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26 Udesc O gás metano pode ser utilizado como combus-
tível, como mostra a equação 1:
Equação 1: CH4(g) + 2 O2(g)→ CO2(g) + 2 H2O(g)
Utilizando as equações termoquímicas a seguir, que
julgar necessário, e os conceitos da Lei de Hess, ob-
tenha o valor de entalpia da equação 1.
C(s) + H2O(g)→ CO(g) + H2(g) ∆H = 131,3 kJ ∙ mol
–1
CO(g) + 1
2
 O2(g)→ CO2(g) ∆H = –283,0 kJ ∙ mol
1
H2(g) +
1
2
 O2(g)→ H2O(g) ∆H = –241,8 kJ ∙ mol
1
C(s) + 2 H2(g)→ CH4(g) ∆H = –74,8 kJ ∙ mol
–1
O valor da entalpia da equação 1, em kJ, é
A –704,6
 –725,4
C –802,3
 –524,8
E –110,5
27 UEPG 2014 Deseja-se determinar o valor de ∆H° da rea-
ção de hidrogenação do eteno, representada a seguir.
C2H4(g) + H2(g)→ C2H6(g) ∆H° = ?
Para tanto, dispõem-se das seguintes entalpias-pa-
drão de combustão:
I. C2H4(g) + 3 O2(g)→ 2 CO2(g) + 2 H2O(l)
∆H°c = –1 411,2 kJ/mol
II. H2(g) +
1
2
 O2(g)→ H2O(l)
∆H°c = –285,8 kJ/mol
III. C2H6(g) +
7
2
 O2(g)→ 2 CO2(g) + 3 H2O(l)
∆H°c = –1 560,7 kJ/mol
Assim, utilizando a Lei de Hess para calcular o valor
de ∆H° desejado, assinale o que for correto.
01 Deve-se multiplicar a reação I por 2.
02 Deve-se inverter a reação III.
04 O valor do ∆H° desejado é –136,3 kJ.
08 A reação de hidrogenação do eteno é endotérmica.
Soma:
28 UEL 2015 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 ob-
ter energia na forma de calor. Sobre a obtenção de calor,
considere as equações a seguir.
C(grate) + O2(g)→ CO2(g) ∆H = –94,1 kcal
H2O(l)→ H2(g) +
1
2
 O2(g) ∆H = +68,3 kcal
C(grate) + 2 H2(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) + 2 O2(g)→ CO2(g) + 2 H2O(l)
A –212,8 kcal
 –144,5 kcal
C –43,7 kcal
 +144,5 kcal
E +212,8 kcal
29 UPF 2015 (Adapt.) A termoquímica estuda a energia
que é liberada ou absorvida, sob a forma de calor, em
pressão constante, em processos como mudanças
de fases e reações químicas. Sobre a termoquímica,
analise as afirmações a seguir e marque V para ver-
dadeiro e F para falso.
 Uma reação de combustão é uma reação exotérmi-
ca, na qual a variação de entalpia tem sinal negativo.
 Quando uma reação endotérmica ocorre, o sistema
formado pelos participantes dessa reação absorve
calor das vizinhanças.
 Derramando-se gotas de propanona (H3CCOCH3(l))
na pele, é provocada uma sensação de frio, justifi-
cada em razão de a evaporação ser um processo
exotérmico.
 A dissolução do H2SO4 concentrado em água é um
processo exotérmico, que pode ser confirmado pela
diminuição da temperatura.
 O processo de fusão do gelo absorve calor da vi-
zinhança, assim, a variação de entalpia tem sinal
negativo.
A sequência correta de preenchimento, de cima para
baixo, é:
A V – F – V – F – V.
 V – V – V – F – F.
C F – V – V – F – V.
 V – V – F – F – F.
E F – V – F – V – V.
30 Mackenzie A hidrogenação do acetileno é efetuada
pela reação desse gás com o gás hidrogênio, origi-
nando, nesse processo, o etano gasoso, como mostra
a equação química a seguir.
C2H2(g) + 2 H2(g)→ C2H6(g)
É possível determinar a variação da entalpia para esse
processo, a partir de dados de outras equações ter-
moquímicas, por meio da aplicação da Lei de Hess.
C2H2(g) +
5
2
 O2(g)→ 2 CO2(g) + H2O(l)
∆Hoc = –1 301 kJ/mol
C2H6(g) +
7
2
 O2(g)→ 2 CO2(g) + 3 H2O(l)
∆Hoc = –1 561 kJ/mol
H2(g) +
1
2
 O2(g)→ H2O(l)
∆Hoc = –286 kJ/mol
Assim, usando as equações termoquímicas de com-
bustão no estado-padrão, é correto armar que a
variação da entalpia para a hidrogenação de 1 mol de
acetileno, nessas condições, é de
A –256 kJ/mol.
 –312 kJ/mol.
C –614 kJ/mol.
 –814 kJ/mol.
E –3148 kJ/mol.
QUÍMICA Capítulo 3 Termoquímica362
31 IFSul Um dos fertilizantes mais usados é o feito a base
de nitratos. Esses nitratos são provenientes do ácido
nítrico. Uma das etapas de obtenção desse ácido se dá
pela reação de oxidação da amônia na presença de ca-
talisador e a uma temperatura de 950 °C. Essa reação
pode ser representada pela equação global:
4 NH3 + 7 O2→ 4 NO2 + 6 H2O
Considerando as reações demonstradas pelas equa-
ções a seguir qual o valor da variação de entalpia da
equação global?
Equação 1: N2 + 3 H2→ 2 NH3 ∆H = –92 kJ
Equação 2: N2 + 2 O2→ 2 NO2 ∆H = +68 kJ
Equação 3: H2 +
1
2
 O2→H2O ∆H = –286 kJ
A –1 396 kJ
 –1 764 kJ
C –1 488 kJ
 –310 kJ
32 ITA Sabe-se que a 25 °C as entalpias de combustão (em
kJ mol–1) de grafita, gás hidrogênio e gás metano são,
respectivamente: –393,5; –285,9 e –890,5. Assinale a
alternativa que apresenta o valor CORRETO da entalpia
da seguinte reação:
C(grafita) + 2 H2(g)→ CH4(g)
A –211,1 kJ mol–1
 –74,8 kJ mol–1
C 74,8 kJ mol–1
 136,3 kJ mol–1
E 211,1 kJ mol–1
33 Unesp 2016 Em 1840, o cientista Germain Henri Hess
(1802-1850) enunciou que a variação de entalpia (∆H)
em uma reação química é independente do caminho
entre os estados inicial e final da reação, sendo igual à
soma das variações de entalpias em que essa reação
pode ser desmembrada.
Durante um experimento envolvendo a Lei de Hess,
através do calor liberado pela reação de neutraliza-
ção de uma solução aquosa de ácido cianídrico (HCN)
e uma solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH),
foi obtido o valor de 2,9 kcal ∙ mol–1 para a entalpia
nesta reação. Sabendo que a entalpia liberada pela
neutralização de um ácido forte e uma base forte é
de 13,3 kcal ∙ mol–1, que o ácido cianídrico é um ácido
muito fraco e que o hidróxido de sódio é uma base
muito forte, calcule a entalpia de ionização do ácido
cianídrico em água e apresente as equações químicas
de todas as etapas utilizadas para esse cálculo.
34 Uece 2015 A glicose é produzida no intestino pela
degradação dos carboidratos, e transportada pelo
sangue até as células onde reage com o oxigênio
produzindo dióxido de carbono e água. Para entender
a formação da glicose, são fornecidas as seguintes
equações:
1. C(s) + O2(g)→ CO2(g)
∆H = –94,1 kcal
2. H2(g) +
1
2
 O2(g)→ H2O(g)
∆H = –68,3 kcal
3. C6H12O6(s) + 6 O2(g)→ 6 CO2(g) + 6 H2O(g)
∆H = –673,0 kcal
Considerando as reações que conduzem à formação
da glicose e apenas as informações apresentadas,
pode-se armar corretamente que o processo é
A espontâneo.
 não espontâneo.
C endoenergético.
 exoenergético.
35 Uerj 2013 A equação química seguinte representa a
reação da produção industrial de gás hidrogênio.
H2O(g) + C(s)→ CO(g) + H2(g)
Na determinação da variação de entalpia dessa rea-
ção química, são consideradas as seguintes equações
termoquímicas, a 25 °C e 1 atm:
H2(g) +
1
2
 O2(g)→ H2O(g) ∆Hº = –242 kJ
C(s) + O2(g)→ CO2(g) ∆Hº = –393,5 kJ
O2(g) + 2 CO(g)→ 2 CO2(g) ∆Hº = –477,0 kJ
Calcule a energia, em quilojoules, necessária para a
produção de 1 kg de gás hidrogênio e nomeie o agen-
te redutor desse processo industrial.
36 Unesp 2011 O pentano, C5H12, é um dos constituintes
do combustível utilizado em motores de combustão
interna. Sua síntese, a partir do carbono grafite, é
dada pela equação:
5 C(grafite) + 6 H2(g)→ C5H12(g)
Determine a entalpia (∆H) da reação de síntese do
pentano a partir das seguintes informações:
C5H12(g) + 8 O2(g)→ 5 CO2(g) + 6 H2O(l) ∆H = –3 537 kJ
C(grate) + O2(g)→ CO2(g) ∆H = –394 kJ
H2(g) +
1
2
 O2(g)→ H2O(l) ∆H = –286 kJ
37 UFRGS O selênio é um elemento que exibe alotropia,
isto é, pode ser encontrado em mais de uma forma
sólida diferente. A forma mais estável é o selênio cin-
za, mas esse elemento também pode ser encontrado
como selênio α e como selênio vítreo.
Sabendo que a entalpia de formação do selênio α
é de 6,7 kJ⋅mol–1, e que a entalpia de formação do
óxido de selênio gasoso é de 53,4 kJ⋅mol 1, a entalpia
da reação
2 Se(s, α) + O2(g)→ 2 SeO(g)
será:
A –120,2 kJ mol 1.
 –60,1 kJ mol 1.
C 46,7 kJ mol 1.
 93,4 kJ mol 1.
E 106,8kJ mol–1.
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38 Udesc 2014 A indústria siderúrgica utiliza-se da redução
de minério de ferro para obter o ferro fundido, que é
empregado na obtenção de aço. A reação de obten-
ção do ferro fundido é representada pela reação:
Fe2O3 + 3 CO→ 2 Fe + 3 CO2
A entalpia de reação (∆H°r) a 25 °C é:
Dados: Entalpia de formação (∆H°f) a 25 °C, kJ/mol.
∆H°f (kJ/mol)
Fe2O3 Fe CO CO2
–824,2 0 –110,5 –393,5
A 24,8 kJ/mol
 –24,8 kJ/mol
C 541,2 kJ/mol
 –541,2 kJ/mol
E 1 328,2 kJ/mol
39 PUC-RS 2015 O isoctano líquido (C8H18) e o gás hidro-
gênio são importantes combustíveis. O primeiro está
presente na gasolina; o segundo, na propulsão de fo-
guetes.
As entalpias aproximadas de formação do gás carbô-
nico, do vapor de água e do isoctano líquido (C8H18)
são, respectivamente, –393, –242 e –259 kJ/mol.
A partir desses dados, o calor liberado na combustão
de 1 kg de hidrogênio gasoso é, aproximadamente,
________ vezes maior do que o calor liberado na
combustão de 1 kg de isoctano líquido.
A 0,4
 0,9
C 2,7
 33,0
E 53,2
40 Uerj 2015 A decomposição térmica do carbonato de
cálcio tem como produtos o óxido de cálcio e o dióxi-
do de carbono. Na tabela a seguir, estão relacionados
os períodos de quatro elementos químicos do grupo
2 da tabela de classificação periódica e a entalpia-pa-
drão de decomposição do carbonato correspondente
a cada um desses elementos.
Período Entalpia-padrão (kJ · mol
–1
)
3° 100
4° 180
5° 220
6° 260
A energia, em quilojoules, necessária para a obtenção
de 280 g de óxido de cálcio a partir de seu respectivo
carbonato é igual a:
A 500
 900
C 1 100
 1 300
41 Acafe 2016 O benzeno é um hidrocarboneto aromático
que pode ser usado nas refinarias de petróleo e nas
indústrias de álcool anidro.
Baseado nas informações fornecidas e nos conceitos
químicos, assinale a alternativa que contém a energia
liberada (em módulo) na combustão completa de 156 g
de benzeno, nas condições padrão.
Dados: Entalpias de formação nas condições padrão:
C6H6(l): 49,0 kJ/mol; CO2(g): –393,5 kJ/mol; H2O(l):
–285,8 kJ/mol; C: 12 g/mol; H: 1 g/mol
A 6 338,8 kJ
 6 534,8 kJ
C 3 169,4 kJ
 3 267,4 kJ
42 Mackenzie 2015 O cicloexano (C6H12) é um hidrocarbo-
neto líquido à temperatura ambiente, insolúvel em água,
que pode ser obtido pela redução com hidrogênio, na
presença de um catalisador e pressão adequados, a
partir do benzeno, apresentando valor de entalpia-pa-
drão de formação igual a –156 kJ ∙ mol–1. Sabendo-se
que as entalpias-padrão de formação, da água líquida
e do dióxido de carbono gasoso são, respectivamente,
–286 kJ ∙ mol–1 e –394 kJ ∙ mol–1, pode-se afirmar que
a entalpia-padrão de combustão do cicloexano é de
A –524 kJ ∙ mol–1
 –836 kJ ∙ mol–1
C –3 924 kJ ∙ mol–1
 –4 236 kJ ∙ mol–1
E –6 000 kJ ∙ mol–1
43 FGV É um pequeno passo para um homem, mas um
gigantesco salto para a Humanidade, disse Neil Arms-
trong, ao pisar na Lua há 40 anos, em julho de 1969.
Para realizar essa façanha, o foguete utilizou, na épo-
ca, oxigênio e hidrogênio líquidos como combustíveis,
que reagiam na câmara de combustão produzindo
um gás que era expelido em alta pressão, lançando a
Apollo 11 rumo ao espaço. A reação química é repre-
sentada na equação:
H2(l) +
1
2
 O2(l)→ H2O(g)
Na tabela, são dados os valores de entalpia-padrão
de formação e de vaporização:
Substâncias Entalpia (∆H°) de
H2O(l) formação = –285,83 kJ/mol.
H2(l) vaporização = +0,45 kJ/mol.
O2(l) vaporização = +3,40 kJ/mol.
H2O(l) vaporização = +44,0 kJ/mol.
O valor que mais se aproxima da entalpia de reação
para a reação descrita na equação é:
A –330 kJ.
 –240 kJ.
C +240 kJ.
 +245 kJ.
E +330 kJ.