Termoquimica - LEI DE HESS

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LEI DE HESS 
 
Questão 01 - (UEA AM) 
 
A entalpia-padrão de formação da água líquida é igual a – 286 kJ/mol e a entalpia-padrão de 
formação do gelo é igual a – 292 kJ/mol. A partir desses dados, é correto afirmar que a fusão de 1 
mol de gelo é um fenômeno 
 
a) endotérmico, que absorve 6 kJ. 
b) endotérmico, que libera 6 kJ. 
c) endotérmico, que absorve 578 kJ. 
d) exotérmico, que absorve 6 kJ. 
e) exotérmico, que libera 578 kJ. 
 
Questão 02 - (FPS PE) 
 
O monóxido de carbono (CO) é um gás incolor, inodoro, insípido que é ligeiramente menos denso do 
que o ar. Ele é tóxico para os animais hemoglóbicos (incluindo seres humanos), quando encontrado 
em concentrações acima de 35 ppm (partes por milhão). Este gás pode ser produzido pela combustão 
de combustíveis fósseis, principalmente nos grandes centros urbanos. Determine a entalpia de 
formação do CO (reação (1)), a partir das entalpias das reações (2) e (3), a 20ºC e 1 atm, que estão 
indicadas nas equações termoquímicas a seguir: 
 
1. 2 C(s) + O2(g)  2 CO(g) ?ºH  
2. C(s) + O2(g)  CO2(g) ºH = –394 kJ.mol
–1 
3. 2 CO(g) + O2(g)  2 CO2(g) ºH = –283 kJ.mol
–1 
 
a) –505 kJ.mol–1 
b) –172 kJ.mol–1 
c) –111 kJ.mol–1 
d) +172 kJ.mol–1 
e) +505 kJ.mol–1 
 
Questão 03 - (UNICAMP SP) 
 
Uma reportagem em revista de divulgação científica apresenta o seguinte título: Pesquisadores estão 
investigando a possibilidade de combinar hidrogênio com dióxido de carbono para produzir 
hidrocarbonetos, com alto poder energético, “ricos em energia”. O texto da reportagem explicita 
melhor o que está no título, ao informar que “em 2014 um grupo de pesquisadores desenvolveu um 
sistema híbrido que usa bactérias e eletricidade, conjuntamente, em um coletor solar, para gerar 
hidrogênio a partir da água, e fazer sua reação com dióxido de carbono, para produzir isopropanol”, 
como representa a equação a seguir. 
 
mol/KJ862H O5,2OHCH4CO3 0r28322  
 
a) Considerando que a entalpia padrão de formação da água é -286 kJ/mol, qual é a quantidade de 
energia que seria utilizada na produção de 1 mol de isopropanol, a partir de água e CO2, da 
maneira como explica o enunciado acima? 
 
 
 
b) Qual seria a energia liberada pela queima de 90 gramas de isopropanol obtido dessa maneira? 
Considere uma combustão completa e condição padrão. 
 
Gab: 
a) O enunciado indica que o hidrogênio deve ser produzido a partir da água. Assim: 
H2O  H2 + 21 O2 mol/kJ 286Hr  
O hidrogênio assim produzido será utilizado para produzir o álcool, de acordo com a equação: 
28322 O5,2OHCH4CO3  862Hr  kJ/mol. 
Multiplicando-se a primeira equação por 4 e combinando-se as duas equações (Lei de Hess), 
obtém-se: 
 4 H2O  4 H2 + 2 O2 rH = 4286 kJ/mol 
3 CO2 + 4 H2  C3H8O + 2,5 O2 rH = +862 kJ/mol. 
Somando-se estas duas equações, obtém-se a equação de formação de isopropanol a partir de 
CO2 e água, com a liberação de (1144 + 862), ou seja, 2006 kJ de energia por mol de isopropanol 
formado. 
b) A massa molar do isopropanol é de (36 + 8 16), ou seja, 60 g mol–1. 
90 gde isopropanol correspondem a 1,5 mol. 
A equação de combustão do isopropanol é o inverso da equação de sua formação, como se 
obteve no item a: 
C3 H8O + 4,5 O2  3 CO2 + 4 H2O rH = –2006 kJ/mol. 
Assim, a queima de um mol de isopropanol liberará 2006 kJ de energia. Se for queimado 1,5 mol 
de isopropanol, a energia liberada será de (2006 1,5) kJ, ou seja, 3009 kJ. 
 
TEXTO: 1 - Comum à questão: 4 
 
Os cervejeiros aprenderam logo a induzir a fermentação, mas demoraram séculos para identificar 
os agentes que transformavam o açúcar em álcool e gás carbônico. As leveduras, fungos 
microscópicos, só foram identificadas no século 19. O tipo de fermentação divide as cervejas em dois 
grandes grupos: lager (que fermenta entre 8 e 16 ºC) e ale (que fermenta entre 14 e 25 ºC). 
(Superinteressante, fevereiro de 2016.) 
 
As equações do processo de fermentação alcoólica da sacarose estão representadas a seguir. 
 
I. 
frutose
6126
glicose
6126
invertase
2112212 OHC OHC OH OHC   
II. 262
zimase
6126 2CO OH2COHC   
 
Questão 04 - (UEFS BA) 
 
Considere as seguintes entalpias padrão de formação: 
 
C(s) + O2(g)  CO2(g); 394Hof  kJ/mol 
6C(s) + 6H2(g) + 3O2(g)  C6H12O6(s) ; 1275Hof  kJ/mol 
2C(s) + 3H2(g) + 
2
1
O2(g)  C2H6O(l); 277Hof  kJ/mol 
 
Para a reação representada na equação II, a variação de entalpia, calculada com base nos dados 
fornecidos, corresponde a 
 
 
 
 
a) –2 617 kJ/mol. 
b) –604 kJ/mol. 
c) –67 kJ/mol. 
d) +604 kJ/mol. 
e) +67 kJ/mol. 
 
Questão 05 - (UNITAU SP) 
 
Um dos gases responsáveis pela poluição atmosférica é o trióxido de enxofre, gerado pela queima de 
combustíveis com presença de enxofre, como o óleo diesel. O gás pode ser obtido a partir da reação 
do enxofre sólido com oxigênio, formando dióxido de enxofre ( H = –71 kcal. mol–1), e a posterior 
reação do dióxido de enxofre com oxigênio, formando o trióxido de enxofre ( H = –23 kcal.mol–1). 
 
Assinale a alternativa que apresenta o valor CORRETO do calor de formação do trióxido de enxofre, 
a partir do enxofre. 
 
a) –23 kcal.mol–1 
b) –48 kcal.mol–1 
c) –94 kcal.mol–1 
d) –117 kcal.mol–1 
e) –248 kcal.mol–1 
 
Questão 06 - (UNITAU SP) 
 
A partir da Lei de Hess, a quantidade de energia absorvida ou liberada por uma reação química 
depende 
 
a) da temperatura necessária para cada etapa da reação. 
b) da pressão envolvida em cada etapa da reação. 
c) da mudança de fase dos compostos químicos envolvidos na reação. 
d) dos estados inicial e final da reação. 
e) da presença de catalisadores. 
 
Questão 07 - (UNIFOR CE) 
 
Na produção de ferro metálico, Fe(s), o óxido ferroso (FeO) é reduzido por ação do monóxido de 
carbono (CO) conforme a reação abaixo 
FeO(s) + CO(g)  Fe(s) + CO2(g) 
sendo desconhecida a variação total da entalpia neste processo. 
 
Utilizando as equações termoquímicas abaixo e baseando-se na Lei de Hess, pode-se determinar que 
o valor de H desconhecido será aproximadamente igual a: 
 
Fe2O3(s) + 3 CO(g)  2 Fe(s) + 3 CO2(g) H = –25 kJ 
3 FeO(s) + CO2(g)  Fe3O4(s) + CO(g) H = –36 kJ 
2 Fe3O4(s)+ CO2(g)  3 Fe2O3(s) + CO(g) H = +47 kJ 
 
a) –17 kJ. 
b) +14 kJ. 
c) –100 kJ. 
 
 
 
d) –36 kJ. 
e) +50 kJ. 
 
Questão 08 - (UNIUBE MG) 
 
Através da Lei de Hess, podemos prever a variação da entalpia )H( de uma reação global baseando-
nos nas semietapas intermediárias dessa reação. Observe as equações genéricas abaixo. 
 
I. A + C2  AC2 H = –394 kJ/mol 
II. B2 + ½ C2  B2C H = –286 kJ/mol 
III. A2B6C + 3 C2  2 AC2 + 3 B2C H = –1368 kJ/mol 
 
Essas etapas intermediárias representam a reação global. 
 
2 A + 3 B2 + ½ C2  A2B6C H = ? 
 
Com base nas informações dadas, a alternativa que corresponde ao valor de entalpia da reação e ao 
tipo de reação, respectivamente, é: 
 
a) H = +278 kJ/mol e endotérmica 
b) H = –2048 kJ/mol e exotérmica 
c) H = –1438 kJ/mol e exotérmica 
d) H = –278 kJ/mol e exotérmica 
e) H = +2048 kJ/mol e endotérmica 
 
Questão 09 - (UCS RS) 
 
O 1,2-dicloroetano 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-
dicloroetano, a partir da reação de adição de gás cloro ao eteno, encontra-se representada abaixo. 
C2H4 (g) + Cl2 (g)  C2H4Cl2 (l) 
Disponível em: <http://laboratorios.cetesb.sp.gov.br/wp-
content/uploads/sites/47/2013/11/dicloroetano.pdf>.Acesso em: 3 set. 15. (Adaptado.) 
 
A variação de entalpia da reação acima é igual a 
 
Dados: 
 Ligação Energia de ligação (kJ/mol) 
 C–H 413,4 
 C–Cl 327,2 
 C–C 346,8 
 C=C 614,2 
 Cl–Cl 242,6 
 
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. 
 
Questão 10 - (UDESC SC) 
 
A Termoquímica estuda a energia e o calor associados a reações químicas e/ou transformações físicas 
de substâncias ou misturas. Com relação a conceitos, usados nessa área da química, assinale a 
alternativa incorreta. 
 
a) A quebra de ligação química é um processo endotérmico. Já a formação de ligações são 
processos exotérmicos. Dessa forma, a variação de entalpia para uma reação química vai 
depender do balanço energético entre quebra e formação de novas ligações. 
b) A variação de energia que acompanha qualquer transformação deve ser igual e oposta à energia 
que acompanha o processo inverso. 
c) A entalpia H de um processo pode ser definida como o calor envolvido no mesmo, medido à 
pressão constante. A variação de entalpia do processo permite classificá-lo como endotérmico, 
quando absorve energia na forma de calor, ou exotérmico quando libera energia. 
d) O fenômeno de ebulição e o de fusão de uma substância são exemplos de processos físicos 
endotérmicos. 
e) A lei de Hess afirma que a variação de energia deve ser diferente, dependendo se um processo 
ocorrer em uma ou em várias etapas. 
 
Questão 11 - (FATEC SP) 
 
O éster acetato de etila é utilizado na indústria química como solvente e como flavorizante, para 
conferir sabor artificial de maçã ou pera aos alimentos. 
Este composto também pode ser preparado a partir de uma reação de esterificação: 
CH3–CH2–OH (l) + CH3–COOH (l)  CH3–COOCH2–CH3 (l) + H2O (l) 
Para calcularmos a variação de entalpia da reação, H , podemos aplicar a lei de Hess às equações de 
combustão dos compostos orgânicos presentes na reação de esterificação, apresentadas a seguir. 
 
I. CH3–CH2–OH (l) + 3 O2 (g)  
 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) H = –1 368 kJ 
II. CH3COOH (l) + 2 O2 (g)  
 2 CO2 (g) + 2 H2O (l) H = –875 kJ 
III. CH3COOCH2CH3 (l) + 5 O2 (g)  
 4 CO2 (g) + 4 H2O (l) H = –2 231 kJ 
 
Aplicando a lei mencionada, a variação de entalpia da reação de esterificação descrita será, em kJ, 
igual a 
 
a) –12. 
b) +12. 
c) –1 738. 
d) +4 474. 
e) –4 474. 
 
Questão 12 - (UNIFOR CE) 
 
 
 
 
A energia de retículo ou reticular pode ser definida como a energia associada ao processo de 
dissociação de 1 mol de um composto iônico sólido em seus respectivos íons em fase gasosa. Esta 
energia pode ser calculada por meio de um ciclo termodinâmico proposto por Fritz Haber e Max 
Born, em 1917, tendo como base a Lei de Hess. Dadas as reações: 
 
AgCl (s)  Ag+ (g) + Cl–(g) E = ? 
Ag (s) + 1/2Cl2 (g)  AgCl (s) H = –127kJ/mol 
Ag (s)  Ag (g) H = +285kJ/mol 
Cl2 (g)  2Cl (g) H = +240kJ/mol 
Ag (g)  Ag+ (g) + e– H = +731kJ/mol 
Cl (g) + e–  Cl– (g) H = –349kJ/mol 
 
A energia de retículo, E , em kJ/mol, do sal AgCl(s) é, aproximadamente, de 
 
a) 780. 
b) 914. 
c) 1.034. 
d) 1.612. 
e) 1.732. 
 
Questão 13 - (UNIFOR CE) 
 
No processo de produção de ferro metálico, o Fe(s) é produzido pela redução do óxido ferroso (FeO) 
com monóxido de carbono (CO), como apresentado na figura abaixo: à esquerda, forno de produção, 
e a direita, equação química do processo. 
 
 
FeO(s) + CO(g)  Fe(s) + CO2(g) 
 
As equações termoquímicas e os conceitos da Lei de Hess podem ser usados para determinar o valor 
da entalpia do processo global e indicar se o processo é endotérmico ou exotérmico. 
 
Fe2O3(s) + 3 CO(g)  2 Fe(s) + 3 CO2(g) H = –25 kJ 
3 FeO(s) + CO2(g)  Fe3O4(s) + CO(g) H = –36 kJ 
2 Fe3O4(s) + CO2(g)  3 Fe2O3(s) + CO(g) H = +47 kJ 
 
Utilizando as equações acima, assinale a alternativa que indica o valor mais próximo para entalpia de 
produção do ferro metálico. 
 
 
 
 
a) –17 kJ sendo então um processo exotermico pois libera calor. 
b) +14 kJ sendo então um processo endotermico pois consome calor. 
c) –100 kJ sendo então um processo exotermico pois libera calor. 
d) –17 kJ sendo então um processo endotermico pois absorve calor. 
e) +14 kJ sendo então um processo exotermico pois libera calor. 
 
Questão 14 - (ENEM) 
 
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: 
3 C2H2 (g)  C6H6 (l) 
 
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. C2H2 (g) + 
2
5
O2 (g)  2 CO2 (g) + H2O (l) 310Hoc  kcal/mol 
II. C6H6 (l) + 
2
15
O2 (g)  6 CO2 (g) + 3 H2O (l) 780Hoc  kcal/mol 
 
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. 
 
Questão 15 - (UEL PR) 
 
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. 
 
C(grafite) + O2(g)  CO2(g) H = –94,1 kcal 
H2O(l)  H2(g) + 
2
1
O2(g) H = +68,3 kcal 
C(grafite) + 2H2(g)  CH4(g) H = –17,9 kcal 
 
Assinale a alternativa que apresenta, corretamente, o valor do calor de combustão (H) do metano 
(CH4) na equação a seguir. 
 
CH4(g)+ 2O2(g)  CO2(g)+ 2H2O(l) 
 
a) –212,8 kcal 
 
 
 
b) –144,5 kcal 
c) –43,7 kcal 
d) +144,5 kcal 
e) +212,8 kcal 
 
Questão 16 - (UERJ) 
 
Considere os seguintes valores das entalpias-padrão da síntese do HCl, a partir dos mesmos regentes 
no estado gasoso. 
 
• HCl(g): H0 = –92,5 kJ  mol–1 
• HCl(l): H0 = –108,7 kJ  mol–1 
 
Calcule a entalpia-padrão, em kJ  mol–1, de vaporização do HCl e nomeie duas mudanças de estado 
físico dessa substância que sejam exotérmicas. 
 
Gab: 
 
Solidificação 
Condensação ou liquefação 
 
Gabarito 
1. Gab: A 
2. Gab: A 
3. - 
4. Gab: C 
5. Gab: C 
6. Gab: D 
7. Gab: A 
8. Gab: D 
9. Gab: A 
10. Gab: E 
11. Gab: A 
12. Gab: B 
13. Gab: A 
14. Gab: B 
15. Gab: A 
16. Gab: -