Tipos de Entalpia - ENEM

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Casos particulares das entalpias (ou calores) das reações 
 
Entalpia de formação 
 
É a variação de entalpia observada (calor liberado ou absorvido) 
na formação de 1 mol de uma substância a partir de substâncias simples, no 
estado padrão. 
 
Exemplos: 
 
H2 (g) + ½ O2 (g) → 1H2O (l) ∆Hfo = -286,6 kJ/mol 
C(grafite) + O2(g) → 1CO2(g) ∆Hfo = -391,1 kJ/mol 
C(grafite) + 1/2O2(g) + 3H2(g)→ 1C2H5 OH(l) ∆Hfo = -277,5kJ/mol 
S(rômbico) + 2O2(g) + H2(g)→ 1H2SO4(l) ∆Hfo = -813kJ/mol 
H2 (g) + ½ O2 (g) → 1H2O (l) ∆Hfo = -68,3 Kcal/mol 
 
 A entalpia de formação da água (H2O) é -286,6 kJ/mol, este 
valor corresponde à obtenção de 1 mol de H2O(l) a partir de substâncias no 
estado padrão. 
 
Atenção ! 
Muito cuidado para não associar de forma errada algumas reações 
com a entalpia de formação. Isso é muito comum em reações como estas: 
 
Cdiamante + O2(g) → CO2(g) ∆H = -395,4 kJ/mol 
 
A variação de entalpia dessa reação não é o calor de formação do 
CO2(g), por que o Cdiamante não é o estado padrão do carbono. 
 
H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) ∆H = -44,2 kcal/mol 
 
A variação de entalpia dessa reação não é o calor de formação do 
HCl(g), por que foram formados dois mols do produto. 
 
CaO(s) + H2O (l) → Ca(OH)2(aq) ∆H = -15,5 kcal/mol 
 
A variação de entalpia dessa reação não é o calor de formação do 
Ca(OH)2, por que os reagentes são substâncias compostas e o estado padrão 
do hidróxido de cálcio é sólido e não aquoso. 
 
A partir das entalpias de formação das substâncias que participam 
da reação, podemos calcular a variação de entalpia da reação utilizando-se o 
seguinte racicícinio: 
 
 
 
∑∆Hfoprodutos = somatório das entalpias de formação dos produtos 
∑∆Hforeagentes = somatório das entalpias de formação dos reagentes 
 
Exercício resolvido 
 
Qual é a variação de entalpia da seguinte reação? 
 
C12H22O11(s) + 12O2(g) → 12CO2(g) + 11H2O(l) ∆H = ? 
 
Dados: 
∆Hfo C12H22O11(s) = – 2221 kJ.mol-1 
∆Hfo CO2(g) = – 394 kJ.mol-1 
∆Hfo H2O(l) = – 286 kJ.mol-1 
 
 
 
 
 
Exercícios propostos 
 
01 - (UEG GO) O álcool etílico combustível, mais popularmente 
conhecido como etanol, é uma fonte de energia limpa e renovável, 
proveniente de várias matérias-primas como beterraba, milho e cana-de-
açúcar, sendo esta última o insumo agrícola mais utilizado na produção de 
etanol no Brasil. Ao contrário dos combustíveis fósseis, o etanol é uma 
fonte de energia natural e limpa, pois sua composição não contém poluentes 
que sejam prejudiciais à saúde e ao meio ambiente. Desde o momento em 
que brota no campo, a cana-de-açúcar passa a absorver parte do gás 
carbônico utilizado na produção e no consumo do etanol. 
A crescente fabricação brasileira de carros flex (movidos a gasolina e etanol), 
iniciada em 2003, foi o que permitiu o avanço da utilização do etanol no 
Brasil. Atualmente, 97,7% dos carros produzidos no país podem ser 
abastecidos com etanol ou gasolina, puros ou misturados em qualquer 
proporção. A equação química que representa o processo de combustão do 
etanol encontra-se mostrada a seguir. 
C2H6O(l) + 3O2(g)  2CO2(g) + 3H2O(l) 
Sabendo-se que a entalpia de formação da H2O(l) é –286 kJ/mol; que a do 
CO2(g) é –393,5 kJ/mol e que a do C2H6O(l) é –277,6 kJ/mol, verifica-se que 
a energia liberada na combustão de 1,0 mol de etanol é: 
 
a)–1367,4 kJ/mol 
b)–401,9 kJ/mol 
c)+401,9 kJ/mol 
d)–348,6 kJ/mol 
e)+1367,4 kJ/mol 
 
02 - (Unioeste PR) O óxido de magnésio é utilizado como matéria prima 
ou precursor na síntese de vários compostos de magnésio para aplicação 
química, industrial e farmacêutica. Quando se adiciona óxido de magnésio 
(MgO) à água, há uma liberação de calor devido à seguinte reação química: 
MgO + H2O  Mg(OH)2 + X kcal/mol 
 
Sabendo-se que as entalpias de formação dos compostos envolvidos são a 
1atm e 25 ºC (condições-padrão): 
 
H (MgO) = –152 kcal/mol; 
H (H2O) = –68 kcal/mol; 
H (Mg(OH)2) = –240 kcal/mol; 
 
Em relação à reação e o calor envolvido no processo, assinale a alternativa 
CORRETA. 
 
a)A reação é exotérmica e libera 20 kcal/mol. 
b)A reação é endotérmica e o valor de X é 40 kcal/mol. 
c)A reação é exotérmica e o valor de X é –40 kcal/mol. 
d)A reação é endotérmica e absorve 40 kcal/mol. 
e)O magnésio se reduz e libera 20 kcal/mol. 
 
03 - (UFGD MS) Atualmente, a grande produção de lixo tornou-se um 
problema mundial, pois o tratamento inadequado pode acarretar sérios 
problemas na área da saúde pública, em virtude de facilitar o ressurgimento 
de diferentes epidemias a partir do contato humano com materiais 
contaminados. Visando a diminuir esse contato com o lixo, um dos métodos 
de tratamento pode ser o aterro sanitário. Os gases produzidos em um aterro 
sanitário podem ser reutilizados como fonte de energia (biogás), 
diminuindo assim o consumo de fontes de energias não renováveis. 
Sabendo que o metano é o principal componente do biogás e que sua reação 
de combustão é dada pela equação: 
 
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l), 
 
na qual as entalpias de formação padrão para: 
CH4(g) = –17,9 kcal/mol 
CO2(g) = –94,1 kcal/mol e 
H2O(l) = –68,3 kcal/mol. 
 
Assinale a alternativa que corresponde à variação da entalpia )H( para a 
combustão completa de 1 mol de metano. 
 
a)–144,5 kcal 
b)–180,3 kcal 
c)+318,4 kcal 
d)–212,8 kcal 
e)–348,6 kcal 
 
04 - (UDESC SC) A nitroglicerina - C3H5(NO3)3 – é um nitrato de alquila, 
descoberta em 1847 por Ascanio Sobrero (químico italiano, 1812-1888), 
que a obteve misturando glicerina, ácido nítrico e ácido sulfúrico. No 
estado puro e à temperatura ambiente, a nitroglicerina é um líquido muito 
explosivo e perigoso. Em 1867, Alfred Nobel (químico sueco, 1833-1896) 
realizou testes no sentido de melhorar a manipulação da nitroglicerina, 
misturando-a com materiais inertes, como sílica, pós cerâmicos, argila, 
gesso, carvão e terras diatomáceas. Esses materiais, agora moldáveis, 
viriam a se tornar um explosivo muito importante, conhecido como 
dinamite.A equação abaixo (não balanceada) representa a reação de 
decomposição da nitroglicerina: 
 
C3H5(NO3)3(l)  N2(g) + O2(g) + CO2(g) + H2O(g) (não balanceada) 
 
Dados: Hf C3H5(NO3)3(l) = –364 kJ/mol; Hf CO2(g) = –393 kJ/mol; 
Hf H2O(g) = –242 kJ/mol 
 
De posse das informações, assinale a alternativa que representa a variação de 
entalpia da reação acima, em kJ por mol de nitroglicerina. 
 
a)–4263 
b)–3725 
c)–1420 
d)–2830 
e)–5690 
 
 
05 - (FATEC SP) O benzeno sofre reação de combustão segundo a 
equação balanceada 
C6H6(l) + 
2
15
O2(g)  6 CO2(g) + 3 H2O(l) 
 
A entalpia de combustão do benzeno pode ser determinada conhecendo-se os 
valores das entalpias de formação do gás carbônico, assim como da água e 
do benzeno líquidos.A tabela apresenta os valores de entalpia de formação 
de algumas substâncias nas condições padrão. 
 
 
 
A entalpia de combustão completa do benzeno, em kJ/mol, é 
 
a) –3 272 
b)–3 172 
c)–2 122 
d)+2 364 
e)+3 272 
 
GABARITO: 
 
1) Gab: A 
2) Gab: A 
3) Gab: D 
4) Gab: E 
5) Gab: A 
 
Entalpia de combustão 
 
É a variação de entalpia observada (calor liberado) na combustão 
completa de 1 mol de uma substância, considerando todos os participantes 
nos respectivos estados padrões. Lembre-se de que toda combustão libera 
calor e sempre envolve a reação de uma substância denominada combustível 
com o oxigênio, que é denominado comburente. 
 
1 CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) ∆H = - 212,8 Kcal/ mol 
 
 O valor - 212,8 Kcal/mol é referente à combustão de 1 mol de 
metano CH4(g) em condições ambientes de 25°C e pressão de 1 atm. 
 
Atenção ! 
Uma importante aplicação para os calores de combustão é a 
análise dos combustíveis , considerando apenas o aspecto energético dos 
mesmos denominado de poder calorífico. 
 
 
 
Na escolha de ummelhor combustível, a capacidade calorífica 
não é o único fator que devemos analisar. Além do aspecto energético, é 
importante avaliar o impacto ambiental e o preço por grama de cada 
combustível. 
 
 
Eficiência enérgica ambiental 
 
No caso de combustíveis orgânicos, podemos avaliar qual 
combustível é menos poluente usando a eficiência energética ambiental 
(EEA). Quanto maior a EEA, maior é a energia liberada por mol de CO2(g), 
ou seja, mais eficiente e menos poluente é o combustível. 
 
 
 
Exercícios propostos 
 
01 - (ENEM) Um dos problemas dos combustíveis que contêm carbono é 
que sua queima produz dióxido de carbono. Portanto, uma característica 
importante, ao se escolher um combustível, é analisar seu calor de combustão 
)H( oc , definido como a energia liberada na queima completa de um mol 
de combustível no estado padrão. O quadro seguinte relaciona algumas 
substâncias que contêm carbono e seu ocH . 
 
Neste contexto, qual dos combustíveis, quando queimado completamente, 
libera mais dióxido de carbono no ambiente pela mesma quantidade de 
energia produzida? 
 
a)Benzeno. 
b)Metano. 
c)Glicose. 
d)Octano. 
e)Etanol. 
 
02 - (ENEM) No que tange à tecnologia de combustíveis alternativos, 
muitos especialistas em energia acreditam que os alcoóis vão crescer em 
importância em um futuro próximo. Realmente, alcoóis como metanol e 
etanol têm encontrado alguns nichos para uso doméstico como combustíveis 
há muitas décadas e, recentemente, vêm obtendo uma aceitação cada vez 
maior como aditivos, ou mesmo como substitutos para gasolina em veículos. 
Algumas das propriedades físicas desses combustíveis são mostradas no 
quadro seguinte. 
1367,00,79
OH)CH(CH
Etanol
726,00,79
OH)(CH
Metanol
(kJ/mol)
Combustão
deCalor 
(g/mL) C25
a Densidade
Álcool
23
3



 
BAIRD, C. Química Ambiental. São Paulo. Artmed, 1995 (adaptado). 
Considere que, em pequenos volumes, o custo de produção de ambos os 
alcoóis seja o mesmo. Dessa forma, do ponto de vista econômico, é mais 
vantajoso utilizar 
 
a)metanol, pois sua combustão completa fornece aproximadamente 22,7 kJ 
de energia por litro de combustível queimado. 
b)etanol, pois sua combustão completa fornece aproximadamente 29,7 kJ 
de energia por litro de combustível queimado. 
c)metanol, pois sua combustão completa fornece aproximadamente 17,9 MJ 
de energia por litro de combustível queimado. 
d)etanol, pois sua combustão completa fornece aproximadamente 23,5 MJ 
de energia por litro de combustível queimado. 
e)etanol, pois sua combustão completa fornece aproximadamente 33,7 MJ 
de energia por litro de combustível queimado. 
 
03 - (ENEM) Nas últimas décadas, o efeito estufa tem-se intensificado de 
maneira preocupante, sendo esse efeito muitas vezes atribuído à intensa 
liberação de CO2 durante a queima de combustíveis fósseis para geração de 
energia. O quadro traz as entalpias-padrão de combustão a  025HCº25  
do metano, do butano e do octano. 
 
5.471114HCoctano
2.87858HCbutano
89016CHmetano
(kJ/mol)
ΔH
(g/mol)
molar massa
molecular
fórmula
composto
188
104
4
0
25



 
 
À medida que aumenta a consciência sobre os impactos ambientais 
relacionados ao uso da energia, cresce a importância de se criar políticas de 
incentivo ao uso de combustíveis mais eficientes. Nesse sentido, 
considerando-se que o metano, o butano e o octano sejam representativos do 
gás natural, do gás liquefeito de petróleo (GLP) e da gasolina, 
respectivamente, então, a partir dos dados fornecidos, é possível concluir 
que, do ponto de vista da quantidade de calor obtido por mol de CO2 gerado, 
a ordem crescente desses três combustíveis é 
 
a)gasolina, GLP e gás natural. 
b)gás natural, gasolina e GLP. 
c)gasolina, gás natural e GLP. 
d)gás natural, GLP e gasolina. 
e)GLP, gás natural e gasolina. 
 
04- (ENEM) Por meio de reações químicas que envolvem carboidratos, 
lipídeos e proteínas, nossas células obtêm energia e produzem gás carbônico 
e água. A oxidação da glicose no organismo humano libera energia, 
conforme ilustra a equação química, sendo que aproximadamente 40% dela 
é disponibilizada para atividade muscular. 
 
C6H12O6 (s) + 6O2 (g)  6CO2 (g) + 6 H2O(l) 2800Hc  kJ 
Considere as massas molares (em g mol–1): H = 1; C = 12; O = 16. 
 
LIMA, L. M.; FRAGA, C. A. M.; BARREIRO, E. J. Química na saúde. 
São Paulo: Sociedade Brasileira de Química, 2010 (adaptado). 
 
Na oxidação de 1,0 grama de glicose, a energia obtida para atividade 
muscular, em quilojoule, é mais próxima de 
 
a)6,2. 
b)15,6. 
c)70,0. 
d)622,2. 
e)1 120,0. 
 
05 - (ENEM) Para comparar a eficiência de diferentes combustíveis, 
costuma-se determinar a quantidade de calor liberada na combustão por mol 
ou grama de combustível. O quadro mostra o valor de energia liberada na 
combustão completa de alguns combustíveis. 
 
 
 
As massas molares dos elementos H, C e O são iguais a 1 g/mol, 
12 g/mol e 16 g/mol, respectivamente 
ATKINS, P. Princípios de química. 
Porto Alegre: Bookman, 2007 (adaptado). 
 
Qual combustível apresenta maior liberação de energia por grama? 
 
a)Hidrogênio. 
b)Etanol. 
c)Metano. 
d)Metanol. 
e)Octano. 
 
06 - (ENEM) 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 déficit 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: 
 
C6H12O6 (s) + 6 O2 (g)  6 CO2 (g) + 6 H2O (l) Hc = –2 800 kJ 
CH3CH(OH)COOH (s) + 3 O2 (g)  3 CO2 (g) + 3 H2O (l) Hc = –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. 
 
Gabarito 
 
01 - Gab: C 
02 - Gab: D 
03 - Gab: A 
04 - Gab: A 
05 - Gab: A 
06 - Gab: A 
 
Entalpia de ligação 
 
É a energia absorvida na quebra de 1 mol de uma ligação 
química, no estado gasoso, a 25 ºC e 1 atm. 
 
H─H(g) → H(g) + H(g) ∆Ho = 436kJ/ mol 
H─F(g) → H(g) + F(g) ∆Ho = 564,3kJ/ mol 
 
A energia absorvida na quebra de uma ligação é 
numericamente igual à energia liberada na sua formação. 
 
H(g) + H(g) → H─H(g) ∆Ho = - 436kJ/ mol 
H(g) + F(g) → H─F(g) ∆Ho = - 564,3kJ/ mol 
 
Os valores das energias de ligação dos participantes da reação 
também podem ser usados para calcular a variação de entalpia(∆H) de uma 
reação.Para se calcular a variação do calor (entalpia) da reação, através da 
energia de ligação, usa-se a quantidade de energia absorvida na quebra da 
ligação e a quantidade de energia liberada na formação de novas ligações, 
portanto: 
 
 
 
∑ ligações rompidas > ∑ ligações formadas = reação endotérmica 
∑ ligações rompidas < ∑ ligações formadas = reação exotérmica 
 
Como exemplo, vamos calcular a variação de entalpia da seguinte 
reação através das energias de ligação dos participantes: 
 
 
 
 
 
 
 
Execícios propostos 
 
01 - (UESPI)Os clorofluorcarbono (CFCs) são usados extensivamente em 
aerosóis, ar-condicionado, refrigeradores e solventes de limpeza. Os dois 
principais tipos de CFCs são o triclorofluorcarbono (CFCl3) ou CFC-11 e 
diclorodifluormetano (CF2Cl2) ou CFC-12. O triclorofluorcarbono é usado 
em aerosóis, enquanto que o diclorodifluormetano é tipicamente usado em 
refrigeradores. Determine o H para a reação de formação do CF2Cl2: 
 
CH4(g) + 2Cl2(g) + 2F2(g)  CF2Cl2(g) + 2HF(g) + 2HCl(g) 
 
Dados de energia de ligação em kJ/mol: 
C-H (413) 
Cl-Cl (239) 
F-F (154) 
C-F (485) 
C-Cl (339) 
H-F (565) 
H-Cl (427) 
 
a)– 234 kJ 
b)– 597 kJ 
c)– 1194 kJ 
d)– 2388 kJ 
e)– 3582 kJ02 - (UNIFEI MG) Considerando os dados de entalpia de ligação abaixo, o 
calor associado (kJ/mol) à reação: 
 
(g)(g) 4(g) 2(g) 4 HCl 4 CCl Cl 4 CH  , à pressão constante, 
deverá ser : 
 
(C – H = 414 kJ/mol, H – Cl = 431 kJ/mol, Cl – Cl = 243 kJ/mol, C – Cl = 
331 kJ/mol) 
 
a)+ 420 kJ/mol 
b)+ 105 kJ/mol 
c)– 105 kJ/mol 
d)– 420 kJ/mol 
 
03 - (PUC SP) Dados: Entalpia de ligação 
 
H – H = 435 kJ/mol 
N – H = 390 kJ/mol 
 
A reação de síntese da amônia, processo industrial de grande relevância para 
a indústria de fertilizantes e de explosivos, é representada pela equação: 
 
N2(g) + 3H2(g)  2NH3 (g) kJH 90 
 
A partir dos dados fornecidos, determina-se que a entalpia de ligação contida 
na molécula de N2 ( NN  ) é igual a: 
 
a)645 kJ/mol 
b)0 kJ/mol 
c)645 kJ/mol 
d)945 kJ/mol 
e)1125 kJ/mol 
 
04 - (UFTM MG) O fósforo branco e o fósforo vermelho são alótropos do 
elemento fósforo. O arranjo estrutural dessas moléculas é tetraédrico, com 
átomos de P em cada vértice. A energia de dissociação do fósforo branco, 
P4, é 1 260 kJ/mol. O valor médio previsto para a energia de ligação P-P no 
fósforo branco é, em kJ/mol, 
 
a)210. 
b)252. 
c)315. 
d)420. 
e)630. 
 
05 - (UFPE) Utilize as energias de ligação da Tabela abaixo para calcular o 
valor absoluto do H de formação (em kJ/mol) do cloroetano a partir de 
eteno e do HCl. 
 
H2C=CH2(g) + H─Cl → H3C─CH2Cl(g) 
 
431ClH609CC
413HC345CC
339ClC435HH
mol/kJ
/Energia
Ligação
mol/kJ
/Energia
Ligação


 
 
06 - (ENEM) 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. 
 
2H2 (g) + O2 (g)  2H2O (g) 
 
Um cilindro contém 1 kg de hidrogênio e todo esse gás foi queimado. Nessa 
reação, são rompidas e formadas ligações químicas que envolvem as energias 
listadas no quadro. 
 
 
Massas molares 





mol
g
: 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 
 
Gabarito 
 
01 - Gab: C 
02 - Gab: D 
03 - Gab: D 
04 - Gab: A 
05 - Gab: -57kJ/mol 
06 - Gab: B 
 
Entalpia ou calor de neutralização 
 
 É a variação de entalpia observada(calor liberado) na reação 
entre 1 mol de íons 𝑯(𝒂𝒒) proveniente de um ácido com 1 mol de íons 
𝑶𝑯(𝒂𝒒) proveniente de uma base, considerando-se todas as substâncias 
diluidas, a 25oC e 1 atm.Quando a neutralização envolve um ácido forte 
e uma base forte a variação de entalpia é praticamente constante e igual 
a -58k/J/mol𝑯(𝒂𝒒) ou 13,8 kcal/mol𝑯(𝒂𝒒). 
 
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) H = -13,8 kcal 
 
𝑯(𝒂𝒒) + 𝑶𝑯(𝒂𝒒) → H2O(l) H = -13,8 kcal 
 
H2SO4(aq) + 2KOH(aq) → K2SO4(aq) + 2H2O(l) H = 2(-13,8 kcal) = -27,6 
kcal 
 
𝟐𝑯(𝒂𝒒) + 𝟐𝑶𝑯(𝒂𝒒) → 2H2O(l) H = 2(-13,8 kcal) = -27,6 kcal 
 
 Esse valor constante de calor liberado por mol de 𝑯(𝒂𝒒) 
neutralizado é explicado pelo fato dos ácidos fortes estarem 
completamente ionizados em uma solução aquosa e as bases fortes 
estarem completamente dissociadas .Se um dos reagentes for fraco , ou 
se ambos o forem , o calor liberado será menor que 58kJ. 
 
H2S(aq) + 2NaOH(aq) → Na2S(aq) + H2O(l) H = -16kJ/mol𝑯(𝒂𝒒) 
 
Eletrólitos fracos não estão totalmente ionizados em uma 
solução aquosa e umaparte da energia que seria liberada é gasta no 
processo de ionização do ácido ou dissociação da base. 
 
Lei de Hess 
 
Em 1 840, o químico Germain H. Hess descobriu que a variação 
de entalpia de um determinado processo que se passa em uma sequência de 
etapas dependia somente do estado inicial dos reagentes e do estado final dos 
produtos. Portanto, se uma reação química ocorre em uma só etapa ou em 
várias etapas, a soma das variações de entalpia de cada etapa é igual à 
variação de entalpia da reação feita em uma só etapa. Isso é uma 
consequência do fato de a variação de entalpia ser uma função de estado. 
 
 
“A lei de Hess afirma que a variação de entalpia de um processo físico 
ou químico pode ser obtida por meio da soma algébrica das variações 
de entalpia de cada etapa em que o processo possa ser dividido” 
 
Essa lei permite trabalhar as equações termoquímicas como se 
fossem equações matemáticas: podemos multiplicar ou dividir uma equação 
termoquímica por um número ou adicionar ou subtrair uma série de equações 
termoquímicas para obtermos a variação de entalpia de uma determinada 
reação. A lei de Hess é muito útil no cálculo de variações de entalpia que são 
difíceis de serem medidas diretamente no laboratório. 
 
Exemplo: 
 
Calcule o ∆H da reação: 
 
 C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3CO2 (g) + 4 H2O (l) ∆H = ? 
 
Dadas as equações abaixo: 
 
 C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ∆H = – 94 kcal 
 H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (l) ∆H = – 68 kcal 
 3C (s) + 4 H2 (g) → C3H8 (g) ∆H = – 33,8 kcal 
 
 
 
Exercícios propostos 
 
01 - (Unimontes MG) O esquema a seguir ilustra a formação do gás 
metano (CH4) através da combinação direta dos elementos, nos seus estados 
normais, e combinação dos gases monoatômicos dos elementos. 
 
 
 
a) ooo 214  
b) ooo 213  
c) oooo 3214  
d) oo 43  
 
02 - (UDESC SC) Dados os calores de reação nas condições padrões para 
as reações químicas abaixo: 
 
H2(g) + 1/2O2(g)  H2O(ℓ) ΔHº = – 68,3 kcal 
C(s) + O2(g)  CO2(g) ΔHº = – 94,0 kcal 
C2H2(s) + 5/2O2(g)  2CO2(g) + H2O(ℓ) ΔHº = – 310,6 kcal 
 
Pode-se afirmar que a entalpia padrão do acetileno, em kcal/mol, é: 
 
a)–310,6 
b)–222,5 
c)–54,3 
d)+54,3 
e)+222,5 
 
03 - (UFRR) Um estudante de química chegou ao Laboratório e observou 
escrito no quadro duas reações de combustão a seguir: 
 
I) Cgrafita + O2(g)  CO2(g) mol/kcal1,94 
II) Cdiamante + O2(g)  CO2(g) mol/kcal5,94 
 
Logo após chegou o monitor de química e perguntou para ele quantos 
kcal/mol seriam necessários para transformar grafita em diamante?Observe 
as alternativas abaixo e assinale a verdadeira. 
 
a)-188,6 kcal/mol 
b)- 0,4 kcal/mol 
c)+ 0,4 kcal/mol 
d)+ 188,6 kcal/mol 
e)+ 4 kcal/mol 
 
04 - (UDESC SC) A reação termite ou termita é uma reação aluminotérmica 
em que o metal alumínio é oxidado pelo óxido de ferro III, Fe2O3, liberando 
uma grande quantidade de calor. Em poucos segundos, a reação produz ferro 
fundido. Dadas as equações: 
2Aℓ(s) + 
2
3
O2(g)  Aℓ2O3(s) H = –400 kcal mol–1 
2Fe(s) + 
2
3
O2(g)  Fe2O3(s) H = –200 kcal mol–1 
Determine a quantidade de calor liberada na reação a seguir: 
 
Fe2O3(s) + 2Aℓ(s)  Aℓ2O3(s) + 2Fe(s) 
 
a)+ 400 kcal 
b)+ 200 kcal 
c)–400 kcal 
d)–200 kcal 
e)–100 kcal 
 
05 - (UNISA) Com o objetivo de solucionar o problema da grande demanda 
de energia proveniente de fontes energéticas não-renováveis, uma das 
alternativas propostas é o uso da biomassa, matéria orgânica que quando 
fermenta, produz biogás, cujo principal componente é o metano, utilizado em 
usinas termelétricas, gerando eletricidade, a partir da energia térmica liberada 
na sua combustão.O calor envolvido, em kJ, na combustão de 256 g do 
principal componente do biogás é, aproximadamente, 
Dados: 
kJ/mol 393,5– H (g) CO (g)O (graf) C
kJ/mol 242,0– H (g) OH O(g) (g)H
kJ/mol 74,4– H (g) CH (g)2H (graf) C
22
22
1
2
42



 
 
a)–801,0. 
b)+1.606,0. 
c)–6.425,0. 
d)+8.120,0. 
e)–13.010,0. 
 
06 - (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 pelavariação 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. 
 
07 - (ENEM) O ferro é encontrado na natureza na forma de seus minérios, 
tais como a hematita ( -Fe2O3), a magnetita (Fe3O4) e a wustita (FeO). Na 
siderurgia, o ferro-gusa é obtido pela fusão de minérios de ferro em altos 
fornos 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: 
 
FeO (s) + CO (g)  Fe (s) + CO2 (g) 
 
Considere as seguintes equações termoquímicas: 
 
Fe2O3 (s) + 3 CO (g)  2 Fe (s) + 3 CO2 (g) = –25 kJ/mol de 
Fe2O3 
3 FeO (s) + CO2 (g)  Fe3O4 (s) + CO (g) = –36 kJ/mol de CO2 
2 Fe3O4 (s) + CO2 (g)  3 Fe2O3 (s) + CO (g) = +47 kJ/mol de 
CO2 
 
O valor mais próximo de , 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. 
 
08 - (UFMS) Calcule a entalpia, H , em kcal/mol, da reação: 
 
, O CCO 2(g)sólido grafite2(g)  
 
nas condições ambientes (25ºC e 1 atm), sabendo-se que: 
I. )(2)g(2)g(2)g(62 OH 3CO 2O 2/7HC  
mol/kcal7,372ºH  
II. )g(62)g(2sólido grafite HCH 3C 2  
mol/kcal2,20ºH  
III. )(2)g(2)g(2 OHO 2/1H  mol/kcal3,68ºH  
 
 
09- (PUC MG) Dadas as seguintes equações termoquímicas, a 25ºC e 1 atm: 
 
I- C2H2(g) + 5/2 O2(g) 2CO2(g) + H2O(l) H1 = – 1301,0 kJ/mol 
 
II- C2H6(g) + 7/2 O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(l) H2 = – 1560,0 kJ/mol 
 
III- H2(g) + 1/2O2(g)  H2O(l) H3 = –286,0 kJ/mol 
 
Assinale a variação de entalpia (H), em kJ, para a reação: 
 
C2H2(g) + 2 H2(g)  C2H6(g) 
 
a) – 313,0 
b) – 27,0 
c) + 313,0 
d) + 27,0 
 
10 - (Unimontes MG) O carvão pode ser usado para a obtenção de outros 
combustíveis como o gás metano. As reações que ocorrem são representadas 
abaixo pelas respectivas equações termoquímicas: 
 
kJ 3,131H )g(H)g(CO)g(OH)s(C o22  
kJ 2,41H )g(H)g(CO)g(OH)g(CO o222  
kJ 8,74H )g(CH)g(H2)s(C o42  
 
Baseando-se nas equações fornecidas, a variação de entalpia padrão )H( o 
da reação representada pela equação 
 
)g(CO)g(CH)g(OH2)s(C2 242  é 
 
a) +15,3 kJ. 
b) +90,1 kJ. 
c) 56,5 kJ. 
d) +247,3 kJ. 
 
Gabarito 
 
01 - Gab: C 
02 - Gab: D 
03 - Gab: C 
04 - Gab: D 
05 - Gab: E 
06 - Gab: B 
07- Gab: B 
08 - Gab: 94kcal/mol 
09- Gab: A 
10 - Gab: A