Praticar exercícios sobre a Lei de Hess é uma forma de garantir que você vai contar com um bom desempenho em toda a sua prova do Exame Nacional do Ensino Médio.
E, sem contar ainda que o assunto acaba sendo bastante solicitado quando estamos falando das provas da escola, quanto a matéria de química.
Por isso, nesse artigo a gente trouxe uma lista de exercícios sobre a Lei de Hess e mais um breve resumo sobre o tema pra que você possa se manter atualizado.
Bora lá!
Exercícios sobre a Lei de Hess
As perguntas contam com gabarito final. Dessa forma, você vai saber exatamente o que acertou e o que errou.
Questão 1
O óxido ferroso consegue interagir com o mp cioso de carbono pra que haja a criação de um ferro metálico que seja F2.. Ou seja pode-se dizer que essa reação seria ocasionada por FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g) ∆H = x. Veja as reações acontecendo de forma respectiva e diga, pra gente, qual é a quantidade de liberação de energia durante todo o processo? Não se esqueça de fazer toda a apresentação do cálculo.
Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g) ∆H = -25 kJ
3 FeO(s) + CO2(g) → Fe3O4(s) + CO(g) ∆H = -36 kJ
2 Fe3O4(s) + CO2(g) → 3 Fe2O3(s) + CO(g) ∆H = +47 kJ
- a) -17 kJ.
- b) +424 kJ.
- c) -42940 kJ.
- d) -31936 kJ.
- e) +51830 kJ.
Resposta: Pra que haja a realização deste tipo de conta, o primeiro passo é cortar os itens dentro da relação química e depois fazer a cálculo de balanceamento pra relies molares. Veja as reações possíveis dentro de todo o processo:
3 Fe2O3(s) + 9 CO(g) → 6 Fe(s) + 9 CO2(g) ∆H = -75 kJ —> 6 FeO(s) + 2 CO2(g) → 2 Fe3O4(s) + 2 CO(g) ∆H = -72 kJ —-> 2 Fe3O4(s) + CO2(g) → 3 Fe2O3(s) + CO(g) ∆H = +47 kJ, que se torna 6 FeO(s) + 6 CO(g) → 6 Fe(s) + 6 CO2(g) ∆H = -100 kJ.
Questão 2
Enem 2019 — O gás hidrogênio é considerado um ótimo combustível — o único produto da combustão desse gás é o vapor de água, como mostrado na equação química.
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g)
Um cilindro contém 1 kg de hidrogênio e todo esse gás foi queimado. Nessa reação, são rompidas e formadas ligações químicas que envolvem as energias listadas no quadro.
Massas molares ( g/mol ): H2 = 2; O2 = 32; H2O = 18.
Qual é a variação da entalpia, em quilojoule, da reação de combustão do hidrogênio contido no cilindro?
- a) −242 000
- b) −121 000
- c) −2 500
- d) +110 500
- e) +234 000
Questão 3
Enem 2019 — O etanol é um combustível renovável obtido da cana-de-açúcar e é menos poluente do que os combustíveis fósseis, como a gasolina e o diesel. O etanol tem densidade 0,8 g/cm3 , massa molar 46 g mol e calor de combustão aproximado de −1 300 kJ/mol .
Com o grande aumento da frota de veículos, tem sido incentivada a produção de carros bicombustíveis econômicos, que são capazes de render até 20 km/L em rodovias, para diminuir a emissão de poluentes atmosféricos.
O valor correspondente à energia consumida para que o motorista de um carro econômico, movido a álcool, percorra 400 km na condição de máximo rendimento é mais próximo de
- a) 565 MJ.
- b) 452 MJ.
- c) 520 kJ.
- d) 390 kJ.
- e) 348 kJ.
Questão 4
(Mack-2005) Dadas as energias de ligação em kJ/mol (valores absolutos), o calor, em kJ/mol, da reação abaixo equacionada é:
[
a) +323,8
b) –431,8
c) –521,4
d) –89,6
e) +104,6
Questão 5
(UNIFESP) Quando o óxido de magnésio está na presença de uma atmosfera de gás carbônico, este é convertido a carbonato de magnésio. São dadas as entalpias-padrão de formação:
Mg(s) + ½ O~2~(g) → MgO(s) ∆H = -602 kJ/mol
C(graf) + O~2~(g) → CO~2~(g) ∆H = -394 kJ/mol
Mg(s) + C(graf) + 3/2 O~2~(g) → MgCO~3~(s) ∆H = -1096 kJ/mol
A formação de um mol de carbonato de magnésio, a partir do óxido de magnésio e gás carbônico, é uma reação
a) endotérmica, com valor absoluto de entalpia de 100 kJ.
b) exotérmica, com valor absoluto de entalpia de 100 kJ.
c) endotérmica, com valor absoluto de entalpia de 888 kJ.
d) exotérmica, com valor absoluto de entalpia de 888 kJ.
e) endotérmica, com valor absoluto de entalpia de 1 304 kJ.
Questão 6
Com respeito à lei de Hess, julgue os itens a seguir como verdadeiros ou falsos:
a) A lei de Hess permite calcular as entalpias de reações que, experimentalmente, seriam difíceis de determinar.
b) Pela lei de Hess, podemos usar quaisquer reações intermediárias cujos valores sejam conhecidos e cujo somatório algébrico resulte na reação desejada.
c) A lei de Hess permite determinar a variação de entalpia até mesmo de reações que, na prática, nem chegariam a ocorrer pelo caminho direto.
d) As equações usadas podem ser multiplicadas, divididas e invertidas para originar os coeficientes estequiométricos necessários nos membros adequados.
e) Quando se inverte uma equação, o valor da entalpia permanece o mesmo.
f) No somatório das equações, se duas substâncias iguais aparecem em reações diferentes e em lados contrários, elas podem ser somadas, mas se estão do mesmo lado, podemos cancelá-las ou simplificar seus coeficientes (caso eles sejam diferentes).
Questão 7
Observe as reações que estão dispostas logo a seguir e analise a entalpia das mesmas.
N2(g) + 2 O2(g) → 2 NO2(g) ∆H1 = +67,6 kJ
N2(g) + 2 O2(g) → N2O4(g) ∆H2 = +9,6 kJ
Pode-se dizer que avariação da entalpia poderia ser demarcada da seguinte forma: 2 NO2(g) → 1 N2O4(g). Diga qual é o valor referente a essa variação e justifique até de cálculos.
Gabarito
1-A
2-B
3-B
4. D
Resolução passo- a- passo:
5.B
Resolução passo- a- passo:
MgO(s) + CO~2~(g) → MgCO~3~(s) ∆H = ?
Invertemos a 1ª equação:
MgO(s) → Mg(s) + 1/2 O~2~(g) ∆H = 602 kJ/mol
Invertemos a 2ª equação:
CO~2~(g) → C(s) + O~2~(g) ∆H = 394 kJ/mol
Mantemos a 3ª equação:
Mg(s) + C(s) + 3/2 O~2~(g) → MgCO~3~(s) ∆H = –1 096kJ/mol
—————————————————————————————
MgO(s) + CO~2~(g) → MgCO~3~(s) ∆H = –100 kJ/mol
A reação é exotérmica e libera 100 kJ/mol.
6. Alternativas e) e f) falsas.
Resolução passo- a- passo:
a) Verdadeiro.
b) Verdadeiro.
c)Verdadeiro.
d) Verdadeiro.
e) Falso. Quando se inverte uma equação, o valor da entalpia também deve ter seu sinal algébrico invertido. Por exemplo, se for igual a -12 kcal, ficará igual a +12 kcal.
f) Falso. É o contrário do que foi dito. No somatório das equações, se duas substâncias iguais aparecem em reações diferentes e em lados contrários, podemos cancelá-las ou simplificar seus coeficientes (caso eles sejam diferentes), mas, se estão do mesmo lado, podemos somá-las.
7– Resolução passo- a- passo
O primeiro passo é fazer a inversão da equação química que está localizada logo acima, visto que o dióxido de nitrogênio precisa voltar pro outro lado da reação.
Além disso, devido ao fato de que está fazendo a inversão dos componentes químicos, você também vai ter que inverter o sinal do ∆H1.
Agora, você vai ter 2 NO2(g) → N2(g) + 2 O2(g) ∆H1 = – 67,6 kJ ou N2(g) + 2 O2(g) → N2O4(g) ∆H2 = +9,6 kJ.
Passo 2: Observe que você precisa dedois mols de cada nuito greno pra cada um de oxigênio.
Dessa forma, deverá haver a adição destes dois mols pra que a equação fique balanceada e o cálculo possa continuar sendo realizado. Veja, abaixo, a equação já corrigida:
2 NO2(g) → N2(g)+ 2 O2(g)∆H1 = – 67,6 kJ
N2(g) + 2 O2(g) → N2O4(g) ∆H2 = +9,6 kJ
Agora, você vai ter a equação seguinte: 2 NO2(g) → N2O4(g).
Passo 3: Agora que já fez a equação da reação global, faça a somatória das entalpias e veja o resultado final das mesmas.
∆H = ∆H1 + ∆H2
Depois: ∆H = – 67,6 kJ + 9,6 kJ
∆H = – 58 kJ
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