Química

Exercícios de Lei de Hess

Exercícios de Lei de HessExercícios de Lei de Hess

Na termodinâmica, existe a lei de Hess, que foi desenvolvida pelo suíço Germain Henry Hess em 1840. A Lei de Hess desenvolveu que a energia não é criada e nem destruída, logo a energia pode ser transforma de uma forma para outra. Agora faça os exercícios de Lei de Hess para testar seus conhecimentos.

Provavelmente, você já deve ter estudado sobre a Lei de Hess. A prova de química é uma das mais difíceis na opinião dos vestibulandos, por isso é essencial que você saiba quais são as leis de Newton para ir bem no ENEM e em outros vestibulares.

Revise a matéria para fazer os Exercícios de Lei de Hess e ficar por dentro de todo o conteúdo!

O que é Lei de Hess?

O químico Germain Henry Hess (1802-1850), foi essencial para o desenvolvimento e progresso na área de termoquímica. Como por exemplo a Lei de Hess, que é uma lei experimental responsável por estabelecer que o valor da variação de entalpia, depende do estado final e inicial de determinadas reações.

Lei de Hess é uma lei desenvolvida para calcular a variação da entalpia, sendo a quantidade de energia disponível nas substâncias após passarem por processos e reações químicas.

A termoquímica é fundamentada pela Lei de Hess, sendo importante para o desenvolvimento dos estudos. A lei de Hess foi estudada e experimentada pelo médico e químico Germain Henry Hess, sendo descrita como:

“A variação de entalpia (ΔH) em uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação, independente do número de reações.”

Como calcular a Lei de Hess?

Lei de Hess- calcular a variação da entapia a partir da subtração da entalpia inicial com a entalpia final

Podemos calcular a variação da entapia a partir da subtração da entalpia inicial, que é antes da reação, com a entalpia final, depois da reação, como mostrado na fórmula acima. 

Também é possível calcular a Lei de Hess por meio da soma das entalpias de cada reação intermediária, independentemente do tipo e quantidade das reações presentes. Veja a fórmula:

calcular a Lei de Hess por meio da soma das entalpias de cada reação intermediária

Nesse cálculo os únicos valores importantes são o inicial e o final, sendo o valor da energia intermediária irrelevante para o resultado final da sua variação.

Além disso, a Lei de Hess pode ser calculada a partir de uma equação matemática, basta inverter a reação química, no caso acima, o sinal ΔH deve ser invertido, depois realizar toda a multiplicação da equação e por fim é necessário realizar a divisão da equação.

Agora é a sua vez de testar os conhecimentos sobre o assunto! Faça os exercícios de Lei de Hess abaixo e depois confira as respostas no gabarito.

Exercícios de Lei de Hess 

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1 – (FGV-SP) – Em um conversor catalítico, usado em veículos automotores em seu cano de escape para redução da poluição atmosférica, ocorrem várias reações químicas, sendo que uma das mais importantes é:

1 CO(g) + ½ O2(g) → 1 CO2(g)

Sabendo-se que as entalpias das reações citadas abaixo são:

C(grafita) + ½ O2(g) → CO(g) ∆H1 = -26,4 kcal

C(grafita) + O2(g) → CO2(g) ∆H2 = -94,1 kcal

Pode-se afirmar que a reação inicial é:

a) exotérmica e absorve 67,7 kcal/mol.

b) exotérmica e libera 120,5 kcal/mol.

c) exotérmica e libera 67,7 kcal/mol.

d) endotérmica e absorve 120,5 kcal/mol.

e) endotérmica e absorve 67,7 kcal/mol.

2 – (Cesgranrio-RJ) – O elemento químico tungstênio, W, é muito utilizado em filamentos de lâmpadas incandescentes comuns. Quando ligado a elementos como carbono ou boro, forma substâncias quimicamente inertes e muito duras. O carbeto de tungstênio, WC(s), muito utilizado em esmeris, lixas para metais etc., pode ser obtido pela reação:

1 C(grafite) + 1 W(s) → 1 WC(s)

A partir das reações a seguir, calcule o ∆H de formação para o WC(s). Dados:

1 W(s) + 3/2 O2(g) → 1 WO3(s) ∆HCOMBUSTÃO = -840 kJ/mol

1 C(grafite) + 1 O2(g) → 1 CO2(g) ∆HCOMBUSTÃO = -394 kJ/mol

1 WC(s) + 5/2 O2(g) → 1WO3(s) + 1 CO2(g) ∆HCOMBUSTÃO =-1196 kJ/mol

a) – 19 kJ/mol

b) + 38 kJ/mol

c) – 38 kJ/mol

d) + 2 430 kJ/mol

e) – 2 430 kJ/mol

3 – (Unificado-RJ) – O gás hilariane (N2O) tem características anestésicas e age sobre o sistema nervoso central, fazendo com que as pessoas riam de forma histérica. Sua obtenção é feita a partir de decomposição térmica do nitrato de amônio (NH4NO3), que se inicia a 185 °C, de acordo com a seguinte equação:

NH4NO3(s) → N2O(g) + 2H2O(g)

No entanto, o processo é exotérmico e a temperatura fornecida age como energia de ativação. Sabe-se que as formações das substâncias N2O, H2O e NH4NO3 ocorrem por meio das seguintes equações termoquímicas:

N2(g) + ½ O2(g) → N2O(g) – 19,5 kcal

H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) + 57,8 kcal

N2(g) + 2 H2(g) + 3/2 O2(g) → NH4NO3(s) + 87,3 kcal

A quantidade de calor liberada, em Kcal, no processo de obtenção do gás hilariante é:

a) 8,8

b) 17,6

c) 28,3

d) 125,6

e) 183,4

4 – (ENEM/2016) – 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) + 5/2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + H2O (l)      ∆H°C = -310 kcal/mol

II. C6H6 (l) + 15/2 O2 (g) → 6 CO2 (g) + 3 H2O (l)    ∆H°C = -780 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.

5 – (UDESC-2012) – O gás metano pode ser utilizado como combustível, como mostra a equação 1:

CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)

Utilizando as equações termoquímicas abaixo, que julga necessário, e os conceitos da Lei de Hess, obtenha o valor de entalpia da equação 1.

C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g) ΔH = 131,3 kj mol-1

CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ΔH = 283,0 kj mol-1

H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ΔH = 241,8 kj mol-1

C(s) + 2H2(g) → CH4(g) ΔH = 74,8 kj mol-1

O valor da entalpia da equação 1, em kj, é:

a) -704,6

b) -725,4

c) -802,3

d) -524,8

e) -110,5

Respostas dos Exercícios de Lei de Hess 

Exercício resolvido da questão 1 –

c) exotérmica e libera 67,7 kcal/mol.

Exercício resolvido da questão 2 –

c) – 38 kJ/mol

Exercício resolvido da questão 3 –

a) 8,8

Exercício resolvido da questão 4 –

b) -150.

Exercício resolvido da questão 5 –

c) -802,3

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