(Unimontes MG/2014) O pentaborano-9, B5H9, é um líquido inflamável e, quando exposto ao oxigênio, pode explodir. A reação de combustão do pentaborano-9 segue representada pela equação:

Utilizando os valores de entalpia padrão de formação (ΔHf0), kJ/mol,

B2O3 (–1263,6) H2O (–285,8) B5H9 (73,2)

pode-se afirmar que o calor liberado por grama de pentaborano-9 é de, aproximadamente:

a)71,6 kJ/g. b)90,37 kJ/g. c)63,12 kJ/g. d)78,2 kJ/g.

(UDESC SC/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 obtenção do ferro fundido é representada pela reação:

Dados: Entalpia de formação (ΔHof) a 25ºC, kJ/mol.

A entalpia de reação (ΔHor) a 25ºC é:

a)24,8 kJ/mol b)–24,8 kJ/mol c)541,2 kJ/mol d)–541,2 kJ/mol

e)1328,2 kJ/mol

(Unimontes MG/2014) O pentaborano-9, B5H9, é um líquido inflamável e, quando exposto ao oxigênio, pode explodir. A reação de combustão do pentaborano-9 segue representada pela equação:

Utilizando os valores de entalpia padrão de formação (ΔHf0), kJ/mol,

B2O3 (–1263,6) H2O (–285,8) B5H9 (73,2)

pode-se afirmar que o calor liberado por grama de pentaborano-9 é de, aproximadamente:

a)71,6 kJ/g. b)90,37 kJ/g. c)63,12 kJ/g. d)78,2 kJ/g. X

(UDESC SC/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 obtenção do ferro fundido é representada pela reação:

Dados: Entalpia de formação (ΔHof) a 25ºC, kJ/mol.

A entalpia de reação (ΔHor) a 25ºC é:

a)24,8 kJ/mol b)–24,8 kJ/mol c)541,2 kJ/mol d)–541,2 kJ/mol

e)1328,2 kJ/mol

∆H nas Mudanças de Fases

H2O (s) H2O (l) ∆H=7,3kJ

H2O (l) H2O (v) ∆H= 44kJ

Entalpia de Combustão

H2 (g) + 1/2O2(g) H2O (l) ∆H= -286kJ

C2H6O + 3O2(s) 3H2O(l) + 2CO2 ∆H= -1368kJ

A entalpia de combustão é a energia liberada

na combustão completa de 1 mol de uma

substância em seu estado padrão.

Entalpia de Ligação

A entalpia de ligação é a energia absorvida na

quebra de 1 mil de ligações no estado gasoso

de uma substância.

∆H= + __kJ

∆H= - __kJ

Entalpia de Ligação

H2 (g) + Cl2(g) 2 HCl (g) ∆H= ?

H H Cl Cl H Cl H Cl

436 kJ 242,6kJ 431,8kJ 431,8kJ

∆H= H abs.+ H Lib.= 678,6kJ + (- 863,6kJ) = -185kJ

678,6kJ energia

Absorvida

-863,6kJ energia

Liberada

CH4(g) + 3Cl2(g) → HCCl3(g) + 3HCl ∆H= ? kJ

Entalpia de Ligação

C H = 413,6 kJ H Cl = 431,8kJ

Cl Cl = 242,6kJ C Cl = 327,2kJ

C H= 413,6kJ

CH4(g) + 3Cl2(g) HCCl3(g) + 3HCl ∆H= ? kJ

C H = 413,6 x 4 = 1653,6 H Cl = 431,8 x 3= 1295,4

Cl Cl = 242,6 x 3= 727,8 C Cl =327,2 x3 = 981,6

C H= 413,6x 1= 413,6

2381,4kJ energia Absorvida

-2690,6kJ energia liberada

∆H= H abs.+ H Lib.= 2381,4kJ + (- 2690,6kJ) = -309,2kJ

C H = 413,6 kJ H Cl = 431,8kJ

Cl Cl = 242,6kJ C Cl = 327,2kJ

C H= 413,6kJ

CH4(g) + 3Cl2(g) HCCl3(g) + 3HCl ∆H= ? kJ

(UFG GO) Determine a entalpia de formação de ácido clorídrico

gasoso, segundo a reação representada pela equação:

H2(g) + Cl2 (g) → 2HCl (g)

Dados:

H2 (g) → 2H(g) ∆Ho = 436 kJ/mol

Cl2(g) → 2Cl(g) ∆Ho = 243 kJ/mol

HCl(g) → H(g) + Cl(g) ∆Ho = 431 kJ/mol

Indique os cálculos.

Dadas as energias de ligação (estado gasoso) abaixo

H - H, ∆H = + 104 Kcal/mol

H - F, ∆H = + 135 Kcal/mol

F – F, ∆H = + 37 Kcal/mol

Qual p calor (∆H) da reação H2(g) + F2(g) →2HF(g), em Kcal/mol ?

(UFG GO) Determine a entalpia de formação de ácido clorídrico

gasoso, segundo a reação representada pela equação:

H2(g) + Cl2 (g) → 2HCl (g)

Dados:

H2 (g) → 2H(g) ∆Ho = 436 kJ/mol

Cl2(g) → 2Cl(g) ∆Ho = 243 kJ/mol

HCl(g) → H(g) + Cl(g) ∆Ho = 431 kJ/mol

Indique os cálculos.

∆Ho = -91,5 kJ/mol

Dadas as energias de ligação (estado gasoso) abaixo

H - H, ∆H = + 104 Kcal/mol

H - F, ∆H = + 135 Kcal/mol

F – F, ∆H = + 37 Kcal/mol

Qual p calor (∆H) da reação H2(g) + F2(g) →2HF(g), em Kcal/mol ?

∆Ho = -129 kJ/mol

FUVEST/98) Pode-se conceituar energia de ligação química como sendo a

variação de entalpia (∆H) que ocorre na quebra de 1 mol de uma dada

ligação. Assim, na reação representada pela equação:

NH3(g) → N(g) + 3H(g) ∆H =1170 kJ/mol

Sabendo-se que na decomposição:

N2H4(g) → 2N(g)+ 4H(g) ∆H=1720kJ/mol

São quebradas ligações N - N e N - H, qual o valor, em kJ/mol, da energia

de ligação N - N?

Qual a variação de entalpia para a reação, dada pela equação:

4HCl(g) + O2(g) → 2H2O(g) + 2Cl2(g) :

Dados: (Energia de ligação em kcal/mol)

H–Cl: 103,1 H–O: 110,6 O=O: 119,1 Cl–Cl: 57,9

FUVEST/98) Pode-se conceituar energia de ligação química como sendo a

variação de entalpia (∆H) que ocorre na quebra de 1 mol de uma dada

ligação. Assim, na reação representada pela equação:

NH3(g) → N(g) + 3H(g) ∆H =1170 kJ/mol

Sabendo-se que na decomposição:

N2H4(g) → 2N(g)+ 4H(g) ∆H=1720kJ/mol

São quebradas ligações N - N e N - H, qual o valor, em kJ/mol, da energia

de ligação N - N?

∆Ho = 160 kJ/mol

Qual a variação de entalpia para a reação, dada pela equação:

4HCl(g) + O2(g) → 2H2O(g) + 2Cl2(g) :

Dados: (Energia de ligação em kcal/mol)

H–Cl: 103,1 H–O: 110,6 O=O: 119,1 Cl–Cl: 57,9

∆Ho = -26,7 kJ/mol

LEI DE HESS

H2O (l) H2O (g) ∆H= 44kJ

H2O (l) H2(g) + 1/2O2(g) ∆H= 286kJ

H2(g) + 1/2O2(g) H2O (g) ∆H=-242kJ

LEI DE HESS

H2O (l) H2O (g) ∆H= 44kJ

H2O (l) H2(g) + 1/2O2(g) ∆H= 286kJ

H2(g) + 1/2O2(g) H2O (g) ∆H=-242kJ

+

LEI DE HESS

H2O (l) H2O (g) ∆H= 44kJ

H2O (l) H2(g) + 1/2O2(g) ∆H= 286kJ

H2(g) + 1/2O2(g) H2O (g) ∆H=-242kJ

+

LEI DE HESS

H2O (l) H2O (g) ∆H= 44kJ

H2O (l) H2(g) + 1/2O2(g) ∆H= 286kJ

H2(g) + 1/2O2(g) H2O (g) ∆H=-242kJ

H2O (l) H2O (g) ∆H= 44kJ

+

LEI DE HESS

H2O (l) H2(g) + 1/2O2(g) ∆H= 286kJ

H2(g) + 1/2O2(g) H2O (g) ∆H=-242kJ

LEI DE HESS: Para uma dada reação, a

variação de entalpia é sempre a mesma,

esteja essa reação ocorrendo em uma ou

várias etapas

+

H2O (l) H2O (g) ∆H= 44kJ

LEI DE HESS

C(graf) + 1O2(g) CO2 (g) ∆H= -394kj/mol

1H2 (g) + ½O2(g) H2O (l) ∆H= -286kj/mol

C2H6O (g) + 3O2(g) 2CO2 (g) + 3H2O (l) ∆H= -1368kj/mol

2C(graf) + 3H2(g) + ½O2(g) C2H6O (g) ∆H= ?

C(graf) + 1O2(g) CO2 (g) ∆H= -394kj/mol (X 2)

1H2 (g) + ½O2(g) H2O (l) ∆H= -286kj/mol (X 3)

C2H6O (g) + 3O2(g) 2CO2 (g) + 3H2O (l) ∆H= -1368kj/mol

LEI DE HESS

INVERTER

2C(graf) + 3H2(g) + ½O2(g) C2H6O (g) ∆H= ?

2C(graf) + 2O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -394kj/mol (X 2)

3H2 (g) + 3/2O2(g) 3H2O (l) ∆H= -286kj/mol (X 3)

2CO2 (g) + 3H2O (l) C2H6O (g) + 3O2(g) ∆H= -1368kj/mol

LEI DE HESS

2C(graf) + 3H2(g) + ½O2(g) C2H6O (g) ∆H= ?

2C(graf) + 3H2(g) + ½O2(g) C2H6O (g) ∆H= ?

2C(graf) + 2O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -394kj/mol (X 2)

3H2 (g) + 3/2O2(g) 3H2O (l) ∆H= -286kj/mol (X 3)

2CO2 (g) + 3H2O (l) C2H6O (g) + 3O2(g) ∆H= -1368kj/mol

LEI DE HESS

+

+

2C(graf) + 2O2(g) 2CO2 (g) ∆H= -394kj/mol (X 2)

3H2 (g) + 3/2O2(g) 3H2O (l) ∆H= -286kj/mol (X 3)

2CO2 (g) + 3H2O (l) C2H6O (g) + 3O2(g) ∆H= -1368kj/mol

LEI DE HESS

2C(graf) + 3H2(g) + ½O2(g) C2H6O (g) ∆H= -278kJ/mol

(FEI-SP) São dadas as seguintes variações de entalpia de combustão.

C(s) + O2(g) →CO2(g) ∆H1= – 94,0 kcal

H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ∆ H2 = – 68,0 kcal

CH4(g) + 2O2(g) → CO2 + 2H2O(ℓ) ∆ H3 = – 212,0 kcal

Considerando a formação do metano, segundo a equação:

C(s) + 2 H2(g) → CH4(g)

Qual a quantidade em quilocalorias, em valor absoluto, envolvido na

formação de 1 mol de metano ? 18kcal

FMTM-MG) A cor vermelha de certos fogos de artifício é devida ao

Carbonato de estrôncio (SrCO3(s)), cuja formação é representada pela

equação:

Sr(s) + C(grafite) + 3/2O2(g) → SrCO3(s) Sendo dados os ∆ H°

I) Sr(s) + ½ O2(g) → SrO(s) ∆ H1 = –592 kJ

II) SrO(s) + CO2(g) → SrCO3(s) ∆ H2 = –234 kJ

III) C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ∆ H3 = –394 kJ

Qual a entalpia de formação do Carbonato de Estrôncio

– 1220

kJ/mol

1) (FMS.J. Rio Preto-SP) São dadas as equações termoquímicas e as

respectivas entalpias de combustão (∆H°) a 25°C.

I) C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆ H1 = –394 kJ/mol

II) C6H6(ℓ) +15/2 O2(g) → 6 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) ∆ H2 = –3268 kJ/mol

III) H2(g) +1/2 O2(g) → H2O(ℓ) ∆ H3 = –286 kJ/mol

a) Utilizando essas equações e aplicando a lei de Hess, escreva a reação

de formação do C6H6(ℓ) (benzeno).

b) Calcule a entalpia padrão de formação (∆ H°) a 25 °C do C6H6(ℓ).

PARA ENTREGAR EM FOLHA

SEPARADA COM NOME

2) (PUC-MG) Os propelentes de aerossol são normalmente

clorofluorcarbonos (CFC), que, com o seu uso contínuo, podem reduzir a

blindagem de ozônio na atmosfera. Na estratosfera, os CFCs e o O2

absorvem radiação de alta energia e produzem, respectivamente, átomos

de cloro (que têm efeito catalítico para remover o ozônio) e átomos de

oxigênio.

O2 + Cℓ → CℓO + [O] ΔH1 = +203,5 kJ

O3 + Cℓ → CℓO + O2 ΔH2 = –95,5 kJ

Qual o valor de ΔH, em kJ, para a reação de remoção de ozônio,

representada pela equação: O3 + [O] → 2 O2

Exercício 1)

Exercício 2)

LEI DE HESS

– 327kJ

LEI DE HESS

Alternativa D

LEI DE HESS

– 4215 kJ

LEI DE HESS

Alternativa B

A = 160

B= –628kJ

LEI DE HESS

LEI DE HESS

Alternativa b

LEI DE HESS

Somando as equações: 2 W (s) + 2 C(grafite) 2 WC(s) ΔH = ΔH1 + ΔH2 +

ΔH3 = – 76 kJ

Calculando o valor de – X temos: 76kJ