Exercícios sobre Lei de Hess (resolvidos passo a passo)
A Lei de Hess estabelece que a quantidade de energia (ΔH) de uma reação química é determinada apenas pelos estados inicial e final do sistema, ou seja, não depende do caminho percorrido nem das etapas intermediárias.
É conteúdo super importante em química, e é preciso fazer muitos exercícios. Continue praticando sem parar para fixar bem essa ideia! Que tal começar com as próximas 10 questões sobre o tema?
Questão 1
Sobre a Lei de Hess, qual das seguintes afirmações é verdadeira?
a) A Lei de Hess só pode ser aplicada a reações que ocorrem em uma única etapa.
b) A variação de entalpia de uma reação depende do caminho percorrido entre os reagentes e os produtos.
c) A Lei de Hess permite calcular a variação de entalpia de uma reação utilizando as variações de entalpia de outras reações.
d) Ao multiplicar uma equação termoquímica por um fator, o valor da variação de entalpia não se altera.
e) Inverter uma equação termoquímica não afeta o sinal da sua variação de entalpia.
c) A Lei de Hess permite calcular a variação de entalpia de uma reação utilizando as variações de entalpia de outras reações.
a) Errada, a Lei de Hess é mais útil justamente para reações com várias etapas ou que não ocorrem diretamente.
b) Errada, a variação de entalpia NÃO depende do caminho, mas apenas dos estados inicial e final (é uma função de estado).
d) Errada, se você multiplicar uma equação, a entalpia também multiplica.
e) Errada, se você inverter uma equação, o sinal da entalpia também inverte.
Questão 2
A reação de formação do dióxido de nitrogênio (NO2) é: N2 (g) + 2 O2 (g) → 2 NO2 (g)
Com base nas seguintes informações:
N2 (g) + O2 (g) → 2 NO (g) ΔH1 = +180 kJ/mol
2 NO (g) + O2 (g) → 2 NO2 (g) ΔH2 = −112 kJ/mol
A variação de entalpia para a formação de dois mols de dióxido de nitrogênio é:
a) + 292 kJ/mol
b) + 68 kJ/mol
c) - 68 kJ/mol
d) + 356 kJ/mol
b) + 68 kJ/mol
A reação desejada já é o resultado direto da soma das duas equações fornecidas. Somando as equações e as variações de entalpia:
N2 (g) + O2 (g) → 2 NO (g) ΔH1 = +180 kJ/mol
2 NO (g) + O2 (g) → 2 NO2 (g) ΔH2 = −112 kJ/mol
N2 (g) + 2 O2 (g) → 2 NO2 (g) ΔH = +180 + (−112) = + 68kJ/mol
Questão 3
Calcule a variação de entalpia para a conversão de dióxido de enxofre em trióxido de enxofre, conforme a reação:
2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g)
São dadas as seguintes equações termoquímicas:
S (s) + O2 (g) → SO2 (g) ΔH1 = − 297 kJ/mol
2 S (s) + 3 O2 (g) → 2 SO3 (g) ΔH2 = −790 kJ/mol
a) + 196 kJ/mol
b) - 196 kJ/mol
c) + 493 kJ/mol
d) - 493 kJ/mol
b) - 196 kJ/mol
A reação desejada é: 2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g)
Para obtê-la a partir das equações fornecidas devemos:
- Multiplicar a primeira equação por 2 e inverter:
2 SO2 (g) → 2 S (s) + 2 O2 (g) ΔH1 = 2 × (+297) = + 594 kJ/mol
- Manter a segunda equação:
2 S (s) + 3 O2 (g) → 2 SO3 (g) ΔH2 = −790 kJ/mol
Somando as duas equações:
2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g) ΔH = +594 + (−790) = − 196 kJ/mol
Questão 4
O gás metano (CH4) pode ser formado a partir da reação: C (s) + 2 H2 (g) → CH4 (g)
Utilizando as seguintes equações termoquímicas:
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH1 = − 890 kJ/mol
C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH2 = − 393 kJ/mol
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ΔH3 = − 286 kJ/mol
A variação de entalpia para a formação de um mol de metano é:
a) - 216 kJ/mol
b) - 75 kJ/mol
c) - 1665 kJ/mol
d) + 75 kJ/mol
b) - 75 kJ/mol
Para obter a reação desejada devemos:
- Inverter a reação 1:
CO2 (g) + 2 H2O (l) → CH4 (g) + 2 O2 (g) ΔH1 = + 890 kJ/mol
- Manter a reação 2:
C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH2 = − 393 kJ/mol
- Multiplicar por 2 a reação 3:
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) ΔH3 = 2 × (−286) = 572 kJ/mol
CO2 (g) + 2 H2O (l) → CH4 (g) + 2 O2 (g) ΔH1 = + 890 kJ/mol
C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH2 = − 393 kJ/mol
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) ΔH3 = 2 × (−286) = 572 kJ/mol
CO2 (g) + 2 H2O (l) → CH4 (g) + 2 O2 (g) ΔH1 = + 890 kJ/mol
C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH2 = − 393 kJ/mol
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) ΔH3 = 2 × (−286) = 572 kJ/mol
CO2 (g) + 2 H2O (l) → CH4 (g) + 2 O2 (g) ΔH1 = + 890 kJ/mol
C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH2 = − 393 kJ/mol
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) ΔH3 = 2 × (−286) = 572 kJ/mol
C 2 (g) + 2 H2 → CH(l) ΔH = +890 + (− 393) + (− 572) = − 75 kJ/mol
Questão 5
O gás etileno (C2H4), um importante insumo para a produção de polímeros e pode ser obtido, conforme a equação:
C2H6 (g) → C2H4 (g) + H2 (g)
Determine a variação de entalpia dessa reação utilizando as seguintes equações:
C2H4 (g) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH1 = − 337 kcal/mol
C2H6 (g) + 7/2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) ΔH2 = − 368 kcal/mol
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ΔH3 = − 68 kcal/mol
a) + 37 kcal/mol
b) - 37 kcal/mol
c) + 273 kcal/mol
d) - 273 kcal/mol
a) + 37 kcal/mol
- Inverter a reação 1:
2 CO2 (g) + 2 H2O (l) → C2H4 (g) + 3 O2(g) ΔH1 = +337 kcal/mol
- Manter a reação 2:
C2H6(g) + 7/2 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l) ΔH2 = −368 kcal/mol
- Inverter a reação 3:
H2O (l) → H2 (g) + ½ O2 (g) ΔH3 = + 68 kcal/mol
Simplificando, eliminando as espécies que aparecem em ambos os lados:
C2 (g)H2 → C(l) H2+ H4 (g) ΔH = +337 + (−368) + 68 = + 37 kcal/mol
Questão 6
A combustão do etanol (C2H5OH) é uma importante reação na produção de energia. Sua equação global balanceada é:
C2H5OH (l) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (l)
Considere as seguintes equações termoquímicas:
2 C (grafite) + 3 H2 (g) + ½ O2 (g) → C2H5OH (l) ΔH1 = – 277,0 kJ
C (grafite) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH2 = – 393,5 kJ
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ΔH3 = – 285,8 kJ
Utilizando a Lei de Hess, determine a variação de entalpia (ΔH) da combustão de 2 mol de etanol líquido.
a) – 1367,0 kJ
b) – 1778,5 kJ
c) – 2468,0 kJ
d) – 2734,8 kJ
d) – 2734,8 kJ
- Inverter a reação 1:
C2H5OH → 2 C + 3 H2 + ½ O2 ΔH1 = + 277,0 kJ
- Multiplicar por 2 a reação 2:
2 C + 2 O2 → 2 CO2 ΔH2 = 2 × (–393,5) = – 787,0 kJ
- Multiplicar por 3 a reação 3:
3 H2 + 3/2 O2 → 3 H2O ΔH3 = 3 × (–285,8) = – 857,4 kJ
C2H5OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O ΔH = + 277,0 + (– 787,0) + (– 857,4) = –1367,4 kJ
Considerando a combustão de 2 mol de etanol
1 mol — – 1367,4 kJ
2 mol — x
x = – 2734,8 kJ
Questão 7
Observando o diagrama a seguir, é correto afirmar que:
a) a variação de entalpia para a vaporização de 1 mol de água H2O(l) → H2O(g) é de -10,5 kcal/mol, indicando um processo exotérmico.
b) a reação de condensação da água H2O(g) → H2O(l) é endotérmica, com variação de entalpia de +10,5 kcal/mol.
c) a variação de entalpia para a condensação de 1 mol de água H2O(g) → H2O(l) é de - 10,5 kcal/mol.
d) para obter a entalpia de condensação da água, devemos somar os valores de ΔH1 e ΔH2, resultando em -126,1 kcal/mol.
c) a variação de entalpia para a condensação de 1 mol de água H2O(g) → H2O(l) é de -10,5 kcal/mol.
Para a entalpia de condensação H2O(g) → H2O(l) ΔH = ?
- Inverter a reação: H2O(g) → H2(g) + 1/2 O2(g) ΔH = + 57,8 kcal/mol
- Manter a reação: H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) ΔH = - 68,3 kcal/mol
ΔH = + 57,8 + (-68,3) = - 10,5 kcal/mol
a) errado, a vaporização é o processo inverso H2O(g) → H2(g)O2(g) e, portanto, teria ΔH = +10,5 kcal/mol (endotérmico).
b) errado, a condensação é um processo exotérmico (libera calor), portanto o ΔH deve ser negativo, não positivo.
d) errado, somar as entalpias de formação diretamente não fornece a entalpia de condensação.
e) errado, a Lei de Hess permite sim calcular a entalpia de transição de fase a partir das entalpias de formação.
Questão 8
Leia também: Lei de Hess: o que é, fundamentos e exercícios
Para praticar mais: Exercícios sobre Termoquímica
VIEIRA, Natália. Exercícios sobre Lei de Hess (resolvidos passo a passo). Toda Matéria, [s.d.]. Disponível em: https://www.todamateria.com.br/exercicios-sobre-lei-de-hess-resolvidos-passo-a-passo/. Acesso em:
