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Segundo a Lei de Hess, a variação de entalpia (ΔH) de uma reação química depende:
Gabarito: C) apenas dos estados inicial (reagentes) e final (produtos), sendo independente do caminho ou do número de etapas da reação
A Lei de Hess estabelece que a entalpia é uma função de estado: o ΔH de uma reação depende apenas dos estados inicial e final do sistema, não importando o caminho (número de etapas) percorrido entre eles.
Dadas as entalpias padrão de formação: ΔHf CH₄(g) = −75 kJ/mol; ΔHf CO₂(g) = −394 kJ/mol; ΔHf H₂O(g) = −242 kJ/mol; ΔHf O₂(g) = 0. Calcule o ΔH da reação de combustão: CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(g).
Gabarito: A) −803 kJ/mol
ΔH = ΣΔHf(produtos) − ΣΔHf(reagentes) = [(−394) + 2(−242)] − [(−75) + 2(0)] = (−878) − (−75) = −803 kJ/mol.
Considere as reações a seguir, com suas respectivas variações de entalpia padrão: Reação 1: N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH₁ = +180 kJ/mol Reação 2: 2NO(g) + O₂(g) → 2NO₂(g), ΔH₂ = −114 kJ/mol Aplicando a Lei de Hess, determine o ΔH da reação: N₂(g) + 2O₂(g) → 2NO₂(g).
Gabarito: B) +66 kJ/mol
Somando diretamente a Reação 1 com a Reação 2, o NO(g) formado na primeira é consumido na segunda e se cancela: ΔH = ΔH₁ + ΔH₂ = (+180) + (−114) = +66 kJ/mol.
O diagrama de entalpia a seguir mostra que a etapa 1 (reagentes → intermediário) tem ΔH₁ = +80 kJ/mol e a etapa 2 (intermediário → produtos) tem ΔH₂ = −230 kJ/mol. Determine o ΔH total da reação (reagentes → produtos).
Gabarito: A) −150 kJ/mol
ΔH total = ΔH₁ + ΔH₂ = (+80) + (−230) = −150 kJ/mol, consistente com o diagrama (0 → +80 → −150).
Dadas as entalpias de formação: ΔHf C₂H₅OH(l) = −278 kJ/mol; ΔHf CO₂(g) = −394 kJ/mol; ΔHf H₂O(l) = −286 kJ/mol. Calcule o ΔH de combustão: C₂H₅OH(l) + 3O₂(g) → 2CO₂(g) + 3H₂O(l).
Gabarito: A) −1368 kJ/mol
ΔH = [2(−394) + 3(−286)] − [(−278) + 3(0)] = (−788 − 858) − (−278) = −1646 + 278 = −1368 kJ/mol.
O gráfico de barras mostra o ΔH de combustão de duas formas alotrópicas do carbono: C(grafite) + O₂(g) → CO₂(g), ΔH = −393,5 kJ/mol; C(diamante) + O₂(g) → CO₂(g), ΔH = −395,4 kJ/mol. Utilizando a Lei de Hess, calcule o ΔH da reação: C(diamante) → C(grafite).
Gabarito: C) −1,9 kJ/mol
Somando a combustão do diamante (direta) com a combustão do grafite invertida: ΔH = (−395,4) + (+393,5) = −1,9 kJ/mol. Isso confirma que o grafite é a forma alotrópica mais estável.
Sabendo que P₄(s) + 5O₂(g) → P₄O₁₀(s), ΔH = −2984 kJ/mol, utilize a Lei de Hess para calcular o ΔH da reação: ¼P₄(s) + 5/4O₂(g) → ¼P₄O₁₀(s).
Gabarito: D) −746 kJ/mol
A equação-alvo é a original multiplicada por ¼ (todos os coeficientes divididos por 4). Logo, ΔH = (−2984)/4 = −746 kJ/mol.
Dadas as entalpias de formação: ΔHf CaCO₃(s) = −1207 kJ/mol; ΔHf CaO(s) = −635 kJ/mol; ΔHf CO₂(g) = −394 kJ/mol, calcule o ΔH da reação: CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g).
Gabarito: B) +178 kJ/mol
ΔH = [(−635) + (−394)] − (−1207) = (−1029) + 1207 = +178 kJ/mol. A reação de decomposição do calcário é endotérmica.
Considere: Reação 1: 2SO₂(g) + O₂(g) → 2SO₃(g), ΔH₁ = −198 kJ/mol Reação 2: 2S(s) + 3O₂(g) → 2SO₃(g), ΔH₂ = −792 kJ/mol Aplicando a Lei de Hess, determine o ΔH da reação: 2S(s) + 2O₂(g) → 2SO₂(g).
Gabarito: E) −594 kJ/mol
É preciso inverter a Reação 1 (2SO₃ → 2SO₂ + O₂, ΔH = +198 kJ/mol) e somar a Reação 2 direta: ΔH = (−792) + (+198) = −594 kJ/mol.
Dadas as entalpias de formação: ΔHf C₃H₈(g) = −104 kJ/mol; ΔHf CO₂(g) = −394 kJ/mol; ΔHf H₂O(l) = −286 kJ/mol, calcule o ΔH da reação: C₃H₈(g) + 5O₂(g) → 3CO₂(g) + 4H₂O(l).
Gabarito: B) −2222 kJ/mol
ΔH = [3(−394) + 4(−286)] − [(−104) + 5(0)] = (−1182 − 1144) − (−104) = −2326 + 104 = −2222 kJ/mol.
Dadas as entalpias de formação: ΔHf NH₃(g) = −46 kJ/mol; ΔHf H₂O(g) = −242 kJ/mol (ΔHf N₂(g) = ΔHf O₂(g) = 0), calcule o ΔH da reação: 4NH₃(g) + 3O₂(g) → 2N₂(g) + 6H₂O(g).
Gabarito: C) −1268 kJ/mol
ΔH = [2(0) + 6(−242)] − [4(−46) + 3(0)] = (−1452) − (−184) = −1452 + 184 = −1268 kJ/mol.
Utilizando as energias médias de ligação: E(C–C) = 347 kJ/mol; E(C–H) = 413 kJ/mol; E(O=O) = 495 kJ/mol; E(C=O) = 799 kJ/mol; E(O–H) = 463 kJ/mol, calcule o ΔH da reação: C₃H₈(g) + 5O₂(g) → 3CO₂(g) + 4H₂O(g).
Gabarito: D) −2025 kJ/mol
Ligações rompidas: 2(C–C) + 8(C–H) + 5(O=O) = 694 + 3304 + 2475 = 6473 kJ/mol. Ligações formadas: 6(C=O) + 8(O–H) = 4794 + 3704 = 8498 kJ/mol. ΔH = 6473 − 8498 = −2025 kJ/mol.
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