpia de dissolução, em kJ/mol, do cloreto de cálcio em 
água, é
A) +714 B) +263
C) +77 D) –77
E) –263
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RESOLUÇÃORESOLUÇÃO
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QUÍMICA II
LEI DE HESS
AULA 03
EXERCÍCIOS
01. Repetindo a 1ª equação:
 C6H4(OH)2(aq) → C6H4O2(aq) + H2(g) ∆H = +177 kJ
 Repetindo a 2ª equação:
 H2O2(aq) → H2O(l) + 
1
2 2
O (g) ∆H = –94,6 kJ
 Dividindo a 3ª equação por 2:
 H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) ∆H = –286 kJ
 Ao somarmos, obtemos C6H4(OH)2(aq) + H2O2(aq) → C6H4O2(aq) + 2H2O(l) ∆H = –203,6 kJ.
 Resposta: B
02. Repetindo a 1ª equação:
 C12H26(l) + 37/2 O2(g) → 12 CO2(g) +13 H2O(l) ∆H = –7513 kJ
 Invertendo a 2ª equação:
 6 CO2(g) + 7 H2O(l) → C6H14(g) + 19/2 O2(g) ∆H = +4163 kJ
 Invertendo a 3ª e multiplicando por 2:
 6 CO2(g) + 6 H2O(l) →2 C3H6(g) + 9 O2(g) ∆H = +4440 kJ
 Ao somarmos, obtemos C12H26(l) → C6H14(g) + 2 C3H6(g) ∆H = +1090 kJ.
 Resposta: C
03. Invertendo a 1ª equação: 2 NO(g) → N2(g) + O2(g) ∆H = –180 kJ
 Invertendo a 2ª equação: 2 NO2(g) → 2 NO(g) + O2(g) ∆H = +114 kJ
 Ao somarmos as equações anteriores, obtemos ∆H = –66 kJ 
 Resposta: B
04. A reação que se deseja obter é C6H14(l) → C6H6(l) + 4H2(g). Para chegar nesta equação, devemos inverter a 1ª e multiplicá-la por 4, inverter 
a 2ª e, finalmente, apenas repetir a 3ª equação. Usando a lei da soma dos calores, teremos:
 ∆H = (–4 · ∆H1) + (–∆H2) + (∆H3) = +4x286 + 3268 + (–4163) = +249 kJ/mol.
 Resposta: B
05. 
 Invertendo a 1ª equação e multiplicando por 2:
 2NO(g) → N2(g) + O2(g) ∆H = –180kJ
 Multiplicando a 2ª equação por 2:
 N2(g) + 2O2(g) → 2NO2(g) ∆H = +68kJ
 Ao somarmos, obtemos 2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) ∆H = –112kJ.
 Resposta: A
06. Repetindo a 1ª equação: H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(ℓ) ∆H = – 68,3 kcal
 Invertendo a 2ª equação: H2O(g) → H2(g) + 1/2O2(g) ∆H = + 57,8 kcal
 Ao somarmos, obtemos H2O(g) → H2O(ℓ) ∆H = –10,5 kcal/mol.
 Resposta: B
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RESOLUÇÃO – QUÍMICA II
07. As reações fornecidas no gráfico são:
(I) 2H2(g) + CO(g) + 1,5O2(g) → CO2(g) + 2H2O(ℓ) ∆H = – 204 kcal.
(II) CH3OH(ℓ) + 1,5O2(g) → CO2(g) + 2H2O(ℓ) ∆H = – 173 kcal.
A equação do calor de formação do CO(g) é:
(III) C(graf) + 0,5O2(g) → CO(g) ∆H = –26 kcal.
A equação desejada na questão é:
C(graf) + 2H2(g) + 0,5O2(g) → CH3OH(ℓ) ∆H = ?
Pela Lei de Hess, temos:
Repetindo a 1ª equação: 2H2(g) + CO(g) + 1,5O2(g) → CO2(g) + 2H2O(ℓ) ∆H = – 204 kcal
Invertendo a 2ª equação: CO2(g) + 2H2O(ℓ) → CH3OH(ℓ) + 1,5O2(g) ∆H = + 173 kcal
Repetindo a 3ª equação: C(graf) + 0,5O2(g) → CO(g) ∆H = – 26 kcal
Ao somarmos, obtemos: C(graf) + 2H2(g) + 0,5O2(g) → CH3OH(ℓ) ∆H = – 57 kcal/mol.
08. Invertendo a 1ª equação: H2O(ℓ) → H2(g) + 1/2O2(g) ∆H = + 286 kJ
 Repetindo a 2ª equação: H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(g) ∆H = – 242 kJ
 Ao somarmos, obtemos H2O(ℓ) → H2O(g) ∆H = + 44 kJ/mol 
 Em 180 g de água existem 10 mol. Assim, teremos a absorção total de 440 kJ de calor.
 Resposta: E
09. A equação cujo ∆H se deseja conhecer corresponde ao calor de formação do ácido acético. Conhecendo os calores de formação do CO2 
e da água (fornecidos na questão) e o calor de combustão do ácido acético, podemos encontrar o calor de formação desconhecido. 
Observe:
∆ ∆ ∆ ∆ ∆ ∆Hrea o produtosf reagentesf COf H Of CHH H H H Hçã0 2 22 2= − = ⋅ + ⋅ −∑ 33 22COOHf OfH− ⋅ ⇒∑ ∆
− = ⋅ − + ⋅ − − ⇒ = −871 2 394 2 286 4893 3( ) ( ) ∆ ∆H HCH COOH
f
CH COOH
f kJ/mol
 Observe que essa questão também poderia ser resolvida usando a própria Lei de Hess (semelhante ao exercício resolvido).
 Resposta: D
10. Repetindo a 1ª equação: W(s) + 3/2O2(g) → WO3(s) ∆H = – 840 kJ
 Repetindo a 2ª equação: C(graf) + O2(g) → CO2(g) ∆H = – 394 kJ
 Invertendo a 3ª equação: WO3(s) + CO2(g) → WC(s) + 5/2O2(g) ∆H = + 1196 kJ
 Ao somarmos, obtemos C(graf) + W(s) → WC(s) ∆H = – 38 kJ/mol 
 Resposta: B
11.A) Falso. A formação de 1 mol de água gasosa, segundo o diagrama, libera 242 kJ.
B) Falso. Se a formação é exotérmica, a decomposição deve absorver calor.
C) Correto. Essa transformação absorve 44,0 kJ por mol de água.
D) Falso. A formação de 1 mol de água líquida, segundo o diagrama, libera 286 kJ.
E) Falso. Se a formação é exotérmica, a decomposição deve absorver calor.
 Resposta: C
12. O calor de formação é dado pela equação: 1/2Cℓ2(g) + 1/2F2(g) → ClF(g). No gráfico, podemos encontrar o valor de ∆H por: 
∆H = Hproduto – Hreagente = –13,3 – 0 = –13,3 kcal/mol.
 Resposta: D 
13. O processo de geração e queima do hidrogênio, para ser escrito como uma única equação, precisa que se some a 1ª com a 2ª multiplicada 
por 3. Observa-se o resultado obtido igual à combustão direta do metanol. Se as equações resultantes de ambos os processos são 
iguais, suas variações de entalpia também são iguais.
 Resposta: D
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RESOLUÇÃO – QUÍMICA II
14.
I. Falso. ∆H > 0 indica processos endotérmicos.
II. Correto. Repetindo a 2ª equação e somando com a 3ª invertida, encontra-se a variação de entalpia para o processo descrito como 
∆H = – 10,5 kcal.
III. Falso. Repetindo a 1ª equação e somando com a 2ª invertida, encontra-se a variação de entalpia para o processo descrito como 
∆H = – 1,7 kcal.
IV. Correto. O estado gasoso possui maior conteúdo energético que o estado líquido.
V. Correto. As três equações apresentam calores de formação da água (em estados físicos diferentes) e representam processos 
exotérmicos.
 Resposta: C
15. A entalpia de dissolução do cloreto de cálcio é dada pela equação: CaCℓ2(s) → Ca
2+
(aq) + 2Cℓ
–
(aq).
Usando a Lei de Hess, podemos escrever:
Invertendo a 1ª equação: CaCℓ2(s) → Ca
2+
(g) + 2Cℓ
–
(g) ∆H = + 2260 kJ
Repetindo a 2ª equação: Ca2+(g) → Ca
2+
(aq) ∆H = – 1657 kJ
Multiplicando a 3ª equação por 2: 2Cℓ–(g) → 2Cℓ
–
(aq) ∆H = – 680 kJ
Ao somarmos, obtemos a equação desejada, com ∆H = – 77 kJ.
 Resposta: D
SUPERVISOR/DIRETOR: Marcelo Pena – AUTOR: Antonino Fontenelle
DIG.: Robert – 09/08/17 – REV.: Tatielly