Aula_15_-_Termoquímica_-_UNICAMP_2024

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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 1
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Prof. Guilherme Alves 
Aula 15 - Termoquímica 
vestibulares.estrategia.com 
EXTENSIVO 
2024 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 2
 
SUMÁRIO 
INTRODUÇÃO 4 
1. NATUREZA DA ENERGIA E TIPOS DE ENERGIA 5 
2. VARIAÇÕES DE ENERGIA EM REAÇÕES QUÍMICAS 10 
TIPOS DE SISTEMAS 11 
3. ENTALPIA DAS REAÇÕES 13 
PROCESSOS ENDOTÉRMICOS 14 
PROCESSOS EXOTÉRMICOS 15 
4. EQUAÇÕES TERMOQUÍMICAS 15 
5. FATORES QUE INFLUENCIAM O VALOR DE H 21 
QUANTIDADE DE MATÉRIA 21 
INFLUÊNCIAS DO ESTADO FÍSICO DE REAGENTES E PRODUTOS 21 
INFLUÊNCIA DA ALOTROPIA (ESTADO ALOTRÓPICO) 23 
INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA NA QUAL A REAÇÃO OCORRE 25 
INFLUÊNCIA DA PRESSÃO 25 
6. ENTALPIA-PADRÃO DE FORMAÇÃO (∆𝑯𝒇𝒐) E DE REAÇÃO (∆𝑯𝒓𝒆𝒂ÇÃ𝒐𝒐) 25 
7. COMBUSTÃO E ENTALPIA-PADRÃO DE COMBUSTÃO (∆𝑯𝒄𝒐) 29 
8. ENTALPIAS DE NEUTRALIZAÇÃO 33 
9. LEI DE HESS 34 
10. ENERGIA DE LIGAÇÃO 37 
11. UTILIZAÇÃO DE ENERGIAS DE LIGAÇÃO EM TERMOQUÍMICA 44 
12. ENTROPIA E ENERGIA LIVRE DE GIBBS 50 
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AULA 15 – TERMOQUÍMICA 3
ENTROPIA (S) 50 
ENERGIA LIVRE DE GIBBS (G) 50 
 
 
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AULA 15 – TERMOQUÍMICA 4
INTRODUÇÃO 
Atualmente, ter acesso a energia é sinônimo de conforto. Durante a Revolução Industrial, na 
Inglaterra, as locomotivas, fábricas e turbinas eram movidas a vapor de água. No entanto, o rápido 
crescimento populacional durante o século XX, ocasionado principalmente pela maior produtividade de 
alimentos e pelos avanços da medicina, tornou necessário “produzir” cada vez mais energia para o 
consumo. Na época da Revolução Industrial, a Terra era habitada por centenas de milhões de habitantes, 
hoje somos mais de sete bilhões. Essa grande demanda de energia trouxe consigo uma série de riscos 
para o meio ambiente, pois converteu-se em uma força destrutiva em potencial para o planeta Terra. 
O consumo de energia mundial é de aproximadamente 12,7 trilhões de joules, ou seja, 3,5 milhões 
de quilowatt-hora a cada segundo. Atualmente, a maior parte da energia produzida provém da queima 
de combustíveis fósseis, termoelétricas, hidroelétricas e usinas nucleares. A produção energética feita 
de maneira inadequada pode causar contaminações irreversíveis ao meio ambiente. 
Nesse contexto, torna-se extremamente importante aproveitar de forma sustentável a energia 
acumulada nas ligações químicas para a produção de energia, como, por exemplo, o calor. 
Ao estudar essa unidade, procure estabelecer um vínculo entre a energia na forma de calor, a 
química e as necessidades sociais. 
Não economize sua energia e venha comigo estudar os fundamentos da termoquímica, a relação 
entre reações químicas e calor e tudo que você precisa para o seu vestibular. 
 
Vamos juntos? 
 
Bons estudos! 
 
 
 
 
 
 
Grande abraço! 
Professor Guilherme Alves 
 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 5
1. NATUREZA DA ENERGIA E TIPOS DE ENERGIA 
"Energia" é um termo muito usado, que representa um conceito abstrato. Por exemplo, quando 
nos sentimos cansados, podemos dizer que não temos energia; por outro lado, ouvimos falar da 
necessidade de encontrarem alternativas para os recursos energéticos não renováveis. Ao contrário da 
matéria, a energia é reconhecida por seus efeitos, e não podemos ver, tocar, cheirar ou pesá-la. 
A energia normalmente é definida como a capacidade de realizar trabalho (Fííííísica, chegaê!). 
Todas as formas de energia são capazes de gerar trabalho (ou seja, de exercer uma força ao longo de uma 
distância) mas nem todas são igualmente relevantes para a química. A energia das marés, por exemplo, 
pode ser controlada para produzir trabalho útil, porém, a relação entre as marés e a química é pequena. 
Nós químicos definimos trabalho como a variação de energia diretamente resultante de um processo. A 
energia cinética é uma forma de energia que muito nos interessa. Outras formas são energia radiante, 
energia térmica, energia química e energia potencial. 
 
Todas as formas de energia podem ser interconvertidas (pelo menos, em princípio). Nos sentimos 
quentes quando somos expostos ao Sol, pois a energia solar radiante se transforma em energia térmica 
na nossa pele. Quando praticamos exercício físico, a energia química armazenada nos nossos corpos é 
usada para produzir energia cinética. Quando uma bola começa a rolar ladeira abaixo, a sua energia 
potencial é convertida em energia cinética. É claro, eu poderia dar um monte de outros exemplos, mas 
vamos em frente. Embora a energia possa assumir formas diferentes e interconversíveis, os cientistas 
chegaram à conclusão de que ela não pode ser destruída nem criada. Quando uma forma de energia 
desaparece, outra (de igual grandeza) deve aparecer, e vice-versa. Esse princípio é conhecido como a Lei 
da Conservação da Energia: a quantidade total de energia no universo é sempre constante. 
Energia radiante (energia solar)
• é a fonte de energia primária da Terra. Estimula o crescimento da vegetação pelo 
processo conhecido como fotossíntese e influencia os padrões climáticos globais.
Energia térmica
• é a energia associada ao movimento randômico dos átomos e das moléculas. Em 
geral, pode ser calculada a partir de medidas de temperatura.
Energia química
• é uma forma de energia armazenzada dentro das unidades estruturais das 
substâncias químicas (em cada ligação química); sua quantidade é determinada pelo 
tipo e arranjo dos átomos na substância considerada.
Energia potencial
• é a energia disponível como consequência da posição de um objeto.
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AULA 15 – TERMOQUÍMICA 6
 
Usina hidrelétrica de Itaipú Turbina da Usina de Itaipu 
Fonte: itaipu.gov.br 
À medida que a água passa pela barragem, sua energia potencial é convertida em energia cinética, 
que faz rodar as pás das turbinas e essa energia é usada para gerar eletricidade, denominada de energia 
hidroelétrica. 
 
Outros exemplos: 
 
 
 
 
 
lâmpada fluorescente energia luminosa
transforma energia 
elétrica em
bateria energia elétrica
transforma energia 
química (reação) em
queima de 
combustíveis energia calorífica
transforma energia 
química (reação) em
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AULA 15 – TERMOQUÍMICA 7
Calorimetria 
A partir dos fundamentos da Física, é possível calcular a energia envolvida durante o aquecimento 
de um material com ou sem mudança de estado físico: 
Sem mudança de estado físico Com mudança de estado físico 
𝑸𝒔𝒆𝒏𝒔í𝒗𝒆𝒍 = 𝒎 · 𝒄 · 𝜟𝑻 𝑸𝒍𝒂𝒕𝒆𝒏𝒕𝒆 = 𝒎 · 𝑳 
Sendo, 
Q: quantidade de energia 
m: massa da substância 
c: calor específico sensível da substância (quantidade de calor necessária para variar em 1 oC a 
temperatura de 1 g da substância). 
ΔT: variação de temperatura 
L: calor específico latente 
 
Os valores de c e L são característicos de cada substância. Os valores que mais vamos utilizar são 
os da água. 
Água 
𝐶 1,0 𝑐𝑎𝑙 · 𝑔 · ℃ 
𝐿 ã 80 𝑐𝑎𝑙 · 𝑔 
𝐿 çã 540 𝑐𝑎𝑙 · 𝑔 
 
Cientificamente, o conceito de temperatura se pauta na observação de que a energia pode fluir 
de um corpo para outro, desde que estes estejam em contato. Assim, se a energia fluir de um corpo A 
para um corpo B, dizemos que o corpo A está a uma temperatura maior do que o corpo B. Podemos 
observar que esse caso também nos remete a uma relação entre calor e temperatura. 
 
O calor, como fluxo de energia, sempre flui de um corpo que está a uma temperatura maior em 
direção a outro, o qual está a uma temperatura menor, quando os dois estão em contato. Nesse sentido, 
cabe destacar que só teremos fluxo de energia, ou seja, transferência de calor, caso haja uma diferença 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 8
de temperatura entre dois corpos. Portanto, o calor é diretamente proporcionalà diferença de 
temperatura entre dois materiais, e não diretamente proporcional à temperatura de apenas um deles. 
 
 
 
(UERJ/2018) 
Para explicar o princípio das trocas de calor, um professor realiza uma experiência, misturando 
em um recipiente térmico 300 g de água a 80 °C com 200 g de água a 10 °C. 
Desprezadas as perdas de calor para o recipiente e para o meio externo, a temperatura de 
equilíbrio térmico da mistura, em °C, é igual a: 
a) 52 
c) 45 
c) 35 
d) 28 
 
Comentários: 
𝑄1 = 𝑚1 · 𝑐 · 𝑇1 = 𝑚1 · 𝑐 · (𝑇𝑓 − 𝑇𝑖1) 
𝑄2 = 𝑚2 · 𝑐 · 𝑇2 = 𝑚2 · 𝑐 · (𝑇𝑓 − 𝑇𝑖2) 
𝑄1 + 𝑄2 = 0 
𝑚1 · 𝑐 · (𝑇𝑓 − 𝑇𝑖1) + 𝑚2 · 𝑐 · (𝑇𝑓 − 𝑇𝑖2) = 0 
300 · 1(𝑇𝑓 − 80) + 200 · 1 · (𝑇𝑓 − 10) 
𝑇𝑓 = 52°𝐶 
Gabarito: A 
 
(UERJ/2017) 
O gráfico abaixo indica o comportamento térmico de 10 g de uma substância que, ao receber 
calor de uma fonte, passa integralmente da fase sólida para a fase líquida. 
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O calor latente de fusão dessa substância, em cal/g, é igual a: 
a) 70 
b) 80 
c) 90 
d) 100 
 
Comentários: 
𝑄 = 𝑚 · 𝐿 
1000 − 300 = 10 𝐿 
𝐿 = 70𝑐𝑎𝑙/𝑔 
Gabarito: A 
 
(UFGD MS/2017) 
Uma barra de parafina, inicialmente sólida à temperatura ambiente, com massa de 0,5 kg, passa 
pela transformação de fase mostrada no gráfico abaixo. 
 
O calor latente de fusão e o calor específico na fase líquida desta substância são, respectivamente: 
a) 25 cal/g e 1,0 cal/g·°C 
b) 35 cal/g e 0,8 cal/ g·°C 
c) 25 cal/g e 0,5 cal/ g·°C 
d) 15 cal/g e 0,5 cal/ g·°C 
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e) 15 cal/g e 0,8 cal/ g·°C 
 
Comentários: 
Para fusão: 𝑄 = 𝑚 · 𝐿 
25000 – 7500 = 500 · 𝐿 
𝐿 = 35 𝑐𝑎𝑙/𝑔 
Para o calor específico: 𝑄 = 𝑚 · 𝑐 · 𝑇 
7500 − 0 = 500 · 𝑐 · (65 − 25) 
𝑐 = 0,8 𝑐𝑎𝑙/ 𝑔 · °𝐶 
Gabarito: B 
 
 
2. VARIAÇÕES DE ENERGIA EM REAÇÕES QUÍMICAS 
Todas as reações químicas ou absorvem ou produzem (liberam) energia, geralmente na forma de 
calor. 
 
Falamos muitas vezes em "fluxo de calor" de um objeto quente para um objeto frio. Embora o 
termo "calor" implique transferência de energia, costumamos falar em "calor absorvido" ou "calor 
liberado" quando descrevemos variações de energia que ocorrem em um processo. A área de estudo das 
variações de calor que ocorrera nas reações químicas chama-se Termoquímica. 
Para analisarmos as variações de energia associadas às reações químicas temos, primeiramente, 
de definir o que vem a ser SISTEMA, ou seja, a parte específica do universo que nos interessa. Aquilo 
que foi separado do resto para ser analisado, estudado. Um sistema geralmente inclui substâncias 
envolvidas em transformações químicas e físicas. É o processo analisado em si. Por exemplo. em um 
experimento de neutralização ácido-base, o sistema pode ser um béquer contendo 100 mL de H2SO4 ao 
qual se adicionaram 100 mL de KOH. O restante do universo fora do sistema designa-se vizinhança. 
 
É importante compreender a distinção entre energia térmica 
e calor. Calor é a transferência de energia térmica entre dois 
corpos que estão a temperaturas diferentes.
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AULA 15 – TERMOQUÍMICA 11
 
É bom lembrarmos que tudo o que ocorre no sistema, é sentido na vizinhança. Da mesma forma, 
tudo que ocorre na vizinhança, é sentido no sistema. O conjunto dessas duas coisas é chamado de 
UNIVERSO. 
 
Representação do UNIVERSO 
 
Um bom exemplo disso é quando estudamos reações que envolvem queima: O sistema é quem 
sofre a transformação. A madeira queimando, por exemplo. A vizinhança seria tudo aquilo em volta 
da fogueira que sente o calor gerado por essa queima. 
Quando um líquido evapora em nossa mão, o que se sente quando colocamos acetona nos dedos 
para retirar o esmalte, o sistema é o próprio líquido passando para o estado de vapor, enquanto a 
vizinhança é a mão que sentiu essa transformação acontecendo, daí falarmos “hmmm que 
geladinho”. Sacou? Falaremos mais sobre isso. 
 
TIPOS DE SISTEMAS 
Como falamos, sistema é a parte do universo que está sob observação. Um sistema pode ser 
formado por um único corpo ou por um conjunto de corpos. Tudo que está em volta do sistema é 
denominado meio ambiente ou vizinhança. Os sistemas são classificados em: 
 
VizinhançaSistema
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Fonte das imagens: br.freepik.com/ 
 
A combustão do gás hidrogênio em oxigênio é uma das muitas reações químicas que liberam 
quantidades consideráveis de energia: 
2 𝐻 ( ) + 𝑂 ( ) → 2𝐻 𝑂( ) + 𝑬𝒏𝒆𝒓𝒈𝒊𝒂 
Nesse caso, a mistura reacional (moléculas de hidrogênio; oxigênio e água) é chamada de sistema 
e o restante do universo, de vizinhança. Uma vez que a energia não pode ser criada nem destruída, 
qualquer energia perdida pelo sistema deve ser adquirida pela vizinhança. Então, o calor produzido no 
processo de combustão é transferido do sistema para a vizinhança. Essa reação é um exemplo de processo 
exotérmico, que é qualquer processo que libera calor, isto é, transfere energia térmica para o meio 
exterior 
Considere, agora, outra reação, a decomposição do óxido de mercúrio (II) (HgO) em temperaturas 
elevadas: 
𝑬𝒏𝒆𝒓𝒈𝒊𝒂 + 2 𝐻𝑔𝑂(𝑠)  2 𝐻𝑔 ( ) + 𝑂 ( ) 
Essa reação é um exemplo de processo endotérmico, no qual calor tem de ser fornecido ao 
sistema (isto é, ao HgO) pela sua vizinhança. 
Nas reações exotérmicas, a energia total dos produtos é menor do que a energia total dos 
reagentes. Essa diferença corresponde ao calor fornecido pelo sistema à vizinhança. Acontece 
exatamente o contrário para as reações endotérmicas. Nesse caso, a diferença de energia entre os 
produtos e os reagentes é igual ao calor fornecido ao sistema pela vizinhança. 
 
Endotérmico:
sistema absorve calor 
da vizinhança.
quem está em contato 
com o sistema perde
calor pra ele
sensação de "frio"
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AULA 15 – TERMOQUÍMICA 13
 
 
3. ENTALPIA DAS REAÇÕES 
Para continuarmos o nosso estudo sobre termoquímica, temos que definir o que é uma grandeza 
com característica de função de estado. Para receber a denominação função de estado, a variação da 
grandeza deve depender somente dos estados inicial e final do fenômeno, não dependendo, portanto, 
dos valores intermediários que foram assumidos pela grandeza. 
Uma analogia que facilita a diferenciação entre uma grandeza que é função de estado e outra que 
não, é a comparação entre distância e altitude. Se partirmos do nível do mar para uma cidade que está a 
1 000 m de altitude, independentemente do caminho tomado, a variação de altitude é de 1 000 m. Já a 
distância percorrida depende do caminho tomado, portanto, a altitude é uma função de estado e a 
distância não. 
A grandeza que expressa a variação da quantidade de calor que ocorre em uma dada 
transformação química ou física é denominada variação de entalpia e é representada pelo símbolo ∆H. A 
entalpia (H) também é uma função de estado, pois a sua variação (∆H) depende apenas dos estados 
inicial e final do sistema. As principais grandezas que possuem característica de função de estado são: 
pressão, volume, temperatura e entalpia. 
 
 
A variação de entalpia ∆H é a medida da quantidade de calor liberado ou absorvido em uma 
transformação física ou química, à pressão constante. De maneira simplificada, podemos dizer 
que, em química, entalpia é sinônimo de energia. 
 
Para qualquer reação do tipo 
Reagentes  Produtos 
definimos a variação de entalpia, denominada entalpia de reação, H, como a diferença entre as 
entalpias (energias, mas não vou repetir mais isso! haha) dos produtos e às entalpias dos reagentes: 
Exotérmico:
sistema transfere calor 
para a vizinhança.
quem está em contato 
com o sistema absorve
calor dele
sensação de "calor"
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICAAULA 15 – TERMOQUÍMICA 14
H çã = H − H 
A entalpia de reação pode ser positiva ou negativa, dependendo do processo. Para um processo 
endotérmico (em que ocorre absorção de calor pelo sistema a partir da vizinhança), o H é positivo (isto 
é,  H > 0). Para um processo exotérmico (em que ocorre liberação de calor pelo sistema para a 
vizinhança), o H é negativo (isto é,  H < 0). 
Apliquemos agora a ideia de variações de entalpia a dois processos comuns: 
 
PROCESSOS ENDOTÉRMICOS 
Ocorrem com absorção de calor (energia). Sendo assim, a entalpia final deve ser maior que a inicial. 
O calor é absorvido da vizinhança. 
Generalizando: 
 
Portanto, todo processo endotérmico possui ∆H > 0 e pode ser representado graficamente da 
seguinte maneira: 
 
Exemplos: 
1
2
 N ( ) + O ( ) → NO ( ) ∆H = + 33,5 kJ (fenômeno químico) 
H O( ) → H O( ) ∆H = + 44 kJ (fenômeno físico) 
 
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AULA 15 – TERMOQUÍMICA 15
PROCESSOS EXOTÉRMICOS 
Ocorrem com liberação de calor (energia). Sendo assim, a entalpia final deve ser menor que a 
inicial. O calor é liberado para a vizinhança. 
Generalizando: 
 
Portanto, todo processo exotérmico possui ∆H < 0 e pode ser representado graficamente da 
seguinte maneira: 
 
Exemplos: 
CH ( ) + 2 O ( ) → 2 H O ( ) + CO ( ) ∆H = −212 kJ (fenômeno químico) 
H O( ) → H O( ) ∆H = −44 kJ (fenômeno físico) 
 
4. EQUAÇÕES TERMOQUÍMICAS 
A equação química que apresenta a variação de entalpia de determinada reação química é 
denominada equação termoquímica. Para representar equações termoquímicas, é necessário informar 
alguns parâmetros para que possamos tirar informações sobre as reações analisadas. 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 16
 
Quando não são explicitados os parâmetros de temperatura e pressão, adotam-se 25 oC e 1 
atm, isto é, as condições-padrão. 
 
1. Informar o estado físico: 
Ao escrevermos equações termoquímicas, devemos sempre especificar os estados físicos de todos 
os reagentes e produtos, porque esses ajudam a determinar as variações reais da entalpia. 
CH ( ) + 2 O ( )  CO ( ) + 2 H O ( ) H çã = − 802,4 kJ/mol 
H O ( )  H O ( ) H = + 88,0 kJ/mol 
 
2. Quantidade dos participantes das transformações 
Se multiplicarmos os membros de ambos os lados de uma equação termoquímica por um fator n, 
então o valor de H também deve variar de acordo com o mesmo fator. Assim, para a combustão do 
metano, se n = 2, temos 
CH ( ) + 2 O ( )  CO ( ) + 2 H O ( )  H çã = −802,4 kJ/mol 
2 CH ( ) + 4 O ( )  2 CO ( ) + 4 H O ( ) ( H çã = −802,4 kJ/mol)·2 
2 CH ( ) + 4 O ( )  2 CO ( ) + 4 H O ( )  H çã = −1604,8 kJ 
Ou seja, para a combustão de 1 mol de metano, é liberado 802,4 𝑘𝐽. Logo, para a queima de 2 
mols de metano, libera-se o dobro de energia, 1604,8 𝑘𝐽. 
 
3. Sentido da transformação 
Quando invertemos uma equação, mudamos os papéis dos reagentes e dos produtos. Como 
consequência, o valor de  H para a equação permanece o mesmo, mas o seu sinal muda. Por exemplo, 
se uma reação consome energia térmica da vizinhança (é endotérmica), então a reação inversa deve 
liberar energia térmica de volta para a vizinhança (isto é, deve ser exotérmica) e a expressão da variação 
da entalpia deve também mudar de sinal. 
CO ( ) + 2 H O ( ) → CH ( ) + 2 O ( )  H çã = +802,4 kJ/mol 
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H O ( )  H O ( )  H = −88,0 kJ/mol 
 
 
Outras formas de escrever a mesma equação 
Para reações endotérmicas: 
N ( ) + O ( )  2 NO ( ) H = + 43 kcal 
N ( ) + O ( )  2 NO ( ) − 43 kcal 
N ( ) + O ( ) + 43 Kcal  2 NO ( ) 
 
Para reações exotérmicas: 
H ( ) +
1
2
 O ( ) → H O ( ) H = – 68,3 Kcal 
H ( ) +
1
2
 O ( ) → H O ( ) + 68,3 Kcal 
H ( ) +
1
2
 O ( ) − 68,3 Kcal → H O ( ) 
 
 
 
(UDESC SC/2018) 
O uso de hidrogênio, como combustível para automóveis, é uma das apostas da indústria 
automobilística para o futuro, já que a queima do gás hidrogênio libera apenas água como produto 
da reação e uma grande quantidade de calor. A reação de combustão do gás hidrogênio é 
apresentada abaixo. 
2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(g) ΔH= - 483,6 kJ 
A reação acima é uma reação: 
a) endotérmica, com absorção de 241,8 kJ por mol de gás hidrogênio. 
b) exotérmica, com liberação de 483,6 kJ por mol de gás hidrogênio. 
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AULA 15 – TERMOQUÍMICA 18
c) endotérmica, com absorção de 483,6 kJ por mol de gás hidrogênio. 
d) endotérmica, com liberação de 483,6 kJ por mol de gás hidrogênio. 
e) exotérmica, com liberação de 241,8 kJ por mol de gás hidrogênio. 
 
Comentários: 
Uma reação que libera energia ou possui saldo negativo de energia, é uma reação exotérmica. 
Como a variação de entalpia, ΔH, foi negativa, a reação é considerada exotérmica. 
O valor do ΔH = -483,6 kJ, significa que houve perda de energia para a vizinhança do sistema, ou 
seja, liberou energia. O valor da energia de 483,6 kJ é equivalente a: 2 mols de H2, 1 mol de O2 e 2 
mols de H2O, logo, para cada 1 mol de gás hidrogênio (H2) é liberado 241,8 kJ. 
Gabarito: E 
 
(UniCESUMAR PR/2018) 
A garrafa, que se chama Fontus e foi criada por um designer austríaco, usa um mecanismo 
inteligente para extrair a umidade do ar. Ela deve ser presa ao quadro de uma bicicleta. Quando 
você sai pedalando, e a bicicleta se desloca, uma grande quantidade de ar passa por dentro da 
garrafa – que, ao mesmo tempo, capta eletricidade por um painel solar. A energia é usada para 
alimentar uma placa que resfria o ar dentro da garrafinha. Isso faz com que a umidade condense, 
formando gotículas de água. Segundo o criador do produto, ele coleta até 500 mL por hora. A garrafa 
tem um filtro que retém poeira e alguns poluentes do ar. 
(Adaptado de: Superinteressante. Março de 2016, p. 18) 
 
O texto descreve a mudança de estado físico denominada ...I..., ...II..., e o fracionamento de 
mistura ...III..., pelo processo de ...IV.... 
As lacunas I, II, III e IV são, correta e respectivamente, preenchidas por 
a) liquefação – endotérmica – homogênea – sedimentação. 
b) liquefação – exotérmica – heterogênea – filtração. 
c) sublimação – exotérmica – heterogênea – sedimentação. 
d) fusão – endotérmica – heterogênea – sedimentação. 
e) fusão – exotérmica – homogênea – filtração. 
 
Comentários: 
Ao final da linha 5 está descrito o fenômeno da condensação, que é a mudança de fase gasosa 
para líquido chamada de liquefação. Esse processo é exotérmico devido à diminuição da energia 
cinética das moléculas de água. Na linha 7, a poeira e o ar constituem duas fases, sólido e gás, 
portanto, um sistema heterogêneo. Essas duas fases são separadas através de um filtro que retém 
a fase sólida. 
Gabarito: B 
 
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AULA 15 – TERMOQUÍMICA 19
(Escola Bahiana de Medicina e Saúde Pública/2017) 
O "polietileno verde", obtido na reação de polimerização de eteno e representado de maneira 
simplificada por ―(CH2―CH2)n—, é usado na confecção de recipientes para líquidos, de sacos 
plásticos para embalagens e acondicionamento de lixo, entre outras aplicações. A produção desse 
polímero utiliza o eteno, obtido na desidratação intramolecular do etanol ‒ derivado da cana-de-
açúcar ‒, de acordo com a reação química representada de maneira simplificada pela equação 
CH3CH2OH (l) H2C = CH2(g) + H2O (l) 
Considerando-se que a obtenção de etanol a partir da cana-de-açúcar envolve os processos de 
hidrólise da sacarose, representado de maneira simplificada em I, e da fermentação alcoólica, em 
II, é correto afirmar: 
 
a) A fermentação alcoólica com produção de etanol e dióxido de carbono é um processo químico 
exotérmico. 
b) O etanol obtido no processo II é separadocompletamente da água e do dióxido de carbono 
por destilação simples. 
c) A glicose e a frutose obtidas em I são substâncias isômeras porque apresentam as mesmas 
propriedades químicas. 
d) O processo representado em II é possível devido à utilização da enzima que reduz a variação 
de entalpia da reação química. 
e) A hidrólise da sacarose envolve a liberação de energia na ruptura de ligações químicas para a 
formação dos monossacarídeos. 
 
Comentários: 
a) Certo. O processo de fermentação alcoólica possui variação de entalpia menor do que zero, o 
que significa que perdeu energia para o meio, ou seja, um processo exotérmico. 
b) Errado. O etanol não pode se separado da água porque forma uma mistura azeotrópica com a 
água e, assim, apresenta temperatura de ebulição constante. A destilação consiste em separar os 
componentes pelas suas diferentes temperaturas de ebulição. 
c) Errado. A glicose e a frutose são isômeros de função, a glicose é uma aldose (monossacarídeo 
e aldeído) e a frutose uma cetose (monossacarídeo e cetona), portanto, apresentam propriedades 
químicas diferentes por terem grupos funcionais diferentes. 
d) Errado. As enzimas, que são um tipo de catalisador biológico, diminuem a energia de ativação 
e não alteram a variação de entalpia. 
e) Errado. Para a ruptura de ligações químicas, necessita-se de absorção de energia., enquanto, 
na formação das novas ligações químicas, libera-se de energia. 
Gabarito: A 
(aq)SOH
C170º
42
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 20
 
(UFRR/2016) 
Biodigestor é uma espécie de câmara isolada, que possibilita a transformação e o aproveitamento 
de certos detritos orgânicos para a geração de gás e adubo, conhecidos como biogás e 
biofertilizante. Do ponto de vista ambiental, o biogás constitui uma importante fonte de energia 
alternativa para produção de combustível para fogões, motores e geração de energia elétrica. 
O processo de combustão do principal componente do biogás, o metano, corresponde a: 
 
a) uma reação não espontânea; 
b) uma reação endotérmica; 
c) uma reação exotérmica; 
d) uma transformação física; 
e) uma reação que ocorre sem troca de calor. 
 
Comentários: 
Uma reação de combustão é uma reação química que os reagentes se transformam em outras 
substâncias com composição química diferente da inicial com liberação de energia no processo, ou 
seja, é uma reação exotérmica. 
Gabarito: C 
 
(Fac. de Ciências da Saúde de Barretos SP/2013) 
Oxigênio, nitrogênio e hélio são gases utilizados em ambientes hospitalares com diversas 
aplicações em sistemas de manutenção da vida. Em geral, são fornecidos em cilindros, sob pressão. 
Considere a reação. 
1/2 N2 (g) + 1/2 O2 (g)  NO (g) H = +90 kJ/mol NO 
A equação que descreve corretamente a reação, incluindo os aspectos termoquímicos nela 
envolvidos, é 
a) N2 (g) + O2 (g)  2NO (g) + 90 kJ 
b) 1/2N2 (g) +1/2O2 (g)  NO (g) + 180 kJ 
c) N2 (g) + O2 (g) + 90 kJ  2NO (g) 
d) N2 (g) + O2 (g) + 180 kJ  2NO (g) 
e) N2 (g) + O2 (g)  2NO (g) + 180 kJ 
 
Comentários: 
Como o H é positivo, +90 kJ, significa que houve absorção de energia. A representação geral é 
escrita da seguinte forma 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 21
Reagentes + energia  Produtos. 
Logo, 
N2 (g) + O2 (g) + 180 kJ  2NO (g) 
Gabarito: D 
 
 
5. FATORES QUE INFLUENCIAM O VALOR DE H 
Como comentado anteriormente, é impossível determinar diretamente a entalpia de um sistema 
ou de uma substância. O que pode ser calculado é a variação de entalpia (∆H) de um fenômeno, porém, 
essa variação depende do estado físico, da forma alotrópica dos reagentes e produtos, da quantidade de 
matéria dos reagentes e da temperatura e pressão na qual foi realizada a medição do ∆H 
 
QUANTIDADE DE MATÉRIA 
A variação de entalpia de um processo é diretamente proporcional à quantidade de matéria 
(número de mol) dos reagentes. Quando multiplicamos ou dividimos uma equação por algum fator, o 
mesmo acontecerá com a variação de entalpia (∆H). 
H ( ) +
1
2
 O ( ) → H O ( ) H = – 286 kJ 
2 H ( ) + 1 O ( ) → 2 H O ( ) (H = – 286 kJ) · 2 = −572 kJ 
4 H ( ) + 2 O ( ) → 4 H O ( ) (H = – 286 kJ) · 2 · 2 = −1144 kJ 
 
INFLUÊNCIAS DO ESTADO FÍSICO DE REAGENTES E PRODUTOS 
A mudança no estado físico de um ou mais participantes da reação pode alterar o valor de H, 
como veremos no exemplo a 25 oC e 1 atm. Portanto, o estado físico dos participantes pode aumentar ou 
diminuir a variação de entalpia. 
𝐇𝐠𝐚𝐬𝐨𝐬𝐨 > 𝐇𝐥í𝐪𝐮𝐢𝐝𝐨 > 𝐇𝐬ó𝐥𝐢𝐝𝐨 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 22
 
Fonte consultada: ATKINS, P. W.; JONES, L. 
Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 
Porto Alegre: Bookman, 2001. p. A13. 
 
Figura adaptada de Chemistry. The science in context. — Fourth edition. P.212 
 
Experimentalmente, determinou-se que a formação de 1 mol de água líquida e de água gasosa a 
partir dos gases hidrogênio e oxigênio libera 285,83 kJ e 241,82 kJ, respectivamente. Estimativas teóricas 
indicam que a formação de 1 mol de água sólida liberaria 291,84 kJ. 
Note que, apesar de partir dos mesmos reagentes, H2(g) e O2(g), a reação de formação da água pode 
ter diferentes valores de variação de entalpia, dependendo do estado de agregação do produto. Essas 
diferenças de variação de entalpia devem-se ao fato de a fase sólida ter menor grau de agitação de suas 
espécies químicas (no caso da água, moléculas) que a fase líquida e, portanto, menor energia que o 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 23
líquido. Já a fase líquida tem menor grau de agitação que a forma gasosa ou vapor e, portanto, menor 
energia que gás ou vapor. Quanto menor for a energia do produto, maior será a variação de energia da 
reação. Por essa razão, o estado de agregação dos reagentes e produtos deve ser especificado sempre em 
todas as equações termoquímicas. 
 
INFLUÊNCIA DA ALOTROPIA (ESTADO ALOTRÓPICO) 
Certos elementos químicos são encontrados na natureza na forma de diferentes substâncias 
simples. A esse fenômeno é dado o nome de alotropia. Os alótropos de um elemento químico podem 
variar quanto à quantidade e/ou à organização espacial dos átomos desse elemento. 
As formas alotrópicas de cada elemento não possuem o mesmo conteúdo energético, ou seja, não 
possuem a mesma entalpia. A forma alotrópica mais estável (menor entalpia) de cada elemento é aquela 
que é mais abundante na natureza. Portanto, o estado alotrópico dos participantes pode aumentar ou 
diminuir a variação de entalpia. 
Exemplos: 
 
 
Quando queimados, o grafite e o diamante produzem gás carbônico, mas o diamante libera na sua 
combustão 1,89 kJ por mol a mais que o grafite. Portanto, as reações envolvendo variedades alotrópicas 
diferentes têm variações de entalpia diferentes. 
No caso do carbono, a variedade mais estável é o grafite. Da mesma forma, o gás oxigênio (O2) é 
mais estável que o ozônio (O3). Outros exemplos de elementos químicos que apresentam variedades 
alotrópicas são o fósforo e o enxofre. O fósforo pode se apresentar nas variedades fósforo branco 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 24
(formado por moléculas tetratômicas (P4)) e fósforo vermelho (que apresenta uma estrutura poliatômica 
(Pn)). 
 
O fósforo branco é muito mais reativo que o vermelho, portanto, mais estável. 
Já o enxofre é formado por moléculas octatômicas (S8) que podem se apresentar em duas 
estruturas cristalinas diferentes. 
 
A seguir estão reunidos os principais elementos químicos que apresentam variedades alotrópicas 
e suas formas mais estáveis. 
 
Fonte: OXTOBY, D.; GILLIS, H.; BUTLER, L. 
Principles of modern Chemistry. 
8. ed. Melbourne: Cole Cengage Learning, 2015. p. 509. 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 25
 
O alótropo maisestável possui, portanto, menor entalpia. 
 
INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA NA QUAL A REAÇÃO OCORRE 
Mudanças na temperatura influenciam o grau de agitação das moléculas, ou seja, seu conteúdo 
de energia (entalpia), graças à diferença dos calores específicos dos participantes da reação. Por isso, a 
quantidade de energia necessária para causar uma determinada variação de temperatura nos reagentes 
não é a mesma para os produtos. Isso pode ser comprovado pela equação fundamental da calorimetria 
𝑄 = 𝑚 · 𝑐 · ∆𝑡. 
H ( ) +
1
2
 O ( ) → H O ( ) H = – 57,78 kJ (18 ℃) 
H ( ) +
1
2
 O ( ) → H O ( ) H = – 57,78 kJ (25 ℃) 
 
1 Fe O ( ) + 3 H ( )  2 Fe( ) + 3 H O( ) H = – 35,1 Kcal (25 ℃) 
1 Fe O ( ) + 3 H ( )  2 Fe( ) + 3 H O( ) H = – 29,7 Kcal (85 ℃) 
 
INFLUÊNCIA DA PRESSÃO 
A influência da pressão na variação de entalpia é mínima para sistemas gasosos e desprezível para 
sistemas sólidos e líquidos. A pressão só passa a ter influência significativa a partir de valores muito 
elevados (na ordem de 1 000 atm). 
 
6. ENTALPIA-PADRÃO DE FORMAÇÃO (∆𝐻 ) E DE REAÇÃO 
(∆𝐻
ÇÃ
) 
Por convenção (ou seja, os caras se reuniram e decidiram assim. Ponto.), toda substância simples, 
no estado padrão, tem entalpia igual a zero (grava isso!!!!). A entalpia padrão de uma substância é 
representada por 𝑯° e a variação de entalpia padrão de um processo por ∆𝑯°. A partir desse momento 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 26
vamos considerar que todas as reações trabalhadas no capítulo foram realizadas no estado padrão, ou 
seja, a 𝟐𝟓 ℃ e 1 atm (ponto de referência equivalente ao "nível do mar"). 
 
Com base nessa descrição para os elementos, podemos agora definir a entalpia-padrão de 
formação de um composto como a transferência de calor (absorção ou liberação de energia) que ocorre 
quando 1 mol do composto é formado a partir de seus elementos (substâncias simples no estado padrão) 
à pressão de 1 atm. 
 
Exemplos de equações de formação e suas entalpias-padrão de formação (∆𝑯𝒇
𝒐) 
2 C( ) + 3 H ( ) +
1
2
 O ( ) → C H OH ( ) H ° = −277,7 kJ 
1
2
 H ( ) +
1
2
 N ( ) +
3
2
O ( ) → HNO ( ) H ° = −173,2 kJ 
1
2
 H ( ) +
1
2
 O ( ) → H O( ) H ° = −285,9 kJ 
6 C( ) + 3 H ( ) → C H ( ) H ° = +49,0 kJ 
2 C( ) + H ( ) → C H ( ) H ° = +226,8 kJ 
2 C( ) + 2 H ( ) → C H ( ) H ° = +52,3 kJ 
1
2
 N ( ) +
1
2
 O ( ) → NO( ) H ° = +90,4 kJ 
Se existe mais de um estado para uma 
substância sob condições padrão, o estado 
mais estável é utilizado.
A entalpia padrão de formação da forma 
mais estável de um elemento é zero.
Entalpia padrão de substâncias 
formadas pelo elemento:
Hidrogênio
H2(g)
H=0
H2(l)
H≠0
Carbono
C(grafite)
H=0
C(diamante)
H ≠0
Oxigênio
O2(g)
H=0
O3(g)
H ≠0
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 27
1
2
 N ( ) + O ( ) → NO ( ) H ° = +33,8 kJ 
N ( ) +
1
2
 O ( ) → N O( ) H ° = +81,6 kJ 
N ( ) + 2 O ( ) → N O ( ) H ° = +9,7 kJ 
N ( ) +
5
2
 O ( ) → N O ( ) H ° = +11,0 kJ 
 
A importância das entalpias-padrão de formação é que, uma vez conhecidos os seus valores, 
podemos prontamente calcular a entalpia-padrão de reação, 𝐻 çã , definida como a entalpia de uma 
reação realizada à pressão de 1 atm. Por exemplo, considere a reação hipotética 
𝑎𝐴 + 𝑏𝐵  𝑐𝐶 + 𝑑𝐷 
em que a, b. c e d são os coeficientes estequiométricos. Para essa reação, 𝐻 çã é dado por 
𝐻 çã = 𝑐 · 𝐻 °(𝐶) + 𝑑 · 𝐻 °(𝐷) − 𝑎 · 𝐻 °(𝐴) + 𝑏 · 𝐻 °(𝐵) 
em que a, b. c e d são os coeficientes estequiométricos. Para essa reação, 𝐻 çã é dado por 
𝐻 çã = 𝑛 · 𝐻 °(𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠) − 𝑛 · 𝐻 °(𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠) 
na qual m e n representam os coeficientes estequiométricos para os reagentes e os produtos, e  
(sigma), significa "o somatório de". Observe que nos cálculos os coeficientes estequiométricos são apenas 
números, desprovidos de unidades. 
O valor de o 𝐻 çã pode ser calculado por meio da equação acima descrita, somente se os 
valores de 𝑯𝒇° dos compostos que participam na reação forem conhecidos. Para o cálculo do 𝑯𝒇° 
existem dois métodos que podem ser aplicados para determinação desse valor: o método direto, pelo 
Calor de Formação das substâncias e o método indireto, pela Lei de Hess. Vamos falar sobre isso a seguir. 
 
Determinação do ∆𝑯𝒇
𝒐 a partir dos Calor de Formação das substâncias 
Suponha que queiramos saber qual é a entalpia de formação do dióxido de carbono. Devemos 
medir a entalpia da reação que ocorre entre o carbono (grafite) e o oxigênio molecular, nos seus estados-
padrão, produzindo dióxido de carbono. também no estado-padrão: 
𝐶 + 𝑂 ( )  𝐶𝑂 ( ) 𝐻 çã = −393,5 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
Com base na equação para 𝐻 çã , podemos escrever: 
𝐻 çã = 𝑛 · 𝐻 °(𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠) − 𝑛 · 𝐻 °(𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠) 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 28
𝐻 çã = 𝐻 °(𝐶𝑂 ) − 𝐻 ° 𝐶 + 𝐻 °(𝑂 ) = −393,5 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
Como tanto a grafite como o O2 são formas alotrópicas elementares estáveis, 𝑯𝒇° 𝑪𝒈𝒓𝒂𝒇𝒊𝒕𝒆 e 
𝑯𝒇°(𝑶𝟐) são iguais a zero. Portanto, 
𝐻 çã = 𝐻 °(𝐶𝑂 ) = −393,5 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
Ou 
𝑯𝒇°(𝑪𝑶𝟐) = −𝟑𝟗𝟑, 𝟓 𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍 
 
Determinação do ∆𝑯𝒇
𝒐 a partir dos Calor da Lei de Hess 
Há muitos compostos que não podem ser sintetizados diretamente a partir dos seus elementos. 
Em alguns casos as reações se processam muito lentamente, em outros, ocorrem reações paralelas que 
produzem substâncias diferentes do composto desejado. Nesses casos, o 𝐻 ° pode ser determinado por 
uma aproximação indireta baseada na lei de Hess do somatório de calores, ou simplesmente lei de Hess 
A lei de Hess pode ser enunciada do seguinte modo: quando os reagentes são convertidos em 
produtos, a variação de entalpia é a mesma quer a reação se dê em uma única etapa ou em uma série 
de etapas. Resumindo, se conseguirmos quebrar a reação de interesse em uma série de reações onde os 
valores de 𝐻 çã possam ser medidos, poderemos calcular o valor de o 𝐻 çã para a reação global. 
A lei de Hess baseia-se no fato de H depender apenas dos estados inicial e final (isto é, apenas da natureza 
dos reagentes e dos produtos). A variação da entalpia será a mesma quer a reação total ocorra em uma 
única etapa ou em muitas etapas. 
Vejamos um exemplo: Suponha que estejamos interessados na entalpia-padrão de formação do 
monóxido de carbono (CO). Podemos representar a reação como 
𝑪 (𝒈𝒓𝒂𝒇) + 𝑶𝟐 (𝒈) → 𝑪𝑶𝟐(𝒈) 𝑯𝒓𝒆𝒂çã𝒐 𝟏𝒐 = −𝟗𝟒, 𝟏 𝒌𝒄𝒂𝒍/𝒎𝒐𝒍 
No entanto, a queima do grafite também produz dióxido de carbono (CO2) e por isso não podemos 
medir diretamente a variação de entalpia para o CO com base na reação acima. Em vez disso, podemos 
empregar uma rota indireta baseada na Lei de Hess. E possível realizar separadamente, duas reações 
completas 
𝟐 𝑪𝑶 (𝒈) + 𝑶𝟐 (𝒈) → 𝟐 𝑪𝑶𝟐(𝒈) 𝑯𝒓𝒆𝒂çã𝒐 𝟐𝒐 = −𝟏𝟑𝟓, 𝟐 𝒌𝒄𝒂𝒍/𝒎𝒐𝒍 
𝐶 (𝑔𝑟𝑎𝑓) +
1
2
𝑂 (𝑔) → 𝐶𝑂(𝑔) 
 Δ𝐻 çã (𝐶𝑂) = ? 
Para resolver esse problema, podemos dividir por 2 a segunda reação e inverter o seu sentido. 
Com isso, a variação de entalpia nessa reação também fica dividida por 2 e seu sinal é trocado. 
𝑪 (𝒈𝒓𝒂𝒇) + 𝑶𝟐 (𝒈) → 𝑪𝑶𝟐(𝒈) 𝑯𝒓𝒆𝒂çã𝒐 𝟏𝒐 = −𝟗𝟒, 𝟏 𝒌𝒄𝒂𝒍/𝒎𝒐𝒍 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 29
𝐶𝑂 (𝑔) → 𝐶𝑂 (𝑔) +
1
2
𝑂 (𝑔) 𝐻 çã =
135,2
2
= +67,6 𝑘𝑐𝑎𝑙/𝑚𝑜𝑙 
𝐶 (𝑔𝑟𝑎𝑓) +
1
2
𝑂 (𝑔) → 𝐶𝑂(𝑔)Δ𝐻 çã (𝐶𝑂) = ? 
Agora, vemos que basta somar as duas primeiras reações para obter a terceira. 
 𝑪 (𝒈𝒓𝒂𝒇) + 𝑶𝟐 (𝒈) → 𝑪𝑶𝟐(𝒈) 𝑯𝒓𝒆𝒂çã𝒐 𝟏𝒐 = −𝟗𝟒, 𝟏 𝒌𝒄𝒂𝒍/𝒎𝒐𝒍 
+ 
𝐶𝑂 (𝑔) → 𝐶𝑂 (𝑔) +
1
2
𝑂 (𝑔) 
𝐻 çã = +67,6 𝑘𝑐𝑎𝑙/𝑚𝑜𝑙 
 
𝐶 (𝑔𝑟𝑎𝑓) +
1
2
𝑂 (𝑔) → 𝐶𝑂(𝑔) 
Δ𝐻 çã (𝐶𝑂) = −94,1 + 67,6 = −26,5 𝑘𝑐𝑎𝑙/𝑚𝑜𝑙 
Sendo assim, a entalpia de formação do monóxido de carbono, que também corresponde à 
combustão incompleta do carbono grafite liberando monóxido de carbono (CO) é igual a −26,5 𝑘𝑐𝑎𝑙/
𝑚𝑜𝑙. 
 
 
A regra geral para a aplicação da Lei de Hess é arranjar uma série de equações químicas 
(correspondendo a uma série de etapas) de tal forma que, quando somadas, todas a espécies se 
cancelem com exceção dos reagentes e dos produtos que fazem parte da reação global. Isso 
significa que nos interessam os elementos à esquerda da seta e o com posto desejado à direita da 
seta. Muitas vezes será necessário multiplicar algumas ou todas as equações que representam as 
etapas individuais, por coeficientes apropriados. 
Lembrando: O que é feito na equação é repetido no ∆𝐻. Multiplicou a equação? Multiplica o ∆𝐻 
pelo mesmo coeficiente. Inverteu a equação? Inverte o sinal do ∆𝐻. 
 
7. COMBUSTÃO E ENTALPIA-PADRÃO DE COMBUSTÃO (∆𝐻 ) 
Combustão é a reação exotérmica de uma substância com o oxigênio, realizada em condições tais 
que o próprio calor liberado é suficiente para manter a reação em andamento até que pelo menos um 
dos reagentes se esgote. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 30
Entalpia (ou calor) padrão de uma reação de combustão (∆𝑯𝒄𝟎) de uma substância é a energia 
liberada durante o processo de combustão de 1 mol dela no estado padrão. 
 
Exemplos: 
1 C H ( ) + 5 O ( ) → 3 CO ( ) + 4 H O( ) H = −2.220 kJ. mol 
1 C H ( ) +
13
2
 O ( ) → 4 CO ( ) + 5 H O( ) H = −2.874 kJ. mol 
1 C H ( ) + 8 O ( ) → 5 CO ( ) + 6 H O ( ) H = −3.537 kJ. mol 
1 C H OH( ) + 3O ( ) → 2 CO ( ) + 3 H O( ) H = − 1.368 kJ. mol 
1 C + O ( ) → CO ( ) H = − 393,5 kJ. mol 
1 H ( ) +
1
2
 O ( ) → H O( ) H = −286 kJ. mol 
 
As reações de combustão são divididas em reações de combustão completa ou incompleta. As 
reações de combustão completa ocorrem oxidação total dos elementos presentes no combustível, 
enquanto, a combustão incompleta não ocorre total oxidação desses. Exemplos de reações de 
combustão: 
 
A tabela seguinte apresenta os valores das entalpias de combustão de algumas substâncias 
orgânicas comuns: 
Combustão completa
• 1 C2H4 + 3 O2 → 2 CO2 + 2 H2O
• 1 H2 + 1/2 O2 → H2O
Combustão Incompleta
• 1 C2H4 + 2 O2 → 2 CO + 2 H2O
• 1 C2H4 + O2 → 2 C (fuligem) + 2 H2O
• 1 N2 + O2 → 2 NO
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 31
 
Fonte: D. R. Lide (ed.). CRC Handbook of 
Chemistry and Physics. 82. ed. Boca Raton, 
CRC Press, 2001. p. 5-89. 
Esses valores são facilmente medidos com a bomba calorimétrica. Por esse motivo, as entalpias 
de combustão são muito empregadas no cálculo das variações de entalpia de outras reações químicas. 
 
 
(UFGD MS/2019) 
Atualmente, a grande produção de lixo tornou-se um problema mundial, pois o tratamento 
inadequado pode acarretar sérios problemas na área da saúde pública, em virtude de facilitar o 
ressurgimento de diferentes epidemias a partir do contato humano com materiais contaminados. 
Visando a diminuir esse contato com o lixo, um dos métodos de tratamento pode ser o aterro 
sanitário. Os gases produzidos em um aterro sanitário podem ser reutilizados como fonte de energia 
(biogás), diminuindo assim o consumo de fontes de energias não renováveis. Sabendo que o metano 
é o principal componente do biogás e que sua reação de combustão é dada pela equação: 
CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O () 
na qual as entalpias de formação padrão para: 
CH4 (g) = –17,9 kcal/mol, 
CO2 (g) = –94,1 kcal/mol e 

ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 32
H2O (l) = –68,3 kcal/mol. 
 
Assinale a alternativa que corresponde à variação da entalpia (∆H) para a combustão completa 
de 1 mol de metano. 
a) –144,5 kcal 
b) –180,3 kcal 
c) +318,4 kcal 
d) –212,8 kcal 
e) –348,6 kcal 
 
Comentários: 
Sabendo que foi informado as entalpias padrão de formação, logo, entende-se, 
simplificadamente, por entalpia das substâncias. 
 
Gabarito: D 
 
(UEFS BA/2017) 
Um motociclista foi de Salvador-BA para Feira de Santana-BA, percorrendo no total 110,0 km. 
Para percorrer o trajeto, sua motocicleta flex consumiu 5 litros de etanol (C2H5OH, d = 0,8 g·cm–3), 
tendo um consumo médio de 22,0 km/L. 
 
Com base nos dados de entalpia de formação de algumas substâncias, o calor envolvido na 
combustão completa por litro de etanol foi, em kJ, aproximadamente, 
01. –1367 
02. +1367 
∆H = H𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
∆H = H𝐶𝑂2 + 2 𝐻𝐻2𝑂 − H𝐶𝐻4 + 2 𝐻𝑂2 
Sabe-se que a entalpia de substâncias simples é igual a zero, logo: 
∆H = H𝐶𝑂2 + 2 𝐻𝐻2𝑂 − H𝐶𝐻4 + 2 · 0 
Substituindo os valores, tem-se: 
∆H = [−94,1 + 2 · −68,3] − [−17,9] 
∆H = −212,8 kcal 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 33
03. –18200 
04. +10936 
05. –23780 
 
Comentários: 
São necessários realizar dois cálculos: 
- Determinar a quantidade de energia liberada pela combustão do etanol. 
- Calcular a quantidade de etanol, em gramas, consumida em 1 litro de combustível. 
 
A densidade do etanol é de 0,8 g/cm3, logo, 1 L apresenta 800 g de etanol. Calcula-se a quantidade 
de energia liberada por 800 g: 
 
Sabendo que a massa molar do etanol é igual a 46 g/mol, tem-se: 
 
Gabarito: 05 
 
8. ENTALPIAS DE NEUTRALIZAÇÃO 
É o calor liberado na reação de 1 mol de íons H+(aq) com 1 mol de íons OH-(aq) na formação de 1 
mol de H2O(l); 
𝟏 𝑯(𝒂𝒒) + 𝟏 𝑶𝑯(𝒂𝒒) → 𝟏 𝑯𝟐𝑶(𝒍) 𝑯 = −𝟓𝟖 𝒌𝒋/𝒎𝒐𝒍 = −𝟏𝟑, 𝟖 𝒌𝒄𝒂𝒍/𝒎𝒐𝒍 
𝐻𝐶𝑙( ) + 𝑁𝑎𝑂𝐻( ) → 𝑁𝑎𝐶𝑙( ) + 𝐻 𝑂( ) 𝐻 = −58 𝑘𝑗/𝑚𝑜𝑙 
𝐻𝐵𝑟( ) + 𝐾𝑂𝐻(𝑎𝑞) → 𝐾𝐵𝑟(𝑎𝑞) + 𝐻 𝑂(𝑙) 𝐻 = −58 𝑘𝑗/𝑚𝑜𝑙 
∆HCombustão do etanol 
 C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O 
∆H = H𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
∆H = 2 · 𝐻𝐶𝑂2 + 3 · 𝐻𝐻2𝑂 − 𝐻𝐶2𝐻6𝑂 + 3 · 𝐻𝑂2 
∆H = 2 · 𝐻𝐶𝑂2 + 3 · 𝐻𝐻2𝑂 − 𝐻𝐶2𝐻6𝑂 
∆H = [2 · −393,5 + 3 · −286,0] − [−277,8] 
∆H = −1367,2 kJ/mol 
−1367,2 𝑘𝐽 − − − − 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙
𝑥 𝑘𝐽 − − − − 800 𝑔 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙
 
−1367,2 𝑘𝐽 − − − − 1 · 46 𝑔 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙
𝑥 𝑘𝐽 − − − − 800 𝑔
 
x = -23777,4 kJ 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 34
𝐻 𝑆𝑂
( )
 + 2 𝑁𝑎𝑂𝐻( ) → 𝑁𝑎 𝑆𝑂 ( ) + 2 𝐻 𝑂( ) 𝐻 = −116 𝑘𝑗 
1
2
 𝐻 𝑆𝑂
( )
 + 𝑁𝑎𝑂𝐻( ) →
1
2
 𝑁𝑎 𝑆𝑂 ( ) + 1 𝐻 𝑂( ) 𝐻 = −58 𝑘𝑗/𝑚𝑜𝑙 
Se o ácido e/ou a base forem fracos, não haverá ionização total e o calor liberado será menor, 
pois uma parte da energia, que seria liberada pela reação, é gasta no trabalho de ionização do ácido e/ou 
da base. Ainda, além da reação de neutralização dos íons H+(aq) com os íons OH-(aq) na formação de H2O(l), 
ocorrem também outras reações como solvatação e hidrólise (veremos na aula de equilíbrio iônico). 
𝐻𝐶𝑁( ) + 𝑁𝑎𝑂𝐻( ) → 𝑁𝑎𝐶𝑁( ) + 𝐻 𝑂( ) 𝐻 = −2,8 𝑘𝑐𝑎𝑙/𝑚𝑜𝑙 
𝐻 𝐶𝐶𝑂𝑂𝐻( ) + 𝑁𝐻 𝑂𝐻( ) → 𝐻 𝐶𝐶𝑂𝑂𝑁𝐻 ( ) + 𝐻 𝑂( ) 𝐻 = −12,0 𝑘𝑐𝑎𝑙/𝑚𝑜𝑙 
 
9. LEI DE HESS 
A Lei de Hess afirma que a variação de entalpia de um processo físico ou químico pode ser 
obtida por meio da soma algébrica das variações de entalpia de cada etapa em que o processo 
possa ser dividido. 
 
A Lei de Hess é uma confirmação do princípio da conservação da energia. Essa lei permite 
trabalhar as equações termoquímicas como se fossem equações matemáticas: podemos multiplicar oudividir uma equação termoquímica por um número ou adicionar ou subtrair uma série de equações 
termoquímicas para obtermos a variação de entalpia de uma determinada reação. A lei de Hess é muito 
útil no cálculo de variações de entalpia que são difíceis de serem medidas diretamente. Observe os 
exemplos a seguir: 
Observe um caso representado por substâncias hipotéticas A, B, X e Z que reagem em etapas a 
seguir: 
A → B ∆H = + 20 kJ 
B → X ∆H = - 45 kJ 
X → Z ∆H = + 15 kJ 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 35
Logo, a reação global: X → Z apresenta ∆H = - 10 kJ e é graficamente explicada por: 
 
Lei de Hess: 
∆H = ∑ ∆H 
 
Cuidados na determinação do ∆H pela Lei de Hess: 
 
 
Ao multiplicar a equação para adequar o coeficiente estequiométrico, deve-se 
multiplicar o valor do ∆H.
Ao inverter o sentido da reação, deve-se trocar o sinal do ∆H.
Adeque o sentido (direto ou inverso) e a quantidade da etapa sucessiva.
Compare uma substância da etapa sucessiva que seja comum com a reação global
Isole a equação que deseja calcular a energia liberada ou absorvida
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 36
 
(FPS PE/2017) 
O monóxido de carbono (CO) é um gás incolor, inodoro, insípido que é ligeiramente menos denso 
do que o ar. Ele é tóxico para os animais hemoglóbicos (incluindo seres humanos), quando 
encontrado em concentrações acima de 35 ppm (partes por milhão). Este gás pode ser produzido 
pela combustão de combustíveis fósseis, principalmente nos grandes centros urbanos. Determine a 
entalpia de formação do CO (reação (1)), a partir das entalpias das reações (2) e (3), a 20 °C e 1 atm, 
que estão indicadas nas equações termoquímicas a seguir: 
 
1. 2 C(s) + O2(g) → 2 CO(g) ∆H0 = ? 
2. C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H0 = -394 kJ·mol-1 
3. 2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2(g) ∆H0 = -283 kJ·mol-1 
 
a) –505 kJ·mol–1 
b) –172 kJ·mol–1 
c) –111 kJ·mol–1 
d) +172 kJ·mol–1 
e) +505 kJ·mol–1 
 
Comentários: 
Primeiramente, isola-se a equação desejada que é a entalpia de formação do CO: 
2 C (s) + 1 O2 (g) → 2 CO (g) ∆H0 = ? 
 
A partir das reações informadas, calcula-se a energia necessária: 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 37
 
 
Gabarito: A 
 
10. ENERGIA DE LIGAÇÃO 
Como falei anteriormente, existem três principais maneiras de calcular a energia de uma reação 
química: pelas substâncias, pelas ligações e pelas reações. Neste tópico abordarei sobre o cálculo da 
energia de uma reação química pelas ligações químicas. 
Uma medida da estabilidade de uma molécula é a sua energia de ligação, definida como a 
variação de entalpia necessária para quebrar uma ligação em 1 mol de moléculas no estado gasoso. (As 
energias de ligações em sólidos e líquidos são influenciadas pelas moléculas vizinhas.) 
𝐻 − 𝐻 ( ) → 𝐻( ) + 𝐻( ) ∆𝐻° = 436,4 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
Essa equação indica-nos que a quebra das ligações covalentes em 1 mol de moléculas de H2 no 
estado gasoso requer a energia de 436,4 kJ/mol. Para a molécula de cloro, que é menos estável, 
𝐶𝑙 − 𝐶𝑙 ( ) → 𝐶𝑙( ) + 𝐶𝑙( ) ∆𝐻° = 242,7 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
As energias de ligação também podem ser medidas diretamente para moléculas que contêm 
elementos diferentes, tal como o HCl, 
𝐻 − 𝐶𝐼 ( ) → 𝐻( ) + 𝐶𝑙( ) ∆𝐻° = 431,9 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
e para moléculas que apresentam ligações duplas e triplas: 
𝑂 = 𝑂( ) → 𝑂( ) + 𝑂( ) ∆𝐻° = 498,7 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 38
𝑁 ≡ 𝑁(𝑔) → 𝑁( ) + 𝑁( ) ∆𝐻° = 941,4 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
 
As ligações químicas armazenam energia potencialmente. Cada ligação química apresenta uma 
energia armazenada, logo, é necessário ter uma tabela com os valores das ligações químicas para poder 
calcular a energia total de uma reação química. 
Ligação Energia de Ligação (kJ/mol) 
𝑪 − 𝑪 346,8 
𝑪 = 𝑪 614,2 
𝑪 ≡ 𝑪 833,4 
𝑪 − 𝑶 353,5 
𝑪 = 𝑶 804,3 
 
Ligação Energia de Ligação (kJ/mol) 
𝐻−𝐻 436,0 
𝑯 − 𝑭 563,2 
𝐻−𝐶𝑙 431,8 
𝑯 − 𝑩𝒓 366,1 
𝑯 − 𝑰 298,7 
𝑪 − 𝑯 413,4 
𝑪 − 𝑭 434,3 
𝑪 − 𝑪𝒍 327,2 
𝑪 − 𝑩𝒓 280,7 
𝑪 − 𝑰 241,4 
 
Em uma reação química, algumas ligações são rompidas e outras são formadas, isso quer dizer, 
que é necessário absorver energia para romper a ligação existente (correspondente à ENERGIA DE 
ATIVAÇÃO DA REAÇÃO, veremos em Cinética Química) e, posteriormente, é necessário liberar energia 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 39
para formar a nova ligação. Todas as reações químicas apresentam a etapa de absorção e a de liberação 
de energia, porém, uma dessas etapas são majoritárias. 
 
Perceba que no exemplo da reação acima, a energia liberada na formação de novas ligações é 
maior do que a energia absorvida na quebra das ligações dos reagentes, por isso a reação é classificada 
como reação exotérmica. Ou seja, é possível classificar as reações como ENDO ou EXOTÉRMICAS, a partir 
da diferença das energias absorvidas por reagentes e liberadas na formação dos produtos. 
 
𝑬𝒏𝒆𝒓𝒈𝒊𝒂 𝒂𝒃𝒔𝒐𝒓𝒗𝒊𝒅𝒂 > 𝑬𝒏𝒆𝒓𝒈𝒊𝒂 𝒍𝒊𝒃𝒆𝒓𝒂𝒅𝒂 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 40
 
𝑬𝒏𝒆𝒓𝒈𝒊𝒂 𝒂𝒃𝒔𝒐𝒓𝒗𝒊𝒅𝒂 < 𝑬𝒏𝒆𝒓𝒈𝒊𝒂 𝒍𝒊𝒃𝒆𝒓𝒂𝒅𝒂 
 
Logo, a partir das energias das ligações, é possível calcular a entalpia da reação de duas diferentes 
maneiras, levando em consideração duas interpretações diferentes dos gráficos estudados há pouco: 
 
1ª forma: 
 
Substituímos os valores das energias de ligação na fórmula mostrada acima. Veja: 
Exemplo 
A seguir, calcula-se o ∆H de uma reação de hidrogenação catalítica do propeno: 
 
Energia de ligação (kJ/mol) 
H – H C – H C = C C – C 
436,0 413,4 614,2 346,8 
 
C C C
H
H
H
H
H
H
+ H H C C CH
H
H H
H
H
H
H
propeno propano
Ni
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 41
∆H = 𝐻 çõ − 𝐻 çõ 
∆H = [𝐻 + 𝐻 ] − [2 · 𝐻 + 𝐻 ] 
∆H = [614,2 + 436,0] − [2 · 413,4 + 346,8] 
∆H = −122,6 kJ/mol 
Portanto, a energia da reação é -122,6 kJ/mol, ou seja, essa reação é exotérmica. 
 
2ª forma: 
 
Utilizando o mesmo exemplo, compare: 
A seguir, calcula-se o ∆H de uma reação de hidrogenação catalítica do propeno: 
 
Energia de ligação (kJ/mol) 
H – H C – H C = C C – C 
436,0 413,4 614,2 346,8 
 
∆H = 𝐻 çõ + 𝐻 çõ 
∆H = [𝐻 + 𝐻 ] + [2 · 𝐻 + 𝐻 ] 
∆H = [614,2 + 436,0] + [(2 · −413,4) + (−346,8)] 
∆H = −122,6 kJ/mol 
Portanto, a energia da reação é -122,6 kJ/mol, ou seja, essa reação é exotérmica. 
C C C
H
H
H
H
H
H
+ H H C C CH
H
H H
H
H
H
H
propeno propano
Ni
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 42
 
Qual a melhor forma de fazer o cálculo?? Eu mesmo respondo: Aquele no qual você se sente mais 
à vontade. 
 
Outro exemplo: 
O gás natural veicular (GNV) é um dos combustíveis utilizados em meios de transporte. Seu preço 
relativamente baixo e sua alta eficiência energética fazem desse combustível uma boa alternativa para 
diminuir os custos com abastecimento. Acompanhe a seguir as etapas para o cálculo da variação de 
energia da combustão do metano presente no GNV, aplicando os valores de energia de ligação: 
𝐶𝐻 ( ) + 2 𝑂 ( ) → 𝐶𝑂 ( ) + 2 𝐻 𝑂( ) 
 
1º) Representação utilizando fórmulas estruturais 
 
2º) Somatório das ligações rompidas (reagentes): processo que consome energia 
[4 · (𝐶 − 𝐻)] + [2 · (𝑂 = 𝑂)] = 
= [4 · (412 𝑘𝐽)] + [2 · (496 𝑘𝐽)] = 
= 1648 𝑘𝐽 + 992 𝑘𝐽 = +2640 𝑘𝐽 
3º) Somatório das ligações formadas (produtos): processo que libera energia 
[2 · (𝐶 = 𝑂)] + [4 · (𝑂 − 𝐻)] = 
= [2 · (−743 𝑘𝐽)] + [4 · (−463 𝑘𝐽)] = 
= −.486 𝑘𝐽 + (−1852 𝑘𝐽) = −3338 𝑘𝐽 
4º) Variação de entalpia da reação (∆𝑯) 
∆H = 𝐻 çõ + 𝐻 çõ 
∆H = +2640 𝑘𝐽 + (−3338 𝑘𝐽) 
∆H = −698 kJ/mol de CH 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA43
Note que o total da energia liberada na formação das novas ligações dos produtos é maior que a 
energia consumida no rompimento das ligações dos reagentes, o que é coerente com a energia na forma 
de calor liberada na reação exotérmica de combustão. 
 
 
(UFRGS RS/2016) 
Com base no seguinte quadro de entalpias de ligação, assinale a alternativa que apresenta o valor 
da entalpia de formação da água gasosa. 
 
a) – 243 kJ · mol–1 
b) – 134 kJ · mol–1 
c) + 243kJ · mol–1 
d) + 258 kJ · mol–1 
e) + 1532 kJ · mol–1 
 
Comentários: 
A reação de formação da água é representada por: 
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g) 
 
 
Gabarito: A 
 
H H + O O O HH1/2
∆H = 𝐻𝐿𝑖𝑔𝑎 çõ𝑒𝑠𝑟𝑜𝑚𝑝𝑖𝑑𝑎𝑠 − 𝐻𝐿𝑖𝑔𝑎 çõ𝑒𝑠𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎𝑑𝑎𝑠 
∆H =
1
2
𝐻𝑂=𝑂 + 𝐻𝐻−𝐻 − [2 · 𝐻𝑂−𝐻] 
∆H =
1
2
498 + 436 − [2 · 464] 
∆H = −243 kJ · 𝑚𝑜𝑙−1 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 44
 
11. UTILIZAÇÃO DE ENERGIAS DE LIGAÇÃO EM TERMOQUÍMICA 
Nos processos industriais é necessário saber exatamente e precisamente quanto de energia 
envolve o gasto dos reagentes ou a absorção da formação dos produtos. Para fazer uma análise entre a 
quantidade de um reagente ou produto com a energia da reação, basta realizar um cálculo 
estequiométrico relacionando o reagente/produto com a energia envolvida: 
 
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑢𝑏𝑠𝑡â𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑛𝑎 𝑒𝑞𝑢𝑎çã𝑜 𝑞𝑢í𝑚𝑖𝑐𝑎 − − − − 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔𝑖𝑎 𝑒𝑛𝑣𝑜𝑙𝑣𝑖𝑑𝑎
𝑑𝑎𝑑𝑜 𝑜𝑢 𝑖𝑛𝑐ó𝑔𝑛𝑖𝑡𝑎 𝑑𝑎 𝑠𝑢𝑏𝑠𝑡â𝑛𝑐𝑖𝑎 − − − − 𝑑𝑎𝑑𝑜 𝑜𝑢 𝑖𝑛𝑐ó𝑔𝑛𝑖𝑡𝑎 𝑑𝑎 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔𝑖𝑎
 
O álcool combustível e a gasolina são utilizados em 
automóveis e apresentam entalpia de combustão igual a 1357 
kJ/mol e 5472 kJ/mol, respectivamente. Supondo a composição 
de 100% de etanol para o álcool combustível e 100% isooctano 
para a gasolina, qual a razão entre as quantidades de CO2 
emitidos por esses combustíveis quando liberam a mesma 
quantidade de energia? 
Inicialmente, adota-se a mesma quantidade de energia e calcula-se a quantidade, em mols, 
liberada por cada combustível: 
Álcool Combustível Gasolina 
C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O 
∆H = -1357 kJ/mol 
C8H18 + 12,5 O2 → 8 CO2 + 9 H2O 
∆H = -5472 kJ/mol 
 
Arbitrariamente, calcula-se a quantidade, em mol, liberada para cada 5472 kJ em cada reação. 
2 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑂 − − − − −1357 𝑘𝐽
𝑥 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑂 − − − − −5472 𝑘𝐽
 
x = 8,064 mols de CO2 
8 mols CO2 → -5472 kJ 
 
A razão das quantidades, em mol, de CO2 é de: 
𝑟𝑎𝑧ã𝑜 =
8,064 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑂 𝑑𝑜 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙
8 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑂 𝑑𝑎 𝑔𝑎𝑠𝑜𝑙𝑖𝑛𝑎
= 1,008 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 45
 
Durante o plantio de cana-de-açúcar, por exemplo, lembre-se que o etanol é um 
biocombustível renovável, ou seja, a quantidade liberada de CO2 pode ser incorporada 
novamente a matéria orgânica da planta. Enquanto, a quantidade de CO2 emitida pela 
gasolina não repõe a quantidade de gasolina consumida. 
 
 
(UNITAU SP/2018) 
O gás acetileno é muito utilizado em operações de soldagem de metais, devido a sua natureza 
inflamável. A combustão completa do gás acetileno com oxigênio libera 650 kJ de calor para 1,0 mol 
de CO2 formado. A equação de combustão é 
 
C2H2 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (g) + calor 
 
A quantidade de calor liberada pela combustão de 104 g de acetileno é de 
a) 4550 kJ 
b) 3900 kJ 
c) 3250 kJ 
d) 5200 kJ 
e) 2600 kJ 
 
Comentários: 
A reação balanceada é: 
1 C2H2 + 1,5 O2 → 2 CO2 + 1 H2O 
Sabendo que o texto forneceu a quantidade de energia proporcional à quantidade de 1 mol de 
CO2, afirma-se: 
½ C2H2 + ¾ O2 → CO2 + ½ H2O ∆H = -650 kJ por mol de CO2 
Segundo o texto, tem-se: 
 
0,5 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶2𝐻2 − − − − 650 𝑘𝐽 𝑙𝑖𝑏𝑒𝑟𝑎𝑑𝑜𝑠
104 𝑔 𝑑𝑒 𝐶2𝐻2 − − − − 𝑥 𝑘𝐽
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 46
Sabendo que a massa molar do acetileno é igual a 26 g/mol, tem-se: 
 
Gabarito: D 
 
(PUC RS/2019) 
A maior parte da energia de que o nosso corpo necessita vem da combustão de carboidratos por 
meio da respiração celular. O corpo utiliza a energia para contrair os músculos, construir e reparar 
os tecidos e manter a temperatura corporal. O excesso é armazenado como gordura, reserva de 
energia para o corpo. A composição de óleos e gorduras, de origem animal ou vegetal, comumente 
indicados nas embalagens dos alimentos, é expressa como “gorduras”. Um tipo de óleo vegetal 
geralmente usado pela população é o óleo de soja. Considere a fórmula do óleo de soja como sendo 
C56H100O6 (massa molar = 868 g/mol) e os dados da tabela a seguir: 
 
Adaptada de Costa, R.A.B. Estudo das eficiências de operação e 
consumo de energia em plantas de produção de biodiesel. 
Escola Politécnica da USP, São Paulo, 2009. 
A partir dos dados, conclui-se que a energia liberada na combustão completa de 1g do referido 
óleo de soja é de aproximadamente 
a) 34500 kJ 
b) 1129 kJ 
c) 39,74 kJ 
d) 1,30 kJ 
 
Comentários: 
C56H100O6(g) + 78 O2(g) → 56CO2(g) + 50H2O(g) 
∆H = ∑ H − ∑ 𝐻 
𝐻 = [56𝐻° 𝐶𝑂 (𝑎𝑞) + 50 𝐻° 𝐻 𝑂(𝑔)] – [(𝐻° 𝐶 𝐻 𝑂 (𝑔) + 78 𝐻° 𝑂 (𝑔)] 
𝐻 = [56(−393) + 50(−286)] – [−1808 + 78 · 0] 
𝐻 = −34.500 𝑘𝐽 · 𝑚𝑜𝑙 
A massa molar da substância equivale a massa de 1 mol, e como a massa molar é 868 g por mol, 
tem-se: 
0,5 · 26 𝑔 𝑑𝑒 𝐶2𝐻2 − − − − 650 𝑘𝐽 𝑙𝑖𝑏𝑒𝑟𝑎𝑑𝑜𝑠
104 𝑔 𝑑𝑒 𝐶2𝐻2 − − − − 𝑥 𝑘𝐽
 
x = 5200 kJ 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 47
 
868 g ---- -34500 kJ 
 1 g ---- x kJ 
x= -39,74 kJ 
Gabarito: C 
 
(UERJ/2018) 
A capacidade poluidora de um hidrocarboneto usado como combustível é determinada pela razão 
entre a energia liberada e a quantidade de CO2 formada em sua combustão completa. Quanto maior 
a razão, menor a capacidade poluidora. A tabela abaixo apresenta a entalpia-padrão de combustão 
de quatro hidrocarbonetos. 
 
 
 
A partir da tabela, o hidrocarboneto com a menor capacidade poluidora é: 
a) octano 
b) hexano 
c) benzeno 
d) pentano 
 
Comentários: 
O prefixo do composto orgânico informar quantos carbonos ele possui: 
Oct= 8, Hex=6, Pent=5 
O benzeno apresenta 6 carbonosem um anel hexagonal. 
O número de carbonos é proporcional ao número de mols de CO2 que será liberado. 
CxHy +O2 → xCO2 +yH2O 
Para descobrir a relação de CO2 e energia liberada basta dividir o valor pelo número de mols de 
CO2: 
Octano = 8 C = 8 CO2 → 680 kJ por mol de CO2. 
Hexano = 6 C = 6 CO2 → 690 kJ por mol de CO2. 
Benzeno = 6 C = 6 CO2 → 545 kJ por mol de CO2. 
Pentano = 5 C = 5 CO2 → 702 kJ por mol de CO2. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 48
 
Gabarito: D 
 
(UDESC SC/2017) 
Macarrão é um alimento rico em carboidratos e pode ser consumido por atletas antes de treinos 
exaustivos ou competições, para obtenção de energia. Considere o macarrão como sendo 
constituído apenas por glicose (C6H12O6). 
(Dados: entalpia de formação em kJ/mol: glicose: –1274; gás carbônico: –394; água: –242) 
Sobre a ingestão de carboidratos e a sua consequente transformação, analise as proposições. 
 
I. Um atleta que ingere 500 g de macarrão, sendo que no metabolismo ocorre toda oxidação da 
glicose em gás carbônico e água, gera, aproximadamente, 733g de gás carbônico. 
II. A quantidade de energia liberada devido à combustão completa de um mol de glicose ingerido 
pelo atleta é de 2542 kJ. 
III. Um atleta que ingere 500 g de macarrão irá consumir 200 g de oxigênio, exclusivamente, para 
sua completa metabolização. 
 
Assinale a alternativa correta. 
a) Somente as afirmativas II e III são verdadeiras. 
b) Somente as afirmativas I e II são verdadeiras. 
c) Somente as afirmativas I e III são verdadeiras. 
d) Somente a afirmativa I é verdadeira. 
e) Somente a afirmativa III é verdadeira. 
 
Comentários: 
I -Certo. A oxidação da glicose é representada pela equação C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2+ 6 H2O 
A massa molar da glicose é de 180 g·mol-1 e do gás carbônico 44 g·mol-1 
180 g ---- 6·44 g 
500 g ---- x g 
x= 733,3 g 
 
II -Certo. C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O 
∆H = ∑ H − ∑ 𝐻 
𝐻 = [6 𝐻° 𝐶𝑂 (𝑎𝑞) + 6 𝐻° 𝐻 𝑂(𝑔)] – [𝐻° 𝐶 𝐻 𝑂 (𝑔) + 6 𝐻° 𝑂 (𝑔)] 
𝐻 = [6(– 394) + 6(– 242)] – [– 1274 + 6 0] 
𝐻 = −2542 𝑘𝐽 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 49
III-Errado. C6H12O6 + 6O2 → 6 CO2 + 6 H2O 
Massa molar da glicose 180 g·mol-1. 
Massa molar da água 18g·mol-1. 
180 g ---- 6·18 g 
500 g ---- x g 
x= 300 g 
Gabarito: B 
 
(UFJF MG/2017) 
Os alimentos ao serem consumidos são digeridos e metabolizados liberando energia química. 
Uma barra de cereal light de avelã com chocolate, que contém 77% de carboidratos, 4% de proteínas 
e 7 % de lipídios, é um dos alimentos utilizados para adquirir energia, uma vez que a energia de 
combustão das proteínas e dos carboidratos é de 4 kcal·g–1 e, dos lipídios é de 9 kcal·g–1. 
Com base nisso, calcule a quantidade de energia fornecida a um indivíduo que consome uma 
unidade de 22 gramas dessa barra de cereal. 
a) 3,87 kcal. 
b) 7,37 kcal. 
c) 162,1 kcal. 
d) 85,1 kcal. 
e) 387,0 kcal. 
 
Comentários: 
Carboidratos 22g · 0,77 = 16,94 g 
16,94 g ---- x 1 cal 
 1 g ---- 4 cal 
x1=67,76 g 
Proteínas 22g · 0,04 = 0,88 g 
0,88 g ---- x 2 cal 
 1 g ---- 4 cal 
x2= 3,52 g 
Lipídios 22g 0,07 = 1,54 g 
1,54 g ---- x 3 cal 
 1 g ---- 9 cal 
x3=13,86 
Total de calorias: x1 + x2 + x3 = 67,76 + 3,52 + 13,86= 85,14 cal. 
 
Gabarito: D 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 50
 
 
12. ENTROPIA E ENERGIA LIVRE DE GIBBS 
ENTROPIA (S) 
O grau de desordem de um sistema é determinado pela propriedade chamada entropia (S). 
Quanto maior a desorganização de um sistema, maior o seu caráter entrópico. Por exemplo, a entropia 
da água no estado gasoso é maior do que da água no estado sólido, ou seja, as partículas gasosas se 
movimentam livremente e, por isso, o estado entrópico (a desordem) é maior. 
Em uma transformação química ou física, a entropia pode aumentar ou diminuir. 
Transformação Química Transformação Física 
A reação de decomposição do peróxido de 
hidrogênio é caracterizada pelo aumento de 
entropia. 
2 H2O2 () → 2 H2O () + O2 (g) 
Perceba que a reação transforma um material 
líquido em substâncias líquidas e gasosas, logo, 
ocorre aumento no grau de desordem. 
A dissolução do cloreto de sódio também 
caracteriza uma transformação que ocorre 
aumento de entropia, pois os íons são retirados de 
uma estrutura cristalina reticular iônica e são 
solvatados por moléculas de água em movimento. 
NaCl (s) → Na+ (aq) + Cl- (aq) 
Assim, dizemos que tanto a dissolução do cloreto de sódio em água, quanto a decomposição do 
peróxido de hidrogênio são fenômenos com ∆S > 0, porque ocorreu aumento de desordem. Por sua vez, 
os fenômenos que ocorrem diminuição da desordem são indicados por ∆S < 0. 
 
 
ENERGIA LIVRE DE GIBBS (G) 
A energia livre de Gibbs é utilizada na Química para prever a ocorrência de reações. Quando a 
variação da energia livre de Gibbs é menor que zero, diz que essa reação é possível de ser realizada, 
porém, quando a energia livre de Gibbs é maior que zero, diz-se que é impossível. 
∆S > 0
(↑ desordem)
• Aumento da desorganização do 
sistema.
• Exemplo:
C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O
∆S < 0
(↓ desordem)
• Diminuição da desorganização do 
sistema.
• Exemplo:
C2H2 (g) + 2 H2 (g) → C2H6 (g)
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 15 – TERMOQUÍMICA 51
Por exemplo, a reação de combustão da madeira é uma reação com ∆G < 0 (possível). Porém, o 
contato entre o gás carbônico e a água, encontrados no ar, não formam a madeira, porque ∆G > 0. 
Portanto, a variação da energia livre de Gibbs pode ser interpretado pela ocorrência ou não de um 
processo químico. 
𝚫𝐆 = 𝚫𝐇 – 𝐓 · 𝚫𝐒 
Análise da espontaneidade de uma reação química a partir dos valores positivos ou negativos de 
ΔH e ΔS. 
Processo espontâneo (ΔG < 0) Processo não espontâneo (ΔG > 0) 
ΔH T·ΔS ΔH T·ΔS 
- + + - 
+ 
+ 
(se ΔH for menor que 
|T·ΔS|) 
+ 
+ 
(se ΔH for maior que 
|T·ΔS|) 
- 
- 
(se ΔH for maior que 
|T·ΔS|) 
- 
- 
(se ΔH for maior que 
|T·ΔS|) 
Uma reação será espontânea (ou possível) quando a reação for exotérmica e aumento de 
desorganização. Uma reação química será impossível quando for endotérmica e tiver aumento de 
organização. Em todas as outras opções, é necessário identificar a quantidade de energia da reação e a 
variação da entropia. 
 
 
(UEG GO/2019) 
A fluorexetina é um fármaco largamente utilizado para distúrbios de ansiedade e depressão. O 
processo de cristalização desse fármaco impacta diretamente na biodisponibilidade no organismo 
humano. No processo de cristalização do oxalato de fluorexetina, estima-se uma variação da energia 
livre de Gibbs e da entalpia, a 25 °C de aproximadamente –180 kJ·mol–1 e –259 kJ·mol–1, 
respectivamente. 
Com base nesses parâmetros termodinâmicos, verifica-se que esse processo de cristalização é, a 
25 °C, 
a) não espontâneo e em equilíbrio químico em solução 
b) não espontâneo e endotérmico 
c) não espontâneo e exotérmico 
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AULA 15 – TERMOQUÍMICA 52
d) espontâneo e endotérmico 
e) espontâneo e exotérmico 
 
Comentários: 
ΔG = ΔH − T · ΔS 
Uma variação de energia livre de Gibbs com saldo negativo, ΔG<0, confere uma reação 
espontânea e uma reação com variação de entalpia com saldo negativo, ΔH<0, confere uma reação 
exotérmica, portanto letra E. 
Gabarito: E 
 
(UEG GO/2019) 
As chalconas são uma classe de moléculas que possuem vários tipos de atividades farmacológicas. 
No processo de cristalização de um dos derivados de chalcona, mediu-se uma variação da energia 
livre de Gibbs e da entalpia a 27 ºC de –64 kcal·mol–1 e –164 kcal·mol–1, respectivamente. 
Nesse caso, a temperatura, em Kelvin, a partir da qual a cristalização sofrerá uma transição de um 
processo espontâneo para não-espontâneo, será de aproximadamente 
a) 492 
b) 605 
c) 164 
d) 228 
e) 300 
 
Comentários: 
ΔG = ΔH − T · ΔS 
–64 kcal·mol–1 = –164 kcal·mol–1 - 300K·ΔS 
ΔS=-0,33 kcal·mol-1· K-1 
 
Para um processo não espontâneo ΔG>0 
ΔG =ΔH -TΔS 
0>(–164) -T(-0,33) 
T > 492K 
Gabarito: A 
 
(UFT TO/2019) 
Transições de fase são mudanças físicas que envolvem mudanças na entalpia e na entropia do 
sistema. Qual das transições abaixo envolve a maior VARIAÇÃO DE ENTROPIA para o sistema? 
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AULA 15 – TERMOQUÍMICA 53
a) A conversão de diamante em grafite. 
b) O derretimento do gelo. 
c) A sublimação do iodo. 
d) A evaporação da água. 
 
Comentários: 
A entropia é a desordem do sistema e é descrita pela segunda lei da termodinâmica. A maior 
variação de entropia ocorre na transição do estado sólido, átomos ou moléculas em uma estrutura 
cristalina organizada, para o estado gasoso, movimento desordenado das moléculas ou átomos, , 
portanto, letra C. 
Gabarito: C