Exercícios sobre lei de Hess

(Enem) Glicólise é um processo que ocorre nas células, convertendo glicose em piruvato. Durante a prática de exercícios físicos que demandam grande quantidade de esforço, a glicose é completamente oxidada na presença de O₂. Entretanto, em alguns casos, as células musculares podem sofrer um déficit de O₂ e a glicose ser convertida em duas moléculas de ácido lático. As equações termoquímicas para a combustão da glicose e do ácido lático são, respectivamente, mostradas a seguir:

C₆H₁₂O₆ (s) + 6 O₂ (g) → 6 CO₂ (g) + 6 H₂O (l)                              ΔH = −2800 kJ

CH₃CH(OH)COOH (s) + 3 O₂ (g) → 3 CO₂ (g) + 3 H₂O (l)              ΔH = −1344 kJ

O processo anaeróbico é menos vantajoso energeticamente porque

A) libera 112 kJ por mol de glicose.

B) libera 467 kJ por mol de glicose.

C) libera 2 688 kJ por mol de glicose.

D) absorve 1 344 kJ por mol de glicose.

E) absorve 2 800 kJ por mol de glicose.

(Enem) 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:

1. C₂H₂ (g) + 5/₂ O₂ (g) → 2 CO₂ (g) + H₂O (l)                  ΔH = –310 kcal/mol
2. C₆H₆ (l) + 15/₂ O₂ (g) → 6 CO₂ (g) + 3 H₂O (l)               ΔH = –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) –1090.

B) –150.

C) –50.

D) +157.

E) +470.

(Enem) O aproveitamento de resíduos florestais vem tornando cada dia mais atrativo, pois eles são uma fonte renovável de energia. A figura representa a queima de um bio-óleo extraído do resíduo de madeira, sendo ΔH₁ a variação de entalpia devido à queima de 1 g desse bio-óleo, resultando em gás carbônico e água líquida, e ΔH₂ a variação de entalpia envolvida na conversão de 1 g de água no estado gasoso para o estado líquido.

A variação da entalpia, em kJ, para a queima de 5 g desse bio-óleo resultando em CO₂ (gasoso) e H₂O (gasoso) é:

A) −106.

B) −94,0.

C) −82,0.

D) −21,2.

E) −16,4.

(Enem) O ferro é encontrado na natureza na forma de seus minérios, tais como a hematita (α-Fe₂O₃), a magnetita (Fe₃O₄) e a wustita (FeO). Na siderurgia, o ferro-gusa é obtido pela fusão de minérios de ferro em altos fornos em condições adequadas. Uma das etapas nesse processo é a formação de monóxido de carbono. O CO (gasoso) é utilizado para reduzir o FeO (sólido), conforme a equação química:

FeO (s) + CO (g) → Fe (s) + CO₂ (g)

Considere as seguintes equações termoquímicas:

Fe₂O₃ (s) + 3 CO (g) → 2 Fe (s) + 3 CO₂ (g)                       ΔH = −25 kJ/mol de Fe₂O₃

3 FeO (s) + CO₂ (g) → Fe₃O₄ (s) + CO (g)                       ΔH = −36 kJ/mol de CO₂

2 Fe₃O₄ (s) + CO₂ (g) → 3 Fe₂O₃ (s) + CO (g)                ΔH = +47 kJ/mol de CO₂

O valor mais próximo de ΔH, em kJ/mol de FeO, para a reação indicada do FeO (sólido) com o CO (gasoso) é

A) −14.

B) −17.

C) −50.

D) −64.

E) −100.

O brometo de alumínio, AlBr₃, é um importante produto químico para a indústria siderúrgica, uma vez que, quando adicionado ao aço, protege-o de processos de corrosão. Sua síntese é a que se segue:

Al (s) + 3/₂ Br₂ (l) → AlBr₃ (s)

Indique a opção que apresenta corretamente a energia liberada, em quilojoules, necessária para a produção de 1 mol de brometo de alumínio.

Dados:

2 Al (s) + 6 HBr (aq) → 2 AlBr₃ (aq) + 3 H₂ (g)           ∆H = –1061 kJ/mol

HBr (g) → HBr (aq)                                                  ∆H = –81 kJ/mol

H₂ (g) + Br₂ (l) → 2 HBr (g)                                     ∆H = –73 kJ/mol

AlBr₃ (s) → AlBr₃ (aq)                                               ∆H = –368 kJ/mol

A) 1061

B) 920,5

C) 710

D) 515

E) 305

O etanol, C₂H₅OH, é um importante combustível líquido e amplamente utilizado em motores a combustão. Sua grande vantagem é que ele vem de matriz vegetal, a qual minimiza a quantidade de gás carbônico liberada durante a combustão do etanol nos veículos automotores. A reação de combustão completa do etanol é a que se segue.

C₂H₅OH (l) + 3 O₂ (g) → 2 CO₂ (g) + 3 H₂O (l)

Com base nas equações termoquímicas que se seguem, é possível dizer que o valor da entalpia de combustão do etanol é igual a:

C (graf) + O₂ (g) → CO₂ (g)                                                 ΔH = −394 kJ/mol.

H₂ (g) + ½ O₂ (g) → H₂O (l)                                                 ΔH = −286 kJ/mol.

2 C(graf) + 3 H₂ (g) + ½ O₂ (g) → C₂H₅OH (l)                    ΔH = −278 kJ/mol.

A) −228 kJ/mol

B) −242 kJ/mol

C) −1584 kJ/mol

D) –1368 kJ/mol

E) –5471 kJ/mol

Um dos grandes problemas ambientais que podemos ver em grandes centros urbanos é o aumento da acidez da chuva, fenômeno popularmente conhecido como chuva ácida. O NO₂ é um dos acidificantes da água da chuva, uma vez que ele pode produzir o ácido nítrico em contato com a água presente na atmosfera.

3 NO₂ (g) + H₂O (l) → 2 HNO₃ (aq) + NO (g)

A entalpia para o processo descrito é igual a:

Dados:

2 NO (g) + O₂ (g) → 2 NO₂ (g)                                            ΔH = −116 kJ/mol

N₂ (g) + O₂ (g) → 2 NO (g)                                                  ΔH = +183 kJ/mol

2 N₂ (g) + 5 O₂ (g) + 2 H₂O (l) → 4 HNO₃ (aq)                   ΔH = −256 kJ/mol

A) −137 kJ/mol

B) +137 kJ/mol

C) −274 kJ/mol

D) +274 kJ/mol

E) −68,5 kJ/mol

Os alcenos podem ser convertidos em alcanos por meio de reações de hidrogenação. Um exemplo clássico é a hidrogenação do eteno para etano, conforme equação a seguir.

C₂H₄ (g) + H₂ (g) → C₂H₆ (g)

Utilizando as seguintes equações termoquímicas:

C₂H₄ (g) + 3 O₂ (g) → 2 CO₂ (g) + 2 H₂O (ℓ)             ∆H = −1411,2 kJ/mol

H₂ (g) + 1/₂ O₂ (g) → H₂O (ℓ)                                   ∆H = −285,8 kJ/mol

C₂H₆ (g) + 7/₂ O₂ (g) → 2 CO₂ (g) + 3 H₂O (ℓ)          ∆H = −1560,7 kJ/mol

É possível dizer que, na hidrogenação de 5 mols de eteno, a variação de entalpia é igual a:

A) −681,5 kJ

B) +681,5 kJ

C) −136,3 kJ

D) +136,3 kJ

E) −1363,0 kJ

O trióxido de enxofre pode se decompor segundo a reação:

SO₃ (g) → SO₂ (g) + ½ O₂ (g)

Com base nas equações termoquímicas que se seguem, determine a variação de entalpia para a decomposição do trióxido de enxofre, em kJ.

S (s) + O₂ (g) → SO₂ (g)                    ΔH = –297 kJ/mol

S (s) + 3/₂ O₂ (g) → SO₃ (g)               ΔH = –395 kJ/mol

A) −692 kJ

B) −384 kJ

C) +384 kJ

D) −98 kJ

E) +98 kJ

A combustão da amina pode ser demonstrada por meio da seguinte reação química:

4 NH₃ (g) + 3 O₂ (g) → 2 N₂ (g) + 6 H₂O (g)

Considere as seguintes equações termoquímicas envolvendo a amônia:

4 NH₃ (g) + 7 O₂ (g) → 4 NO₂ (g) + 6 H₂O (g)                    ΔH = –1132 kJ

6 NO₂ (g) + 8 NH₃ (g) → 7 N₂ (g) + 12 H₂O (g)                  ΔH = –2740 kJ

A energia liberada na queima de 1 mol de amônia é:

A) −317 kJ

B) −402 kJ

C) −968 kJ

D) −1268 kJ

E) −1608 kJ

O metano, gás natural e de fórmula CH₄, pode ser obtido via hidrogenação da grafita.

C (graf.) + 2 H₂ (g) → CH₄ (g)

A alternativa que contém a quantidade de energia liberada, em kcal, na produção de 1 mol de metano é:

Dados:

C (graf) + O₂ (g) → CO₂ (g)                                     ΔH = −94,1 kcal

H₂ (g) + ½ O₂ (g) → H₂O (l)                                     ΔH = −68,3 kcal

CH₄ (g) + 2 O₂ (g) → CO₂ (g) + 2 H₂O (l)               ΔH = −212,8 kcal

A) 89,5 kcal

B) 17,9 kcal

C) 50,4 kcal

D) 252,0 kcal

E) 179 kcal

A formação do carbonato de cálcio pode ser feita por meio da neutralização do hidróxido de cálcio com ácido carbônico, conforme reação que se segue.

H₂CO₃ (aq) + Ca(OH)₂ (aq) → CaCO₃ (s) + 2 H₂O (l)

Com base nas entalpias-padrão de reação, em kJmol-1, que se seguem:

CaO (s) + CO₂ (g) → CaCO₃ (s)                               ΔH° = −183,3 kJ/mol

CaO (s) + H₂O (l) → Ca(OH)₂ (aq)                        ΔH = −82,4 kJ/mol

CO₂ (g) + H₂O (l) → H₂CO₃ (aq)                            ΔH° = −20,5 kJ/mol

Calcule a variação de entalpia para a reação de produção do carbonato de cálcio por meio da neutralização entre o ácido carbônico e o hidróxido de cálcio.

A) −80,4 kJ

B) −224,7 kJ

C) −160,8 kJ

D) −183,3 kJ

E) −286,2 kJ