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Termoquímica 2
QUÍMICA
ENSINO MÉDIO 10
Termoquímica
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MATERIAL DO PROFESSOR
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TERMOQUÍMICA
Há muito tempo as pessoas utilizam reações químicas a fim de ob-ter energia, se aquecer, guerrear e cozinhar — mesmo sem saber quais são os mecanismos químicos e físicos que permitem essa 
utilização. 
Atualmente, pode-se dizer que não chegamos à metade do dia sem 
utilizar esses recursos para atender às nossas necessidades. Se, por um 
lado, isso significa avanço tecnológico, por outro há de se avaliar o im-
pacto provocado tanto na qualidade de vida dos seres humanos como no 
meio ambiente. 
Do ponto de vista histórico, é recente o interesse do ser humano em 
estudar com rigor os fenômenos da natureza que envolvem liberação ou 
absorção de energia. 
O estudo da termoquímica é muito importante, uma vez que os 
avanços e as descobertas na área auxiliam a humanidade a prevenir e 
remediar problemas sérios, sobretudo os ambientais.
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VOCÊ VAI APRENDER A
  reconhecer reações exotérmicas e endotérmicas;
  calcular variações de entalpia de uma reação química;
  reconhecer entalpia de padrão, formação e combustão;
  conhecer e aplicar a Lei de Hess;
  conhecer a entropia de um sistema;
  reconhecer a energia livre de Gibbs;
  prever espontaneidade de uma reação.
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PARA COMEÇAR
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Observe as imagens e converse com os seus colegas sobre as questões propostas.
1. No cotidiano, usamos com muita frequência combustíveis que são queimados para obter ener-
gia. Sobre isso, relate quantas vezes você precisou, direta ou indiretamente, nos últimos sete 
dias, desse tipo de combustível.
2. Caso você fosse impedido de utilizar esses meios para obter energia, o que você usaria no lugar?
3. Qual é o mecanismo usado pelo caminhão para, a partir da queima do combustível, locomover-se?
4. Qual é o problema para o meio ambiente em relação ao uso desses combustíveis?
1
Termoquímica
• Processos exotérmicos e endotérmicos
• Entalpia (H)
2
Entalpia das reações químicas
• Entalpia padrão
• Entalpia de formação
• Entalpia de combustão
• Entalpia de ligação
3
Lei de Hess
• Entropia e 
energia livre
ROTEIRO DE APRENDIZAGEM
TERMOQUÍMICA
Normalmente, as transformações físicas 
e químicas são acompanhadas por absorção 
ou liberação de calor.
Por exemplo, para derreter, um cubo de 
gelo precisa absorver calor para haver fusão. 
O processo inverso, a solidificação, é acom-
panhado da liberação de calor.
Todas as mudanças de estado físico es-
tão associadas ao recebimento ou liberação 
de calor, conforme o esquema a seguir.
Calor é definido como a transferência 
de energia térmica entre dois corpos de dife-
rentes temperaturas, até obterem equilíbrio térmico entre si.
Em ciência, ao contrário do que supomos na vida cotidiana, não admitimos a existência desses dois 
processos de transferência de energia — calor e frio —, mas apenas de um deles, o calor.
Mede-se energia (calor), de acordo com o Sistema Internacional de Medidas (SI), na unidade 
padrão joule (J), em homenagem ao inglês James Prescott Joule (1818-1889), que determinou a 
relação entre calor e energia.
A evidência 
mais convincente 
da conversão de 
calor em trabalho 
foi derivada de 
minhas experiências 
com um motor 
eletromagnético, 
uma composição 
de ímãs e barras 
de ferro colocadas 
em movimento por 
uma máquina de 
bateria elétrica.
James Prescott 
Joule Source
Liberação de calor
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Absorção de calor
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ENSINO MÉDIO
Outra grandeza bastante empregada para quantificar 
energia é a caloria (cal) — quantidade de energia neces-
sária para elevar em 1 ºC a temperatura de 1 g de água.
A caloria nutricional (cal) é utilizada quando se trata do 
conteúdo energético de alimentos.
RELAÇÃO ENTRE AS UNIDADES DE ENERGIA 
UTILIZADAS NA TERMOQUÍMICA
1 cal = 4,184 J
Como o joule e a caloria são unidades relativamente 
pequenas, comumente se usam kJ e kcal. Assim:
1 kJ = 1 000 J
1 kcal = 1 000 cal
Para medir o calor envolvido em uma reação química, 
pode-se empregar o aparelho conhecido por bomba ca-
lorimétrica, sistema fechado, constituído por uma cápsu-
la onde os reagentes são colocados, e a reação é iniciada 
pelo aquecimento de uma resistência elétrica. Os calores 
gerados na combustão aquecem a água que envolve o re-
cipiente. Com base na diferença de temperatura do meio, 
é possível calcular a quantidade liberada pela reação por 
meio da equação Q = m · c · ∆t.
Em que:
Q = Quantidade de calor cedida ou recebida por um 
material;
m = massa do material;
c = calor específico do material; e
∆T = variação de temperatura.
Recipiente 
isolante
Água
Cápsula contendo 
o(s) reagente(s)
Agitador
Frasco de aço
Fios de 
ignição Termômetro
Esquema ilustrado de um calorímetro, aparelho 
empregado para mensurar reações de combustão.
Calorímetro elétrico.
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PROCESSOS EXOTÉRMICOS 
E ENDOTÉRMICOS
Toda reação química é acompanhada por determinada 
energia na transformação de reagente em produto. Caso a 
energia envolvida nas transformações químicas seja o calor, 
os sistemas classificam-se em exotérmicos e endotérmicos.
O termo exotérmico forma-se a partir do prefixo exo 
(“para fora”) + o termo relativo a calor + o sufixo ico. Assim, 
transformações exotérmicas são aquelas que liberam energia 
na forma de calor durante as reações. De forma genérica:
reagente → produto + calor
A quantidade de calor liberada em uma reação quími-
ca exotérmica pode ser escrita no 1º ou no 2º membro da 
equação. Assim:
C(s) + O2(g) – 94 kcal CO2(g)
ou
C(s) + O2(g) CO2(g) + 94 kcal
O termo endotérmico forma-se a partir do prefixo endo
(“para dentro”) + o termo relativo a calor + o sufixo 
ico. Assim, transformacoes endotérmicos sao aquelas que 
absorvem energia na forma de calor durante as reacoes. De 
forma generica:
reagente + produto → calor
Exemplo de transformação endotérmica: reação que ocor-
re na decomposição do carbonato de cálcio (CaCO3) encontra-
do em grande quantidade no minério conhecido como calcário.
1 CaCO3 + 178 kJ 1 CaO + 1 CO2
ou
1 CaCO3 1 CaO + 1 CO2 – 178 kJ
Com base no exemplo anterior, percebe-se que as 
quantidades de calor liberadas ou absorvidas nas reações 
exotérmicas e endotérmicas dependem diretamente de 
suas quantidades estequiométricas, ou seja, do número de 
mols envolvidos na reação. Desse modo, podem se rela-
cionar a energia envolvida na reação e a quantidade de 
matéria das substâncias envolvidas nela.
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Assim, para o exemplo que mostra a quantidade de 
energia na forma de calor liberada na queima do carbono, 
faz-se a seguinte relação:
1 mol de C______94 kcal
4 mol de C______x
x = 376 kcal
ENTALPIA (H)
Determinada por calorímetro, a variação de energia 
envolvida nas reações químicas, denominada calor da rea-
ção, depende, entre vários fatores, das substâncias envolvi-
das e da pressão do meio.
Nos processos em que a pressão reacional é constante, 
determina-se o calor da reação pela análise dos estados inicial 
e final da reação. A energia térmica correspondente ao calor 
absorvido ou liberado por reações químicas corresponde ao 
que se conhece por entalpia ou conteúdo de calor, represen-
tada pela letra H.
Como a obtenção do calor da reação está pautada nos 
estados inicial e final da energia do sistema, costuma-se 
calcular a variação da entalpia de reações químicas conside-
rando os reagentes como estado inicial e os produtos como 
estado final. Assim:
H = Hprodutos – Hreagentes
H EM PROCESSOS EXOTÉRMICOSC
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Nas reações exotérmicas, registra-se liberação de calor, 
pois a entalpia dos reagentes (Hr) é maior que a entalpia 
dos produtos (HP). Logo, para o reagente transformar-se 
em produto, o excesso de energia precisa transferir-se para 
o meio externo da reação, havendo liberação de calor.
Assim, genericamente:
reagente produto + calor
Hr > Hp
∆H = Hp –Hr
∆H < 0
Hinicial
Hfinal
2 H2(g) + O2(g)
Entalpia (H)
∆H = –572 kJ
Calor perdido 
para o 
ambiente
2 H2O(ℓ)
Hinicial
Hfinal
Entalpia (H)
Reagentes
Produtos
∆H < 0
Calor perdido 
para o 
ambiente
Dentre os vários casos de reação exotérmica, cita-se a 
queima de combustível (reação de combustão), que libera 
calor para o meio.
Reação de queima de hidrogênio, 
gás altamente combustível 
2 H2 + 1 O2 2 H2O + 572 kJ
ou
2 H2 + 1 O2 – 572 kJ 2 H2O
Nessa equação, representa-se também o calor liberado 
na reação no primeiro membro do sistema (ao lado dos 
reagentes), entretanto, com sinal negativo.
Reações endotérmicas (o prefixo endo significa “para 
dentro”) são as que absorvem energia na forma de calor 
durante as transformações químicas. De forma genérica:
∆H EM PROCESSOS ENDOTÉRMICOS
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ENSINO MÉDIO
Nas reações endotérmicas, ocorre absorção de calor, 
pois a entalpia dos reagentes (Hr) é menor que a dos produ-
tos (Hp). Logo, para o reagente transformar-se em produto, 
exige-se um ganho extra de energia para a reação ocorrer, 
havendo absorção de calor.
Assim, genericamente:
reagente + calor produto
Hr < HP
∆H = HP – Hr
∆H > 0
Hinicial
Hfinal
Entalpia (H)
Reagentes
Produtos
∆H > 0
Calor 
absorvido do
ambiente
Hinicial
Hfinal
Entalpia (H)
∆H = +178 kJ
Calor 
absorvido do
ambiente
CaO(s) + CO2(g)
CaCO3(s)
Reação de decomposição do carbonato de cálcio: 
CaCO3(s) + 178 kJ →	CaO(s) + CO2(g)
ou
CaCO3(s) →	CaO(s) + CO2(g) – 178 kJ
ou
CaCO3(s) →	CaO(s) + CO2(g) ∆H = +178 kJ
Esses processos são estudados pela termodinâmica, ramo 
da Física que relaciona as transformações de calor em movi-
mento, com uso de substâncias denominadas combustíveis.
Confira os potenciais de energia medidos por unidade 
de massa de alguns combustíveis.
Potencial energético de alguns combustíveis
Combustível Calor produzido
Hidrogênio 120 802 J/g
Metano 53 922 J/g
Propano 49 951 J/g
Butano 49 324 J/g
Gás liquefeito do petróleo (GLP) 49 030 J/g
Gasolina isenta de álcool 46 900 J/g
Querosene 45 144 J/g
Óleo diesel 44 851 J/g
Acetileno 40 964 J/g
Gasolina com 20% de álcool 40 546 J/g
Etanol 29 636 J/g
Carvão metalúrgico 28 424 J/g
Álcool combustível 27 200 J/g
Metanol 22 200 J/g
Gás canalizado 17 974 J/g
Lenha 10 550 J/g
Por que se coloca sal no gelo para esfriar mais rápido a bebida em lata?
Ao adicionar sal ao gelo, seu ponto de solidificação diminui porque ocorre uma forte 
interação entre as moléculas destas duas substâncias, dificultando a organização dos 
cristais de gelo. Na Química, este processo é fonte de estudo da Criometria.
Normalmente, quando se faz um churrasco, a maioria das pessoas gosta de ter como acompa-
nhamento uma bebida bem gelada. Para acelerar seu resfriamento, é colocado sal no gelo ao redor 
da bebida. Isto faz com que o gelo derreta e a salmoura fique a uma temperatura inferior à que 
estava quando havia apenas o gelo.
Para entender exatamente por que isso acontece, vamos analisar o que faz uma substância 
passar do estado líquido para o sólido. Para que isso ocorra, as moléculas precisam perder energia 
cinética; e existem alguns fatores que influenciam nesta liberação. Entre estes está o tipo de forças 
intermoleculares de cada substância. Quanto menores ou mais fracas forem as forças de atração 
das moléculas, menor será o ponto de congelamento.
O ponto de solidificação (temperatura de congelamento) da água é 0 oC no nível do mar; no 
entanto, ao se adicionar algum composto não volátil (como o sal), as moléculas deste atraem for-
temente as moléculas de água, dificultando a organização dos cristais de gelo e, consequentemente, 
diminuindo seu ponto de congelamento. Para questão de comparação, numa solução com 10% de 
sal, o ponto de congelamento cairá para -6 oC e com 20%, para –16 oC.
QUÍMICA DA VIDA
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Desse modo, experimentalmente fica comprovado que a 
adição de um soluto não volátil a um solvente dá origem a 
uma solução que tem o ponto de solidificação menor que o 
solvente puro. Este é o objeto de estudo da crioscopia ou 
criometria.
Esse mesmo princípio é usado em regiões onde neva 
muito. Para derreter o gelo das estradas, o departamento 
responsável espalha sal nas ruas. Também para evitar que 
a água do radiador dos automóveis congele são colocados 
aditivos que funcionam como anticongelante. O mais comum 
é o etilenoglicol (C6H6O2).
É por isso também que a água dos oceanos, que contém 
diversos solutos não voláteis como o sal (cloreto de sódio), 
permanece líquida, apesar de a temperatura nessas regiões 
ser inferior a 0 oC.
Portal Brasil Escola. Disponível em: <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/por-que-se-coloca-
sal-no-gelo-para-esfriar-mais-rapido-.htm>. Acesso em: jul. 2016.
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Em países onde há muita neve, 
joga-se sal nas estradas.
1. UFPI (adaptado) — Suponha que um ciclista pedale 
6 horas por dia, gastando 8,01 kcal/min de energia 
acima das necessidades metabólicas normais. Calcule 
a massa, em kg, de sacarose, C12H22O11, consumida 
por dia apenas para compensar esse gasto extra de 
energia.
Dados: 
H = –1 350 kcal/mol
massa molar da sacarose = 342 g/mol
C12H22O11(s) + 12 O2(g) 12 CO2(g) + 11 H2O(ℓ)
2. É característico de uma reação exotérmica apresentar:
a) reagentes e produtos líquidos.
b) entalpias iguais para reagentes e produtos.
c) apenas participantes gasosos.
d) entalpia dos produtos menor que a entalpia dos 
reagentes.
e) entalpia dos produtos maior que a entalpia dos 
reagentes.
3. Dado o diagrama de entalpia de um processo químico, 
responda ao que se pede.
H (kJ)
+400
–170
Produtos
Reagentes
a) O diagrama de entalpia expressa um processo exo-
térmico ou endotérmico? Justifique sua resposta.
b) Qual a variação de entalpia ( H) da reação?
8,01 kcal .................. 1 min
 x .................. 360 min (6 h)
x = 2 883,6 kcal são necessárias para pedalar durante 6 horas.
Na queima da sacarose:
 1 350 kcal ................ 342 g (1 mol)
2 883,6 kcal ................ y
y = 730,51 g ou 0,73 kg de sacarose
O processo é endotérmico, pois a entalpia do reagente é menor que 
a entalpia do produto.
+400
–170
ΔH = HP – Hr
ΔH = (+400) – (–170)
ΔH = +570 kJ
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4. Combustíveis orgânicos liberam CO2 em sua combus-
tão. O aumento da concentração de CO2 na atmosfera 
provoca um aumento do efeito estufa, que contribui 
para o aquecimento global. A tabela informa o valor 
aproximado da energia liberada na queima de alguns 
combustíveis a 25 oC.
Combustível Energia liberada
Nome Fórmula (kJ/mol)
etanol C2H5OH 1 400
metano CH4 900
metanol CH3OH 730
n-octano C8H18 5 600
Qual dos combustíveis listados anteriormente liberaria 
maior quantidade de calor, caso fosse queimado ape-
nas 1 g de cada um deles?
Dados na ordem crescente:
H = 1, C = 12, O = 16
Produção do etanol gera 
impactos ambientais ainda 
sem monitoramento
Nos últimos anos, a discussão em tor-
no dos biocombustíveis vem se acentuando. 
Eles se apresentam como uma opção renová-
vel e menos agressiva ao meio ambiente que 
os combustíveis fósseis. O Brasil se desta-
ca nesse cenário como um grande produtor 
de bioetanol de cana-de-açúcar. No entan-
to, mesmo aparecendo como uma melhor 
escolha, ainda há impactos ambientais que 
devem ser debatidos em torno do fomento 
da produção sucroalcooleira. É o queindi-
ca a dissertação “Gestão Ambiental no se-
tor sucroalcooleiro de Pernambuco: entre a 
inesgotabilidade dos recursos naturais e os 
mecanismos de regulação”, defendida por 
Maiara Melo no Programa de Pós-Gradua-
ção em Desenvolvimento e Meio Ambiente 
(Prodema) da UFPE, no início de 2011. O 
trabalho foi orientado pela professora Maria 
do Carmo Sobral, do Departamento de En-
genharia Civil da UFPE e co-orientado pela 
professora Christine Rufino Dabat.
Pernambuco tem uma relação histórica 
com o cultivo da cana-de-açúcar e a produção 
de seus derivados. A atividade marcou pro-
fundamente a história, paisagem e relações 
sociais da zona da mata do Estado. A pes-
quisadora Maiara Melo parte do princípio do 
paradigma da inesgotabilidade dos recursos 
naturais para realizar sua argumentação. “É 
a ideia, que vem desde o período colonial, de 
que sempre se pode plantar cana sem pensar 
no desgaste ambiental, que é grande. Desde 
o início da cultura canavieira, observam-se 
problemas como o desmatamento e o des-
gaste do solo. É um modelo econômico que 
nega e explora a natureza”, explica. Para 
a pesquisadora, a atual empolgação com o 
bioetanol se encaixa nesse padrão secular.
A pesquisa, baseada nos estudos de 
Manoel Correia de Andrade, relata que, 
durante toda a história da região, a produ-
ção canavieira foi fomentada pelo Estado.
SUSTENTABILIDADE
Com base nas massas atômicas, calcula-se a massa molar de cada um 
dos combustíveis.
C2H5OH (M = 46 g/mol)
CH4 (M = 16 g/mol)
CH3OH (M = 32 g/mol)
C8H18 (M = 114 g/mol)
Com base nesses dados, a regra de três permite calcular a quantidade de 
calor liberado para a queima de 1 g de combustível.
etanol
1 400 kJ.................... 46 g (1 mol)
 x.....................1 g
x = 30,43 kJ
metano
 900 kJ....................... 16 g (1 mol)
 x....................... 1 g
x = 56,25 kJ
metanol
 730 kJ....................... 32 g (1 mol)
 x....................... 1 g
x = 22,81 kJ
n-octano
5 600 kJ.................... 114 g (1 mol)
 x.....................1 g
x = 49,12 kJ
O combustível que libera maior quantidade de calor na queima 
de 1 g de composto é o metano.
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“Nós costumamos dizer que o Estado promo-
veu a devastação ambiental da Mata Atlân-
tica”, declara a gestora ambiental. Maiara 
Melo aponta a década de 1930, com a indus-
trialização do setor e, principalmente, o ano 
de 1975, com o Programa Nacional do Álcool 
(Proálcool), como marcos na relação do Es-
tado com o setor sucroalcooleiro. “Em 1975, 
quando foi criado o Proálcool, já se tinha no 
Brasil o Código Florestal e a Secretaria Espe-
cial de Meio Ambiente, e, mesmo assim, ne-
nhum item relativo à questão ambiental foi 
contemplado no programa.”. Apenas em 1981, 
com a promulgação da Política Nacional de 
Meio Ambiente, é que atividades econômicas 
foram submetidas a parâmetros ambientais.
O estudo analisa 18 empreendimentos su-
croalcooleiros localizados na Zona da Mata do 
Estado, todos filiados ao Sindicato da Indústria 
do Açúcar e Álcool no Estado de Pernambuco 
(Sindaçúcar). Foram observados mecanismos de 
regulação formal e informal. Os mecanismos de 
regulação formal são os instrumentos das po-
líticas ambientais. Maiara Melo priorizou os 
seguintes instrumentos: estabelecimento de pa-
drões de qualidade ambiental; licenciamento de 
atividades efetiva ou potencialmente poluidoras; 
estabelecimento de espaços territoriais legal-
mente protegidos, e as penalidades disciplina-
res ou compensatórias ao não cumprimento das 
medidas necessárias à preservação ou correção 
de degradação ambiental. Além destes, foram 
trabalhados os termos de outorga pelo uso da 
água, descritos como instrumento da Política 
Nacional de Recursos Hídricos. A pesquisadora 
teve acesso ao arquivo da Agência Estadual de 
Meio Ambiente (CPRH), ficando a sua disposi-
ção toda a documentação da agência relativa ao 
setor sucroalcooleiro de 1978 a 2010. “É a pri-
meira vez que uma pesquisa tem acesso a esses 
documentos”, destaca Maiara Melo. O ineditis-
mo do trabalho garantiu que a banca examina-
dora o indicasse a ser publicado como livro.
Por sua vez, os mecanismos de regulação 
informal são as pressões do mercado e da so-
ciedade, principalmente dos moradores das 
regiões próximas às propriedades, explica a 
pesquisadora. Dentre estes, destaca-se o certi-
ficado ISO 14001.
Na opinião da mestre, alguns instrumentos 
da Política Nacional de Meio Ambiente ainda 
não estão consolidados e os que estão não são 
suficientes para evitar os danos ambientais. 
“Muitas empresas conseguem seu licenciamen-
to sem comprovação dos itens da Política. É 
muito comum, por exemplo, que não se especi-
fique o tamanho das áreas de preservação nas 
propriedades, que segundo o Código Florestal 
deve ser de 20% da área total para domínios de 
Mata Atlântica”, exemplifica. A pesquisadora 
ainda ressalta que nenhuma empresa do Estado 
possui o certificado ISO 14001, nem demonstra 
interesse em adquiri-lo em curto e médio prazo.
Foram analisados, no trabalho, quatro re-
síduos característicos da produção sucroalcoo-
leira — o bagaço, a torta de filtro, o vinhoto 
e a palha de cana. Segundo a pesquisadora, 
baseada em dados dos Inventários de Resíduos 
Sólidos de Pernambuco, o setor é responsável 
pelo expressivo número de 92% de todos os re-
síduos produzidos no Estado.
Dentre estes, destaca-se o vinhoto. Dire-
tamente relacionado à produção do etanol, o 
vinhoto é um resíduo tóxico comumente despe-
jado nas bacias fluviais das regiões produtoras. 
“Para se ter uma ideia, para cada litro de ál-
cool produzido são originados de 10 a 18 litros 
de vinhoto”, esclarece a pesquisadora. Maiara 
Melo explica que mesmo as empresas que não 
despejam o resíduo nos rios, acabam por ar-
mazená-lo em espécies de açudes de vinhoto 
para reaproveitar o material como fertilizante 
no cultivo da cana. “Mesmo assim, ainda não 
se sabe a capacidade de penetração do vinhoto 
no solo e como isso afeta os mananciais subter-
râneos”, diz.
A pesquisadora confessa ainda que há uma 
relação especial com o estudo da palha de cana. 
“É simplesmente aceito que queimar palha de 
cana faz parte do processo. Muita gente nem 
a considera como resíduo. É impressionante”, 
relata.
A estudiosa não considera que falte legis-
lação para gestão ambiental. O problema é a 
aplicação das leis já existentes. Para ela, a na-
tureza contraditória da relação do Estado com 
o setor sucroalcooleiro é determinante nessa 
situação. “O Estado que incentiva a produção
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ENSINO MÉDIO
é o mesmo que aplica as leis ambientais, a cor-
rente acaba arrebentando no elo mais fraco”, 
analisa. Outro problema apontado é a falta de 
estrutura e recursos das Agências Estaduais de 
Meio Ambiente para a realização de operações 
de fiscalização, por exemplo.
Baseada nesse cenário de negligência em 
relação às questões ambientais, Maiara Melo 
teme que a possível expansão do setor para 
novos mercados, com a força do bioetanol, re-
presente apenas mais uma “modernização sem 
mudança”. A pesquisadora indica que o pro-
cesso de modernização não pode ser apenas nas 
etapas produtivas, mas também no que se refe-
re à atenção ambiental, para que o etanol seja 
realmente “verde” como se vende nos discursos.
BATISTA, Otávio. Produção do etanol gera impactos ambientais ainda sem monitoramento. Recife, mar. 2011. Universidade Federal 
de Pernambuco (UFPE). Disponível em: <https://www.ufpe.br/agencia/index.php?option=com_content&view=article&id=39727:p
roducao-do-etanol-gera-impactos-ambientais-ainda-sem-monitoramento&catid=441&Itemid=77>. Acesso em: jul. 2016.
ENTALPIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS
Adotando a entalpia padrão como referencial, é pos-
sível determiná-la numa infinidade de compostos, assim 
como a variação entálpica de muitas outras reações.
K
LA
U
S 
TI
ED
G
E/
TH
IN
K
ST
O
C
K
/G
ET
TY
IM
A
G
ES
ENTALPIA PADRÃO
Sabe-se que o calor inicial e o final de umprocesso 
químico ou físico servem para determinar a energia envol-
vida em uma reação química. Entretanto, com o objetivo 
de facilitar o cálculo das energias das substâncias, adotou-
-se um padrão para avaliar as entalpias de algumas delas 
sob determinadas condições de temperatura e pressão, que 
correspondem à forma alotrópica mais estável submetida 
às condições de 25 ºC e 1 atm.
Essas condições definem o estado padrão. Representa-
-se a entalpia de uma substância no estado padrão por Hº.
Por convenção, no estado padrão, as substâncias sim-
ples mais estáveis (forma alotrópica mais comum) possuem 
entalpia zero.
Alguns exemplos de substâncias simples que possuem 
diferentes formas alotrópicas são apresentados a seguir.
H > 0
H = 0
Entalpia (H)
O3(g)
O2(g)
H > 0
H = 0
Entalpia (H)
Cdiamante
Cgrafita
H > 0
H = 0
Entalpia (H)
Smonoclínico
Srômbico
As substâncias simples mais comuns, ou seja, que se 
apresentam em maior quantidade na natureza, possuem, 
por convenção, entalpia padrão (Ho) igual a zero.
ENTALPIA DE FORMAÇÃO 
OU CALOR DE FORMAÇÃO
É absorvido o calor de reação envolvido na formação 
de 1 mol de substância a partir da respectiva substância 
simples no estado padrão.
Quando se conhece experimentalmente o Hf da rea-
ção de formação, sabendo que os reagentes no estado 
padrão possuem entalpia, por convenção, igual a zero, ob-
tém-se a entalpia da substância composta a ser formada, 
aplicando a expressão H = HP – Hr.
H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(ℓ) H = –286 kJ/mol
Hf = –286 kJ/mol
0
–286
H (kJ)
H2O(ℓ)
H2(g) + 
1
2
 O2(g)
∆Hf = –286 kJ/mol
Por convenção
Entalpia de 
1 mol de H2O(ℓ)
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12
QUÍMICA 10
ENSINO MÉDIO
Caso as entalpias das substâncias simples (reagentes) 
sejam iguais a zero, a 25 ºC e 1 atm, afirma-se que a ental-
pia da substância água é numericamente igual à variação 
de entalpia na sua formação. Nesse caso:
Hf(H2O) = –286 kJ
Portanto, para reações de formação, a entalpia da 
substância é igual à sua entalpia de formação.
Outro exemplo: reação de formação do gás dióxido de 
nitrogênio, NO2, a partir de suas substâncias simples.
1/2 N2(g) + O2(g) NO2(g) H = +34 kJ/mol
+34
0
H (kJ)
NO2(g)
1
2
 N2(g) + O2(g)
∆Hformação = +34 kJ/mol
Por convenção
Entalpia 
do NO2
Percebe-se que a entalpia da substância NO2 é igual à 
variação de entalpia de formação.
Hf(NO2) = +34 kJ
Falar de entalpia de formação positiva ou negativa não 
significa que a energia da substância seja “positiva” ou “ne-
gativa”, mas que ela possui maior ou menor conteúdo ener-
gético se comparada à entalpia das substâncias simples, que, 
por convenção, no estado padrão, é igual a zero. Assim:
+x
0
Entalpia (H)
Substância A
Substância B
∆Hf = +x
–y
∆Hf = –y
Substância simples
(estado padrão)
• Hf positivo: composto de conteúdo energético 
maior que a respectiva substância simples.
• Hf negativo: composto de conteúdo energético me-
nor que suas substâncias simples.
Exige-se conhecer a entalpia padrão de formação das 
substâncias a 25 ºC e 1 atm para determinar as entalpias 
dos compostos inseridos em diversas reações químicas, au-
xiliando no cálculo de suas variações de entalpia.
Entalpias de formação de algumas substâncias 
no estado padrão (25 ºC e 1 atm)
Substância
Hf
0
(kcal/mol) (kJ/mol)
CaO(s) –151,9 –634,9
Ca(OH)2(s) –235,8 –985,6
C(grafite) zero zero
C(diamante) +0,5 +2,1
CO(g) –26,4 –110,3
CO2(g) –94,1 –393,3
CH4(g) –17,9 –74,8
CH3OH(ℓ) –57,0 –238,2
CS2(ℓ) +21,0 +87,8
HF(g) –64,2 –268,3
HCℓ(g) –22,1 –92,3
HBr(g) –8,7 –36,3
Hℓ(g) +6,2 +25,9
N2(g) zero zero
NO(g) +21,6 +90,1
NH3(g) –11,0 –45,9
HNO3(ℓ) –41,4 –173,1
Na(s) zero zero
NaCℓ(s) –98,6 –412,1
H2O(ℓ) –68,3 –286,0
O2(g) zero zero
A tabela anterior possibilita prever a variação de ental-
pia ( H) de diversas reações químicas. Analise um exemplo.
Determine a variação de entalpia, em kJ, para a reação 
seguinte, com base nos dados de entalpia de formação das 
substâncias da tabela anterior.
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(ℓ) ∆H = ?
H (CH4) = –74,8 kJ/mol
H (O2) = 0 (substância simples no estado padrão possui 
entalpia de formação zero)
H (CO2) = –393,3 kJ/mol
H (H2O) = –286,0 kJ/mol
Aplicando a fórmula H = HP – Hr:
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 HO2(ℓ)
HP Hr
H = HP – Hr
H = [(–393,3) + (2 ⋅ (–286,0)] – [(–74,8) + (2 ⋅ 0)]
H = (–965,3) – (–74,8)
H = –965,3 + 74,8
H = –890,5 kJ
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13
QUÍMICA 10
ENSINO MÉDIO
Química para um futuro 
sustentável é um livro 
que aborda os proces-
sos químicos a partir de 
questões de interesse da 
sociedade. Cada capítulo 
trata de um assunto, 
como, por exemplo, qua-
lidade da água, camada 
de ozônio, nutrição e 
energia. Estimula a refle-
xão sobre nossas ações 
em relação ao mundo.
AMERICAN CHEMICAL 
SOCIETY et al. Química para 
um futuro sustentável. 8. ed. 
Porto Alegre: AMGH, 2016.
CONECTIVIDADE
ENTALPIA DE COMBUSTÃO 
OU CALOR DE COMBUSTÃO
Compreende a quantidade de calor libera-
da na queima (combustão) de 1 mol de combus-
tível, com todos os participantes da reação no 
estado padrão. Todas as reações de queima são 
exotérmicas ( H < 0).
Reações de combustão envolvem aquelas 
em que uma substância, combustível, reage 
com outra, comburente (O2). Quando o com-
bustível se constitui de carbono e hidrogênio — 
ou carbono, hidrogênio e oxigênio —, os produ-
tos de sua queima são o CO2(g) e a H2O(), sempre 
que o processo for completo.
Exemplos:
C4H10(g) + 13/2 O2(g) 4 CO2(g) + 5 H2O(ℓ)
H = –2 280,0 kJ/mol
CH3OH(ℓ) + 3/2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(ℓ)
H = –726,3 kJ/mol
H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(ℓ)
H = –286,0 kJ/mol
1. Fuvest-SP — Considere os dados da tabela, 
a 25 oC e 1 atm.
Substância
Entalpia de 
formação
(kJ/mol)
amônia (gás) –46
cloreto de hidrogênio (gás) –92
cloreto de amônio (sólido) –314
a) Calcule a variação de entalpia (em 
kJ/mol) quando a base reage com o 
ácido para formar o correspondente sal.
b) Essa reação de salificação é exotérmica 
ou endotérmica? Por quê?
2. Utilizando os dados fornecidos para as en-
talpias de formação no estado padrão para 
as substâncias, determine a entalpia de 
combustão do propano, C3H8.
Dados: entalpias de formação das 
substâncias:
H (C3H8) = –104 kJ/mol
H (CO2) = –394 kJ/mol
H (H2O) = –286 kJ/mol
C3H8(g) + 5 O2(g) 3 CO2(g) + 4 H2O(ℓ) 
∆H = ?
3. Um especialista em combustíveis deseja 
conhecer a entalpia do iso-octano, C8H18, 
principal componente da gasolina. A de-
terminação experimental dessa entalpia, 
a partir das substâncias simples, é muito 
complicada para ser realizada em caloríme-
tros. No entanto, é calculada por meio do 
calor de combustão.
Considerando os dados, qual o valor da en-
talpia de formação do iso-octano?
H = –5 100 kJ/mol
Entalpia do CO2(g) = –394 kJ/mol
Entalpia do H2O(ℓ) = –286 kJ/mol
C8H18(g) + 25/2 O2(g) 8 CO2(g) + 9 H2O(ℓ)
Sabendo que o valor da entalpia de formação é a 
própria entalpia das substâncias, e aplicando a fór-
mula H = HP – Hr, tem-se:
NH �HC NH Cg g
H
s
H
r p
3 4( ) + →�� ��� ���
���� ��( ) ( )
H = (–314 ) – (–46 – 92)
H = –176 kJ/mol
C H �O �CO �H O H ?g g g3 8 2 2 25 3 4
104 5 0
( ) ( ) ( )+ → + =
−( ) ⋅
�
( )
( )�
� ��
∆
������ ��� � ���� ����
H Hr P
→
−( ) ⋅ −394 4 286���� ( )
H = Hp – Hr
H = (–1 182 – 1 144 ) – (–104)
H = –2 326 + 104
H = –2 222 kJ/mol
Exotérmica, H < 0
� / /( )C H � �CO �H O H 5 1 kJ mol
x
g g g8 18 2 2 225 20 8 9 00( ) ( ) ( )+ → + = −
(
� ∆
)) ⋅
→
⋅ −( ) ⋅ −���� ����25 2 0 8 394 9 286/ ( ) ( )� ��� ��� � ���� ����
H Hr P
H = HP – Hr
–5 100 = (–3 152 – 2 574) – (x)
–5 100 = –5 726 – x
x = H (C8H18) = –626 kJ/mol
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14
QUÍMICA 10
ENSINO MÉDIO
Mecanização do corte de cana facilita trabalho, mas 
aumenta desemprego e jornada exaustiva
Pesquisa do Instituto Observatório Social 
mostra que, apesar dos avanços, setor ainda 
é marcado por doenças do trabalho, discrimi-
nação de mulheres, baixa remuneração e alta 
rotatividade.
JU
PI
TERI
M
A
G
ES
/T
H
IN
K
ST
O
C
K
/G
ET
TY
IM
A
G
ES
Elevado número de trabalhadores terceiri-
zados provocou ação civil pública do Ministério 
Público contra a empresa, em 2012.
São Paulo — Apesar de o uso de máqui-
nas no corte da cana-de-açúcar ter diminuído 
o desgaste físico dos trabalhadores rurais, au-
mentou o desemprego e não reduziu problemas 
como lesões por esforços repetitivos, discri-
minação das mulheres, baixos salários e alta 
rotatividade, segundo pesquisa publicada pelo 
Instituto Observatório Social, que será lançada 
oficialmente hoje (1º).
De acordo com a pesquisa, a inserção de 
máquinas na colheita da cana diminuiu os ca-
sos de trabalho escravo e em condições degra-
dantes, assim como os problemas ambientais 
decorrentes das queimadas, mas tornou a jor-
nada de trabalho mais intensa: como a remu-
neração é baixa e os trabalhadores ganham por 
tonelada cortada, eles dificilmente fazem pa-
radas durante o dia, mesmo para o horário de 
almoço ou para usar o banheiro e beber água.
A principal reclamação dos trabalhadores 
da colheita mecanizada é que não é possível pa-
rar as máquinas. “Eles trabalham por produção: 
quanto mais toneladas cortam, mais ganham. 
Então, no tempo em que eles estão na jornada, 
tentam diminuir ao máximo as paradas para que 
possam aumentar a produção e ganhar mais”, 
diz a coordenadora de pesquisa do Instituto Ob-
servatório Social, Lilian Arruda.
O estudo, intitulado “O comportamento 
sociotrabalhista da Raízen”, foi encomendado 
por uma central sindical da Holanda, a Fede-
ratie Nederlandse Vakbeweging (FNV), que 
queria investigar as condições de trabalho dos 
cortadores de cana em empresas com capital 
holandês, caso da Raízen. Os resultados já fo-
ram encaminhados para a entidade, que vai se 
reunir com sindicatos brasileiros para elaborar 
estratégias que melhorem as condições de tra-
balho dos cortadores de cana.
A pesquisa analisou duas unidades da em-
presa nos municípios paulistas de Ibaté e Ipaus-
su. No primeiro, foram ouvidos 17 homens e 
sete mulheres que trabalham no corte manual, 
e nove homens no corte mecanizado. No segun-
do, foram entrevistados 14 homens do corte com 
máquinas, já que no município não foi encontra-
do corte manual. Além disso, foram ouvidos um 
representante da Raízen e membros de quatro 
associações trabalhistas do setor.
“A empresa coloca à disposição um ôni-
bus com toda uma estrutura de água potável 
e banheiro, que fica parado. Os trabalhadores 
de Ibaté contaram que, muitas vezes, vão no 
banheiro no próprio canavial, porque o ônibus 
está longe e, como não podem parar o traba-
lho, acabam procurando a alternativa mais rá-
pida”, diz Lilian.
Segundo o estudo, nem todos os trabalha-
dores do corte manual são incorporados à co-
lheita mecanizada, que requer menor mão de 
obra. “O corte mecanizado não vai empregar 
todo mundo que saiu do manual. Ele não ab-
sorve todos os trabalhadores. Não há um levan-
tamento preciso sobre o que acontece com eles, 
mas acreditamos que muitos vão para o cultivo 
de laranja e outras culturas”, afirma Lilian.
VALORES E DIVERSIDADE
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15
QUÍMICA 10
ENSINO MÉDIO
Os trabalhadores reclamaram que falta 
oportunidade de crescimento na empresa e 
que nem todos têm oportunidade de ingressar 
no corte mecanizado. O estudo classificou o 
trabalho no corte de cana como frágil e instá-
vel, já que o trabalhador não tem garantia de 
que será chamado para trabalhar na próxima 
safra.
“O cansaço dos trabalhadores e trabalhado-
ras das atividades relacionadas ao corte manual 
da cana é evidente. Expostos ao sol forte e calor 
durante todo o dia, com roupas pesadas para 
se proteger dos riscos 
que correm e realizan-
do uma atividade exte-
nuante, o esgotamento 
físico é inevitável”, diz 
o estudo. “Trata-se de 
um trabalho exaustivo 
e perigoso e, se nem 
sempre escravo, muitas 
vezes degradante, que 
leva muitos trabalha-
dores à invalidez preco-
ce”, diz a pesquisa.
Problemas antigos
Os avanços no setor não conseguiram re-
solver velhos problemas de trabalho no corte 
de cana. Em um deles, destacado no estudo, 
é elevada a quantidade de trabalhadores ter-
ceirizados, principalmente na unidade de Iba-
té. O caso provocou uma ação civil pública do 
Ministério Público em 2012 contra a empresa, 
alegando que a colheita é sua atividade-fim e 
que, por isso, não pode ser terceirizada, toman-
do como base a legislação brasileira.
A falta de transparência na pesagem e na re-
muneração da produção também foi um proble-
ma apontado: nenhum dos trabalhadores tercei-
rizados soube dizer como é calculado o valor da 
produção, nem quais os critérios da empresa para 
medir a produtividade. “Eles não têm muita no-
ção de como é feita a pesagem, do quanto entre-
gam e do quanto a empresa paga por tonelada. É 
preciso deixar claro para eles quanto produzem e 
qual o preço da tonelada”, diz Lilian.
As mulheres do setor estão em condições 
mais precárias de trabalho do que os homens, 
sendo que a pesquisa não identificou nenhu-
ma mulher trabalhando no corte mecanizado 
de cana-de-açúcar. A empresa declarou não 
ter nenhum programa para combater a de-
sigualdade de gênero, apesar de sua Política 
de Desenvolvimento Sustentável pregar que é 
preciso “oferecer oportunidades iguais a todos 
os funcionários e candidatos a emprego, pro-
mover a diversidade e garantir que não ocorra 
discriminação”.
A principal função das mulheres no setor 
é recolher o talo da cana-de-açúcar, chamado 
popularmente de bituca, que é deixado para 
trás pela máquina na hora do corte. A pesquisa 
considera que elas são “aliadas das oportunida-
des de trabalho na colheita mecanizada”, “ga-
nham proporcionalmente menos”, e as ativida-
des que desenvolvem são “menos valorizadas”.
“Para o corte manual havia uma diferença 
física, mas elas não são incluídas no corte me-
canizado”, critica a coordenadora de pesquisa 
do Instituto Observatório Social. “O traba-
lho mais exaustivo e degradante é exercido 
por mulheres. Vemos aí uma diferenciação de 
gênero.”
FERNANDES, Sarah. Mecanização do corte de cana facilita trabalho, mas aumenta desemprego e jornada exaustiva. São 
Paulo, abr. 2014. Rede Brasil Atual. Disponível em: <http://www.redebrasilatual.com.br/trabalho/2014/04/mecanizacao-do-
corte-de-cana-facilita-trabalho-mas-aumenta-desemprego-e-jornada-exaustiva-6062.html>. Acesso em: jul. 2016.
PERFIL DO 
TRABALHADOR DA 
CANA-DE-AÇÚCAR
88%
dos trabalhadores da cadeia 
produtiva são homens.
50%
têm entre 30 e 49 
anos de idade.
22%
estudaram, no máximo, até o 
5o ano do ensino fundamental.
73%
receberam de 0 a 3 salários 
mínimos mensais.
ENTALPIA DE LIGAÇÃO
Para acontecerem reações químicas, há exigência da quebra (ruptura) das ligações nos reagentes, de forma que 
os átomos se rearranjem e formem novas ligações dos produtos. Dessas quebras e ligações resultam as energias en-
volvidas.
Nas reações químicas, é necessária, inicialmente, a absorção de energia, a fim de ocorrer a quebra das ligações dos 
reagentes, processo endotérmico.
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16
QUÍMICA 10
ENSINO MÉDIO
Após a quebra das ligações, os átomos se reorganizam 
para originar os produtos, que resultam, portanto, da for-
mação de novas ligações entre os átomos dos reagentes. 
Essas formações são acompanhadas da liberação de ener-
gia, configurando, então, processos exotérmicos.
∆H = +242 kJ
Entalpia (H)
Cℓ
∆H = –242 kJ
Cℓ
CℓCℓ
Q
u
eb
ra
U
ni
ão
Segundo esse esquema, a quebra da ligação da mo-
lécula de gás cloro, exige uma absorção de 242 kJ (endo-
térmico) e, na sua formação, a liberação de 242 kJ (exo-
térmico). Desse modo, a energia necessária à quebra das 
ligações é numericamente igual à da sua formação (união). 
Define-se a entalpia (ou energia) de ligação a partir da 
quebra das ligações.
Entalpia de ligação é a energia absorvida na 
quebra ou formação de 1 mol de ligações (no estado 
gasoso), a 25 ºC e 1 atm.
Observe os exemplos.
Cℓ — Cℓ(g) Cℓ(g)+ Cℓ(g) H = +242 kJ
∆H = +242 kJ
Entalpia (H)
Cℓ Cℓ
CℓCℓ E
n
er
gi
a 
d
e 
lig
aç
ão
Átomos isolados
Átomos ligados
H — H(g) H(g) + H(g) H = +436 kJ
∆H = +436 kJ
Entalpia (H)
H H
HH En
er
gi
a 
d
e 
lig
aç
ão
Átomos isolados
Átomos ligados
H — Cℓ(g) H(g) + Cℓ(g) H = +431,8 kJ
Cℓ
∆H = +431,8 kJ
Entalpia (H)
H
H En
er
gi
a 
d
e 
lig
aç
ão
Átomos isolados
Átomos ligadosCℓ
Na quebra de ligações de moléculas poliatômicas, a 
entalpia de ligação é medida a partir da quebra de cada 
ligação. Assim:
H
H C H
H
 1 C(g) + 4 H(g) ∆H = +1 653,6 kJ
No exemplo referente à molécula de metano (CH4), ape-
sar de o valor adotado na quebra de todas as ligações ser 
1 653,6 kJ, a entalpia de ligação é C H = +413,4 kJ/mol.
Valores da energia de algumas ligações
Ligação
Entalpia de ligação
(kcal/mol) (kJ/mol)
C — C 83,2 347,8
C = C 146,8 613,6
C ≡ C 200,6 838,6
H — H 104,2 435,6
O = O 119,1 497,8
N ≡ N 225,8 943,8
F — F 37,0 154,6
Cℓ — Cℓ 57,9 242,0
Br — Br 46,1 192,7
 — 36,1 150,9
C — H 98,8 412,9
C — O 85,5 357,4
C = O 178,0 744,0
O — H 110,6 462,3
H — F 135,0 564,3
H — Cℓ 103,1 430,9
H — Br 87,4 365,3
H — 71,4 298,4
Os conhecimentos sobre entalpia de ligação têm aplica-
ção no cálculo da variação de entalpia de qualquer reação 
química. Os reagentes absorvem energia na quebra das liga-
ções, e os produtos liberam energia na formação de outras.
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17
QUÍMICA 10
ENSINO MÉDIO
A variação de entalpia da reação corresponde ao ba-
lanço das energias absorvidas e liberadas no processo. Por-
tanto, se na quebra das ligações houver gasto maior de 
energia, em comparação à energia liberada na sua forma-
ção, diz-se que a reação é endotérmica. Caso a energia 
absorvida na quebra das ligações dos reagentes ocorra com 
gasto menor de energia, em comparação à formação das 
ligações dos produtos, a reação é exotérmica.
Na determinação da variação de entalpia (∆H) das 
reações, aplicando as entalpias de ligação das substâncias, 
usa-se a expressão:
H = Hligações quebradas + Hligações formadas
1. Usando os valores de energia de ligação da tabela, de-
termine o H da reação representada entre o etileno e 
o cloro, ambos no estado gasoso.
H H Cℓ Cℓ
C C
H H + Cℓ Cℓ H C C H
H H
Ligação Energia (kJ/mol)
C = C 612
Cℓ — Cℓ 243
C — C 347
C — Cℓ 331
Cálculo das energias absorvidas e liberadas na quebra 
e na formação de ligação, respectivamente.
• Ligações a ser quebradas:
1 ligação C = C ............. +612 kJ/mol
1 ligação Cℓ — Cℓ .......... +243 kJ/mol
Hligações quebradas = +612 + 243 = +855 kJ
• Ligações a ser formadas:
1 ligação C — C ............. –347 kJ/mol
2 ligações C — Cℓ .......... 2 · (–331 kJ/mol)
Hligações formadas = –347 + 2 · (–331) =
= –347 – 662 = –1 009 kJ
• Aplicando a expressão:
H = Hligações quebradas + Hligações formadas
H = (+855) + (–1 009)
H = –154 kJ
2. Calcule a variação de entalpia na reação 
2 HBr(g) + Cℓ2(g) 2 HCℓ(g) + Br2(g), conhecendo as 
seguintes energias de ligação, todas nas mesmas con-
dições de pressão e temperatura.
H — Br 87,4 kca/mol
Cℓ — Cℓ 57,9 kcal/mol
H — Cℓ 103,1 kcal/mol
Br — Br 46,1 kcal/mol
3. O gás cloro, amarelo-esverdeado, é altamente tóxico. 
Ao ser inalado, reage com a água existente nos pul-
mões, formando ácido clorídrico (HCℓ), um ácido forte 
capaz de causar graves lesões internas, conforme a se-
guinte reação:
Cℓ2(g) + H2O(g) HCℓ(g) + HCℓO(g)
Utilizando os dados constantes na tabela, qual a va-
riação de entalpia, em kJ/mol, para a reação de ácido 
clorídrico e água?
Ligação Energia (kJ/mol)
Cℓ — Cℓ 243
H — O 464
H — Cℓ 431
Cℓ — O 205
2 22 2�HBr C �HC �Br
2 87 4 57 9 2 1
g g g g( ) ( ) ( ) ( )
, ,
���
�� �+ → +
⋅ +( ) +( ) ⋅ − 00
174 8 57 9 206 2 46 1
3 1 46 1, ,
, , , , �
���
( ) −( )
+ + − −� ���� ���� � ���� ����
�� , ,+ −232 7 252 3
Hligações quebradas = +232,7 kcal
Hligações formadas = –252,3 kcal
∆H = Hligações quebradas + Hligações formadas
∆H = (+232,7) + (–252,3)
∆H = –19,6 kcal
C H O HC ���HC O
243 2 464
g g g g�� � ����
�
��� ��2 2( ) ( ) ( ) ( )
+ → +
+( ) ⋅ +( ) −4431 431 2 5
1 171
( ) − −( )
+ + − −
+
0
243 928 431 636� ���� ���� � ���� ����
−−1 670
Hligações quebradas = +1 171 kJ
Hligações formadas = –1 067 kJ
H = Hligações quebradas + Hligações formadas
H = (+1 171) + (–1 067)
H = +104 kJ
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18
QUÍMICA 10
ENSINO MÉDIO
4. São dadas as seguintes energias de ligação em kJ/mol 
de ligação formada:
H Cℓ = –431,8;  H F = –563,2;
Cℓ Cℓ = –242,6;  F F = –153,1.
A partir desses dados, calcule o H da reação a seguir.
2 HCℓ(g) + 1 F2(g) 2 HF(g) + 1 Cℓ(g)
5. Sabendo que:
HCℓ(g) H(g) + Cℓ(g)  	 ΔH = +431 kJ
Determine a energia de ligação entre o cloro e o hi-
drogênio.
Carvão e petróleo devem ficar no passado
Relatório da Agência Internacional de 
Energia mostra que metas para redução de 
emissões de carbono apresentadas por países 
são insuficientes para manter aumento 
da temperatura global em até 2 oC
Energy and Climate Change, relatório espe-
cial do World Energy Outlook.
 
A Agência Internacional de Energia (AIE) 
publicou hoje um relatório especial focado em 
energia e mudanças climáticas. O “Energy and 
Climate Change” (Energia e Mudanças Cli-
máticas) é parte da famosa série de relatórios 
“World Energy Outlook”, referência na área de 
energia no mundo todo, e apresenta três cená-
rios energéticos possíveis.
Um dos cenários considera as metas para 
redução das emissões de carbono já apresenta-
das pelos países e mostra que apenas com elas 
não será possível manter o aumento da tempe-
ratura global em até 2 ºC, limite considerado 
seguro para conservar a vida na Terra segundo 
cientistas. “Estamos muito aquém do compro-
misso que precisamos. O que está prometido 
até o momento deve ser o patamar mínimo do 
compromisso e não o máximo”, afirma o coor-
denador político internacional do Greenpeace 
para mudanças climáticas, Martin Kaiser.
O segundo cenário, proposto pela AIE como 
uma alternativa, considera frear o aumento do 
uso de petróleo e de carvão nos próximos cinco 
anos e também incentivar as energias renová-
veis e adotar medidas de eficiência energética. 
Há também um terceiro cenário, que considera 
o desenvolvimento de novas tecnologias.
Atualmente, a produção e o uso de energia 
são responsáveis por dois terços das emissões 
de gases de efeito estufa no mundo e este rela-
tório especial representa a contribuição da AIE 
para a próxima Conferência do Clima que será 
realizada em dezembro, em Paris, e na qual es-
pera-se ser assinado um novo acordo que subs-
tituirá o Protocolo de Kyoto.
“O relatório é positivo já que demanda me-
tas mais ambiciosas dos países para diminuir as 
emissões de carbono”, afirma Kaiser. Além dis-
so, reconhece-se a necessidade de descontinuar 
o uso do carvão, de retirar os subsídios para os 
combustíveis fósseis e, ainda, que as energias 
renováveis têm um papel muito importante no 
futuro energético do planeta.
“Estamos à beira de uma nova era ener-
gética e a Agência Internacional de Energia 
reconhece isso. Em breve, o uso do carvão já 
será passado e o petróleo seguirá o mesmo ca-
minho”, continua Kaiser.
SUSTENTABILIDADE
2 mol de ligações H Cℓ: 2 ⋅ (+ 431,8) kJ
1 mol de ligações F F: 1 ⋅ (+153,1) kJ
∆Henergia total absorvida = 1016,7 kJ 
2 mol de ligações H F: 2 ⋅ (-563,2) kJ
1 mol de ligações Cℓ Cℓ: 1 ⋅ (- 242,6) kJ
∆Henergia total liberada = – 1369 kJ 
∆H =∆Henergia total absorvida + ∆Henergia total liberada
∆H = (1016,7 + (–1369) kJ)
∆H = –352,3 kJ
A estrutura da substância HCℓ(g)  é H Cℓ. Para formar o hidrogênio 
e o cloro isolados, é necessário romper essa ligação. Como nenhuma 
ligação é formada na reação fornecida, a entalpia da reação é igual à 
energia absorvida no rompimento das ligações da molécula de HCℓ:
H = energia de ligação em HCℓ = +431 kJ
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19
QUÍMICA 10
ENSINO MÉDIO
No ano passado, as emissões de carbono na China diminuíramdevido a uma redução no uso 
do carvão e o aumento da demanda por energia foi atendido por fontes renováveis. O caso chinês 
mostra que, mesmo em um curto espaço de tempo, é possível adotar fontes renováveis e que estas 
já podem atender à demanda de energia pelo mundo, ao contrário de tecnologias arriscadas como 
a energia nuclear e a captura e armazenamento de carbono (CCS, em inglês), que apesar de ser 
mencionada no relatório da AIE ainda é incerta e pode causar graves riscos ao meio ambiente. 
“Nós temos que olhar para um futuro de energia 100% renovável”, diz Kaiser.
Portal Greenpeace. Disponível em: <http://www.greenpeace.org/brasil/pt/Noticias/Carvao-e-petroleo-devem-ficar-no-passado/>. Acesso em: jul. 2016.
LEI DE HESS
Experimentalmente, nem sempre é fácil determinar a 
variação de entalpia ( H) de uma reação, como, por exem-
plo, na reação síntese do etanol (C2H5OH), a partir de car-
bono, hidrogênio e oxigênio. Só em 1840 o químico suíço 
Germain H. Hess (1802-1850) enunciou a lei segundo a 
qual é possível determinar o H de reações inviáveis experi-
mentalmente mediante o H de outras reações conhecidas, 
sem se preocupar com a quantidade de etapas necessárias 
para sua ocorrência.
Lei de Hess: a variação de entalpia de dada rea-
ção não depende de seus estados intermediários de 
energia, mas apenas de seus estados inicial e final.
Para exemplificar o funcionamento da lei de Hess, ima-
gine que se queira saber a variação de entalpia na transfor-
mação de carbono grafite em carbono diamante. Para isso, 
consideram-se as reações conhecidas das suas combustões.
C(grafite) + O2(g) → CO2(g) H = –394 kJ
C(diamante) + O2(g) → CO2(g) H = –396 kJ
Cgrafite + O2(g)
0
H (kJ)
Cdiamante + O2(g)
CO2(g)
∆H = +2 kJ
∆H = –394 kJ
∆H = –396 kJ
Observa-se que o produto nas duas combustões 
é o mesmo, portanto a variação de entalpia na reação 
C(grafite) C(diamante) é dada pela diferença entre elas.
H = +2 kJ/mol
A equação em que o carbono grafite se transforma 
em carbono diamante origina-se da soma algébrica entre 
as equações de combustão dos respectivos alótropos desse 
elemento. Assim:
C(grafite) + O2(g) CO2(g) ∆H = –394 kJ
CO2(g) C(diamante) + O2(g) ∆H = +396 kJ
C(grafite) C(diamante) ∆H = +2 kJ/mol
Genericamente, para uma reação do tipo A B, toma-
-se a lei de Hess na determinação de seu H, usando, para 
isso, outras etapas de reação na formação de intermediá-
rios, segundo o diagrama.
∆H = +40
U
m
a 
et
ap
a
H (kJ)
B
A
∆H2 = +16
∆H1 = +24
Estado final
Estado inicial
2a
. 
et
ap
a
1a .
 e
ta
p
a
O valor para o H = +40 kJ da reação A B é a soma 
das etapas intermediárias da reação, chegando à expressão 
H = H1 + H2.
Havendo mais de duas etapas de reação, somam-se 
algebricamente as diversas fases na determinação do H 
final da reação.
H = H1 + H2 + ...
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QUÍMICA 10
ENSINO MÉDIO
1. Dadas as equações termoquímicas
I. S(s) + O2(g) SO2(g) H1 = –296,8 kJ
II. SO2(s) + 1/2 O2(g) SO3(g) H2 = –97,8 kJ
Calcule o calor da reação (variação de entalpia) para a 
reação S(s) + 3/2 O2(g) SO3(g) H = ?
De acordo com a lei de Hess, somam-se as equações 
termoquímicas como se fossem equações algébricas.
S(s) + O2(g) SO2(g) H1 = –296,8 kJ
SO2(s) + 1/2 O2(g) SO3(g) H2 = –97,8 kJ
S(s) + 3/2 O2(g) SO3(g) H = H1 + H2
	 H = –394,6 kJ
2. Dadas as equações termoquímicas
I. C(grafite) + O2(g) CO2(g) H1 = –94,1 kcal
II. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(ℓ) H2 = –68,3 kcal
III. CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(ℓ)
	 H3 = +212 kcal
calcule o valor do ∆H da reação C(grafite) + 2 H2(g) 
 CH4(g) ∆H = ?
Para usar a lei de Hess algebricamente, é necessário 
arrumar as reações de forma a se parecerem com a 
equação-problema. Lembrar que a inversão do sentido 
do sistema ou sua multiplicação por um número afeta 
diretamente o valor do ∆H.
Para determinar o ∆H da reação, observa-se a sequên-
cia:
1. equação (I): manter inalterada
2. equação (II): multiplicar por 2
3. equação (III): inverter
C(grafite) + O2(g) CO2(g) H1 = –94,1 kcal
2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(ℓ) H2 = –136,6 kcal
CO2(g) + 2 H2O(ℓ) CH4(g) + 2 O2(g) H3 = –212 kcal
C(grafite) + 2 H2(g) CH4(g) H = H1 + H2 – H3
	 H = –18,7 kcal
3. O gás acetileno, C2H2, transforma-se em benzeno, 
importante solvente para substâncias não polares, de 
acordo com a equação 3 C2H2(g) C6H6(ℓ) H = ?
Com base nessas informações, determine H desse 
processo.
Dados:
I. C6H6(ℓ) + 15/2 O2(g) 6 CO2(g) + 3 H2O(ℓ)
	 H1 = –1 115 kJ
II. C2H2(g) + 5/2 O2(g) 2 CO2(g) + H2O(ℓ)
	 H2 = –648 kJ
4. O diborano (B2H6) é um hidreto de boro altamente rea-
tivo, considerado atualmente como possível combustível 
de foguetes em programas espaciais. Calcule o H da sín-
tese do diborano a partir de suas substâncias simples, de 
acordo com a equação 2 B(s) + 3 H2(g) B2H6(g) H = ?
Dados:
I. 2 B(s) + 3/2 O2(g) B2O3(s)
	 H1 = –1 273 kJ
II. B2H6(g) + 3 O2(g) B2O3(ℓ) + 3 H2O(ℓ)
	 H2 = –2 035 kJ
III. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(ℓ)
	 H3 = –242 kJ
B(s) + 3/2 O2(g) B2O3(s) ΔH1 = –1 273 kJ
B2O3(ℓ) + 3 H2O(ℓ) B2H6(g) + 3 O2(g) ΔH2 = +2 035 kJ
3 H2(g) + 3/2 O2(g) 3 H2O(ℓ) ΔH3 = –726 kJ
2 B(s) + 3 H2(g) B2H6(g) ΔH = ΔH1 – ΔH2 + ΔH3
 ∆H = +36 kJ
6 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) C6H6(ℓ) + 15/2 O2(g) ΔH1 = +1 11 5 kJ
3 C2H2(g) + 15/2 O2(g) 6 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) ΔH = –1 944 kJ
 3 C2H2(g) C6H6(ℓ) ΔH = ΔH1 + ΔH2
	 ΔH = –829 kJ
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QUÍMICA 10
ENSINO MÉDIO
ENTROPIA E ENERGIA LIVRE
Não se prevê um fenômeno químico ou fí-
sico, em termos de sua espontaneidade, apenas 
aplicando o conceito de entalpia. Faz-se neces-
sário o conhecimento de outras grandezas para 
determinar o quão espontânea é uma transfor-
mação ou não.
Entropia (S) é a medida do grau de de-
sordem ou aleatoriedade de um sistema. Por 
“ordem” entende-se a proporção em que as 
partículas de certa substância estão restritas a 
um espaço.
Nas fases de agregação da matéria (estados 
físicos), é possível diferenciar substâncias quan-
to à sua entropia, que é alta quando o sistema 
está desorganizado. Por isso, ela aumenta do 
estado sólido para o líquido e, deste, para o es-
tado gasoso.
D
O
RL
IN
G
 K
IN
D
ER
SL
EY
/T
H
IN
KS
TO
C
K/
G
ET
TY
IM
A
G
ES
Entropia (S) aumenta
Para solucionar o problema de espontanei-
dade, o cientista J. Willard Gibbs, há mais de um 
século, criou a grandeza energia livre de Gibbs, 
representada pelo símbolo G.
Energia livre de Gibbs (G) é a medida da 
capacidade de uma substância realizar trabalho. 
A variação da energia livre para uma reação, 
G, está relacionada com a variação de en-
talpia, H, e com a variação de entropia, S. 
A equação de Gibbs-Helmholtz relaciona essas 
quantidades e é expressa por:
G = H – T ⋅ S
• ∆G < 0 processo espontâneo
• ∆G > 0 processo não espontâneo
• ∆G = 0 processo em equilíbrio
A equação de Gibbs-Helmholtz é válida sob 
todas as condições de temperatura, pressão e 
concentração, desde que mantidas constantes. 
Na maior parte dos casos, porém, calcula-se a 
energia livre no estado padrão ( Go).
Na equação de energia livre, deve constar a 
temperatura na escala absoluta, ou seja, a uni-
dade kelvin (K).
Acompanhe a resolução de uma situação-
-problema.
Para uma reação, sabe-se que H = 20 kcal/
mol e S = 80 cal/mol . K
a) Qual a G dessa reação a 1 000 K?
b) Agora, responda: a reação ocorre nes-
sa temperatura?
 
No site Portal do 
Professor, você encontra 
um jogo muito divertido 
e, ao mesmo tempo, 
testa seus conhecimentos 
sobre termoquímica.
Disponível em: <http://
portaldoprofessor.
mec.gov.br/storage/
recursos/12241/sim_qui_
termotrilha.htm>. 
Acesso em: jul. 2016.
CONECTIVIDADE
ΔG = ΔH – T ⋅ ΔS
ΔG = 20 000 – 1 000 ⋅ 80
ΔG = –60 000 cal/mol ou ΔG = –60 kcal/mol
A reação não ocorre nessa temperatura, pois a 
ΔG é maior que zero, o que indica uma reação não 
espontânea.
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QUÍMICA 10
ENSINO MÉDIO
1. Um botijão de gás de cozinha, contendo butano, foi utilizado em um fogão durante um certo tempo, apresen-
tando uma diminuição de massa de 1,0 kg. Sabendo-se que:
C4H10(g) + 6,5 O2(g) = 4 CO2(g) + 5 H2O(g) ∆H = –2 900 kJ/mol
M(C4H10) = 4 · (12) + 1 · (10) = 58 g/mol
Conversão de kg para o g:
1 kg = 1 000 g
Cálculo da quantidade de matéria de butano:
 58 g-----------1 mol
1 000 g-----------x
x = 17,24 mol de C4H10
a) Qual quantidade de calor foi produzida no fogão devido à combustão do butano?
b) Qual o volume, a 25 oC e 1,0 atm, de butano consumido?
Dados:
o volume molar de um gás ideal a 25 °C e 1,0 atm é igual a 24,51 litros
massas atômicas relativas: C = 12; H = 1
2. O gás de cozinha é composto principalmente de propano e butano. O preço do quilo de cada um desses gases 
é o mesmo. O calor de combustão para o propano é de 2 200 kJ/mol e, para o butano, 2 900 kJ/mol.
A partir desses dados:
a) escreva e balanceie a reação de combustão completa de cada um dos gases.
b) mencione qual dos dois gases deve estar presente em maior quantidade, no gás de cozinha, a fim de ba-
ratear o custo da energia. Justifique. 
3. O carbeto de tungstênio (WC) é usado em brocas de perfuração de poços de petróleo. A medição experimental 
do calor de formação do WC é tarefa difícil, devido à alta temperatura em que a reação ocorre. Entretanto, o 
calor de formação do WC pode ser calculado a partir dos calores de combustão das substâncias a seguir:
W(s) + 3/2 O2(g) WO3(s) ∆H = –840 kJ/mol
C(grafite) + O2(g) CO2(g) ∆H = –394 kJ/mol
WC(s) + 5/2 O2(g) WO3(s) + CO2(g) ∆H = –1 196 kJ/mol
a) Calcule o calor de formação do WC.
REGISTRO DA APRENDIZAGEM
C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O
C4H10 + 13/2 O2 4 CO2 + 5 H2O
W(s) + C(s) WC(s) 
H = – 38 kJ.
O butano, pois o calor de combustão é maior. 
 1 mol de C4H4---------- –2 900 kJ
17,24 mol de C4H4-----------Q
Q = –49 996 kJ
 1 mol de C4H4----------24,5 L
17,24 mol de C4H4----------V
V = 422,38 L 
M(C4H10) = 4 · (12) + 1 · (10) = 58 g/mol
Conversão de kg para o g:
1 kg = 1 000 g
Cálculo da quantidade de matéria de butano:
 58 g-----------1 mol
1 000 g-----------x
x = 17,24 mol de C4H10
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23
QUÍMICA 10
ENSINO MÉDIO
b) A reação de formação do WC é endotérmica ou exotérmica? Justifique. 
4. As seguintes equações termoquímicas são verdadeiras quando reagentes e produtos estão no estado gasoso a 
25 oC e a 1 atmosfera de pressão:
CH4(g) + Cℓ2(g) CH3Cℓ(g) + HCℓ(g) ∆H = –109 kJ
CH3Cℓ(g) + Cℓ2(g) CH2Cℓ2(g) + HCℓ(g) ∆H = –96 kJ
CH2Cℓ2(g) + Cℓ2(g) CHCℓ3(g) + HCℓ(g) ∆H = –104 kJ
CHCℓ3(g) + Cℓ2(g) CCℓ4(g) + HCℓ(g) ∆H = –100 kJ
Qual a variação de entalpia (kJ) correspondente à obtenção de 1 mol de cloreto de metila (CH3Cℓ) a par-
tir de tetracloreto de carbono e cloreto de hidrogênio, quando reagentes e produtos forem gases a 25 oC e 
1 atmosfera de pressão?
Divida o resultado encontrado por 10 (dez). 
5. Para romper 1 mol de ligações H — H produzindo átomos H, são necessários 430 kJ.
A 4 000 kJ e pressão de 1 atmosfera, o H2 acha-se 60% dissociado (% em mols).
Calcule o calor liberado quando um quilograma de átomos de hidrogênio produz hidrogênio molecular, H2.
Massa molar do H2 = 2,0 g/mol
6. Adicionando bicarbonato de sódio para auxiliar o cozimento dos alimentos, tem-se a seguinte reação: 
2 NaHCO3 Na2CO3 + CO2(g) + H2O.
Considerando os dados a seguir:
H(NaHCO3) = –226,5 kcal / mol
H(Na2CO3) = –270,3 kcal / mol
H(CO2) = –94 kcal / mol
H(H2O) = –57,8 kcal / mol
Calcule a quantidade de calor envolvida quando se utiliza 0,2 mol de bicarbonato de sódio. 
7. O ozônio, O3(g), contaminante da baixa atmosfera e protetor da vida na ionosfera, é um composto muito rea-
tivo. A entalpia necessária para a formação do ozônio a partir de O2(g) é de +142 kJ/mol de ozônio formado.
a) Qual é a entalpia para a reação (2O3(g) 3O2(g))? Trata-se de um processo exotérmico ou endotérmico? 
Justifique.
b) Dada a entalpia de dissociação do oxigênio, 1/2 O2(g) O(g) ∆H
o= +247 kJ/mol, determine a entalpia para 
a reação de dissociação do ozônio O3(g) 3 O(g).
Exotérmica, pois H < 0. 
60% de 1 kg = 600 g = 600 mols de átomos de hidrogênio isolados 
2 H → H2 
2 mols de átomos formam 1 mol de H2. Assim, temos:
600 mol / 2 = 300
 1 mol de H2______430 kJ
300 mols de H2______x
x = 129 000 ou 1,29 · 105 kJ
3,09 kcal 
∆H = –284 kJ
exotérmico H < 0
∆H = +228,5 kJ 
30
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24
QUÍMICA 10
ENSINO MÉDIO
COMPREENSÃO
1. Unesp-SP — Diariamente podemos observar que rea-
ções químicas e fenômenos físicos implicam em varia-
ções de energia. Analise cada um dos seguintes pro-
cessos, sob pressão atmosférica.
I. A combustão completa do metano (CH4) produ-
zindo CO2 e H2O.
II. O derretimento de um iceberg.
III. O impacto de um tijolo no solo ao cair de uma 
altura h.
Em relação aos processos analisados, pode-se afirmar 
que 
a) I é exotérmico, II e III são endotérmicos. 
b) I e III são exotérmicos e II é endotérmico. 
c) I e II são exotérmicos e III é endotérmico. 
d) I, II e III são exotérmicos. 
e) I, II e III são endotérmicos. 
2. UECE — Leia o texto a seguir para responder à questão.
Na digestão, os alimentos são modificados quimica-
mente pelo organismo, transformando-se em molécu-
las que reagem no interior das células para que energia 
seja liberada. A equação química, não balanceada, a 
seguir representa a oxidação completa de um mol da 
substância tributirina, também conhecida como butiri-
na, presente em certos alimentos.
C15H26O6 + O2 → CO2 + H2O H = –8 120 kJ/mol
Durante a Segunda Guerra Mundial, o monóxido de 
carbono foi usado como combustível alternativo nos 
veículos para suprir a falta de gasolina. O monóxido 
de carbono era obtido em equipamentos conhecidos 
como gasogênios, pela combustão parcial da madeira. 
Nos motores dos automóveis, o monóxido de carbo-
no era convertido em gás carbônico ao reagir com o 
oxigênio, e liberava 57,0 kcal/mol. Sabendo-se que a 
entalpia do produto dióxido de carbono é –94 kcal, 
pode-se afirmar corretamente que a entalpia de forma-
ção do monóxido de carbono é 
a) –37,0 kcal/mol.
b) –151,0 kcal/mol.
c) +37,0 kcal/mol.
d) +151,0 kcal/mol.
3. UECE — Os químicos alemães Fritz Haber (1868-1934) 
e Carl Bosch (1874-1940) desenvolveram, em 1909, 
um processo de produção de amônia, matéria-prima 
para a fabricação de explosivos utilizados durante a 
Primeira Guerra Mundial. De acordo com o processo 
Haber, a obtenção da amônia se faz através da reação: 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
Para essa reação, a variação de entalpia é negativa, su-
gerindo que ela ocorre a baixas temperaturas. No en-
tanto, a reação é favorecida por elevada temperatura, 
garantindo alta energia de ativação para 
a) quebrar as ligações entre os átomos de hidrogênio. 
b) quebrar as ligações entre os átomos de nitrogênio. 
c) melhorar, simultaneamente, o rendimento da 
amônia e a velocidade da reação.
d) reorganizar a estrutura na molécula da amônia.
4. Unicamp-SP — Podemos obter energia no organismo 
pela oxidação de diferentes fontes. Entre essas fontes 
destacam-se a gordura e o açúcar. A gordura pode 
ser representada por uma fórmula mínima (CH2)n, en-
quanto um açúcar pode ser representado por (CH2O)
n. Considerando essas duas fontes de energia, pode-
mos afirmar corretamente que, na oxidação total de 
1 grama de ambas as fontes em nosso organismo, os 
produtos formados são 
a) os mesmos, mas as quantidades de energia são dife-
rentes. 
b) diferentes, mas as quantidades de energia são 
iguais. 
c) os mesmos, assim como as quantidades de energia. 
d) diferentes, assim como as quantidades de energia. 
5. UECE — A glicose é produzida no intestino pela de-
gradação dos carboidratos e transportada pelo sangue 
até as células, onde reage com o oxigênio, produzindo 
dióxido de carbono e água. Para entender a formação 
da glicose, são fornecidas as seguintes equações:
1. C(s) + O2(g) CO(2) H= –94,1 kcal
2. H2(g) + 
1
2
 O2(g) H2O(g) H = –68,3 kcal
3. C6H12O6(s) + 6 O2(g) 6 CO2(6) + 6 H2O H = –673,0 kcal
Considerando as reações que conduzem à formação 
da glicose e apenas as informações acima, pode-se 
afirmar corretamente que o processo é
a) espontâneo.
b) não espontâneo.
c) endoenergético.
d) exoenergético.
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QUÍMICA 10
ENSINO MÉDIO
6. UEG-GO — O gráfico a seguir representa a variação de 
entalpia para uma reação genérica que pode levar à 
formação dos produtos P1 e P2 a partir do reagente R.
Caminho de reação
P2
P1
R
H
y
0
–x
A análise do gráfico permite concluir que a 
a) reação libera energia para produção de P1.
b) produção de P2 é um processo endotérmico. 
c) variação de entalpia para formação de P1 é y. 
d) reação que leva a P2 ocorre com maior rendimento. 
DESENVOLVIMENTO
7. UFG-GO (adaptado) — Na digestão, os alimentos são 
modificados quimicamente pelo organismo, transfor-
mando-se em moléculas que reagem no interior das 
células para que energia seja liberada. A equação quí-
mica, não balanceada, a seguir representa a oxidação 
completa de um mol da substância tributirina, também 
conhecida como butirina, presente em certos alimentos.
C15H26O6 + O2 → CO2 + H2O ΔH = −8 120 kJ /mol
Considerando-se que toda a energia da reação este-
ja disponível para a realização de trabalho mecânico, 
quantos mols de O2 são necessários para que uma pes-
soa levante uma caixa de 20,3 kg do chão até uma 
altura h = 2,0 m?
Dados: g = 10 m/s2 
a) 2,03 · 10–4
b) 4,06 · 10–4
c) 9,25 · 10–4
d) 18,50 · 10–4
e) 20,00 · 10–4
8. PUC-RJ — O metanol é um álcool utilizado como com-
bustível em alguns tipos de competição automotiva, 
por exemplo, na Fórmula Indy. A queima completa (ver 
reação termoquímica abaixo) de 1L de metanol (densi-
dade, 080 g · mL–1) produz energia na forma de calor 
(em kJ) e CO2 (em gramas) nas seguintes quantidades 
respectivamente:
2 CH3OH(ℓ) + 3 O2(g) 4 H2O(ℓ) + 2 CO2(g); H = –1 453 kJ
Considere: M(CH3OH) = 32 · g mol
–1
M(CO2) = 44 g · mol
–1
a) 18,2 · 103 e 1,1 · 103
b) 21,3 · 103 e 0,8 · 103 
c) 21,3 · 103 e 1,1 · 103 
d) 18,2 · 103 e 0,8 · 103 
e) 36,4 · 103 e 1,8 · 103 
9. Unicamp-SP — Um artigo científico recente relata um 
processo de produção de gás hidrogênio e dióxido de 
carbono a partir de metanol e água. Uma vantagem 
dessa descoberta é que o hidrogênio poderia, assim, 
ser gerado em um carro e ali consumido na queima 
com oxigênio. Dois possíveis processos de uso do me-
tanol como combustível num carro — combustão dire-
ta ou geração e queima do hidrogênio — podem ser 
equacionados conforme o esquema a seguir:
CH3OH(g) + 
3
2
 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(g)
combustão 
direta
CH3OH(g) + H2O(g) CO2(g) + 3 H2O(g)
H2(g) + 
1
2
 O2(g) H2O(g)
geração e 
queima de 
hidrogênio
De acordo com essas equações, o processo de geração 
e queima de hidrogênio apresentaria uma variação de 
energia 
a) diferente do que ocorre na combustão direta do 
metanol, já que as equações globais desses dois 
processos são diferentes. 
b) igual à da combustão direta do metanol, apesar 
de as equações químicas globais desses dois pro-
cessos serem diferentes. 
c) diferente do que ocorre na combustão direta do 
metanol, mesmo considerando que as equações 
químicas globais desses dois processos sejam iguais. 
d) igual à da combustão direta do metanol, já que as 
equações químicas globais desses dois processos 
são iguais. 
10. UFRGS-RS — A reação de cloração do metano, em pre-
sença de luz, é mostrada a seguir.
CH4 + Cℓ2 	CH3Cℓ + HCℓ H = –25 kcal mol
–1
Considere os dados de energia das ligações:
C — H = 105 kcal mol–1
Cℓ — Cℓ = 58 kcal mol–1
H — Cℓ = 103 kcal mol–1
A energia da ligação C — Cℓ no composto CH3 — Cℓ, é 
a) 33 kcal mol–1.
b) 56 kcal mol–1.
c) 60 kcal mol–1.
d) 80 kcal mol–1.
e) 85 kcal mol–1.
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QUÍMICA 10
ENSINO MÉDIO
11. UEPA — O hidróxido de magnésio, base do medicamento vendido comercialmente como leite de magnésia, pode ser 
usado como antiácido e laxante. Dadas as reações a seguir:
I. 2 Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s) H = –1 203,6 kJ
II. Mg(OH)2(s) MgO(g) + H2O(ℓ) H = +37,1 kJ
III. 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(ℓ) H = –571,7 kJ 
Então, o valor da entalpia de formação do hidróxido de magnésio, de acordo com a reação
Mg(s) + H2(g) + O2(g) 	Mg(OH)2(s), é
a) –1 849,5 kJ.
b) +1 849,5 kJ. 
c) –1 738,2 kJ.
d) –924,75 kJ.
e) +924,75 kJ. 
12. PUC-SP — Dados:
Entalpia de formação padrão do O3 : 143 kJ mol
–1 
Entalpia de ligação O = O : 498 kJ mol 
NO(g) + O3(g) 	NO2(g) + O2(g) H = –200 kJ
Diversas reações ocorrem na atmosfera devido à ação da luz solar e à presença de poluentes. Uma das reações relevan-
tes é a decomposição do dióxido de nitrogênio em óxido nítrico e oxigênio atômico.
NO2(g) 	NO(g) + O(g)
A partir dos dados, é possível concluir que essa reação é 
a) endotérmica, absorvendo 306 kJ a cada mol de NO2 decomposto. 
b) endotérmica, absorvendo 441 kJ a cada mol de NO2 decomposto. 
c) exotérmica, absorvendo 306 kJ a cada mol de NO2 decomposto. 
d) exotérmica, liberando 441 kJ a cada mol de NO2 decomposto. 
13. ITA-SP — Considere as entalpias padrão de formação dos seguintes compostos:
CH4(g) O2(g) CO2(g) H2O(g)
Hf
0/kJ mol–1 –74,81 Zero –393,51 –285,83
Sabendo que a capacidade calorífica da água, à pressão constante, vale 75,9 mol–1 e que sua entalpia de vaporização 
é igual a 40,66 mol–1, assinale a alternativa que melhor corresponda ao número de mols de metano necessários para 
vaporizar 1L de água pura, cuja temperatura inicial é 25 oC, ao nível do mar. 
a) 1,0 b) 2,0 c) 2,9 d) 3,8 e) 4,7 
APROFUNDAMENTO
14. UFPR — A análise dos dados termodinâmicos de reações permite a previsão da espontaneidade. Na tabela a seguir 
estão apresentados os dados termodinâmicos de duas reações químicas.
Reação ∆Hf
Ø, kJ/mol ∆Sf
Ø, kJ/mol
∆Gf
Ø, kJ/mol 
200 K 2 800 K
(i) N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) –20,0 –25 –15,0 +50,0
(ii) MgO(s) + CO(g) Mg(s) + CO2(g) +30,0 +5 +29,0 +16,0
A partir dos dados apresentados, identifique as seguintes afirmativas como verdadeiras (V) ou falsas (F), 
( ) A diminuição da temperatura desfavorece a espontaneidade da reação (i). 
( ) O aumento da temperatura favorece a espontaneidade da reação (ii). 
( ) Na temperatura de 400 K, a reação (i) será espontânea. 
( ) Na temperatura de 4 000 K, a reação (ii) será espontânea. 
Assinale a alternativa que apresenta a sequência correta, de cima para baixo. 
a) V — V — V — F 
b) V — F — V — F
c) F — V — F — V
d) F — V — V — F
e) V — F — F — V
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QUÍMICA 10
ENSINO MÉDIO
15. Mackenzie-SP — O cicloexano (C6H12) é um hidrocar-
boneto líquido à temperatura ambiente, insolúvel em 
água, que pode ser obtido pela redução com hidrogênio, 
na presença de um catalisador e pressão adequados, a 
partir do benzeno, apresentando valor de entalpia-pa-
drão de formação igual a –156 kJ mol–1. Sabendo-se 
que as entalpias padrão de formação, da água líquida 
e do dióxido de carbono gasoso são, respectivamente, 
–286 kJ   mol–1 e –394 kJ mol–1, pode-se afirmar que a 
entalpia-padrão de combustão do cicloexano é de 
a) –524 kJ mol–1.
b) –836 kJ mol–1.
c) –3 924 kJ mol–1.
d) –4 235 kJ mol–1.
e) –6 000 kJ mol–1.
16. UEPA — Considerando a equação química que mostra 
que a queima do butano (gás de cozinha), em nossas 
residências, é:
C4H10(g) + 
13
2
 O2(g) 4 CO2(g) + 5 H2O(ℓ)
Dados: (H = 1; C = 12 e O = 16 g · mol–1)
Sobre a queima do gás butano, avalie as afirmativas 
a seguir.
I. A reação é exotérmica.
II. A reação é endotérmica.
III. Se 58 g do gás butano são queimados, o volume 
de CO2 produzido é 46,0 L (na CNTP).
IV. Se o gás butano está 90% puro, a quantidade de 
CO2 produzido será 80,64 L (na CNTP).
V. A energia envolvida na reação equivale ao calor de 
combustão do gás butano.
A alternativa que contém todas as afirmativas corretas é: 
a) I, II e III. 
b) II, III e IV.c) II, IV e V. 
d) I, III e V. 
e) I, IV e V. 
ESTUDO PARA O ENEM
17. Enem — O aproveitamento de resíduos florestais vem 
se tornando cada dia mais atrativo, pois eles são uma 
fonte renovável de energia. A figura representa a quei-
ma de um bio-óleo extraído do resíduo de madeira, 
sendo H1 a variação de entalpia devido à queima de 
1g desse bio-óleo, resultando em gás carbônico e água 
líquida, e H2, a variação de entalpia envolvida na con-
versão de 1g de água no estado gasoso para o estado 
líquido.
Energia
Bio-óleo + O2(g)
CO2(g) + H2O(g)
CO2(g) + H2O(ℓ)
H1 = –18,8 kJ/g
H2 = –2,4 kJ/g
A variação de entalpia, em kJ, para a queima de 5 g 
desse bio-óleo, resultando em CO2 (gasoso) e H2O (ga-
soso), é
a) –106
b) –94 
c) –82 
d) –21,2 
e) –16,4 
Competência 7 — Apropriar-se de conhecimentos da química 
para, em situações-problema, interpretar, avaliar ou planejar inter-
venções científico-tecnológicas.
Habilidade 26 — Avaliar implicações sociais, ambientais e/ou 
econômicas na produção ou no consumo de recursos energéticos 
ou minerais, identificando transformações químicas ou de energia 
envolvidas nesses processos.
18. Enem — Um dos problemas dos combustíveis que 
contêm carbono é que sua queima produz dióxido de 
carbono. Portanto, uma característica importante, ao 
se escolher um combustível, é analisar seu calor de 
combustão ( HC
o), definido como a energia liberada na 
queima completa de um mol de combustível no estado 
padrão. O quadro seguinte relaciona algumas substân-
cias que contêm carbono e seu HC
o.
Substância Fórmula AHC
o (kJ/mol)
benzeno C6H6(ℓ) –3 268
etanol C2H5OH(ℓ) –1 368
glicose C6H12O6(s) –2 808
metano CH4(g) –890
octano C8H18(ℓ) –5 471
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QUÍMICA 10
ENSINO MÉDIO
Neste contexto, qual dos combustíveis, quando quei-
mado completamente, libera mais dióxido de carbo-
no no ambiente pela mesma quantidade de energia 
produzida? 
a) Benzeno 
b) Metano 
c) Glicose 
d) Octano 
e) Etanol 
Competência 7 — Apropriar-se de conhecimentos da química 
para, em situações-problema, interpretar, avaliar ou planejar inter-
venções científico-tecnológicas.
Habilidade 26 — Avaliar implicações sociais, ambientais e/ou 
econômicas na produção ou no consumo de recursos energéticos 
ou minerais, identificando transformações químicas ou de energia 
envolvidas nesses processos.
19. Enem
O abastecimento de nossas necessidades 
energéticas futuras dependerá certamente 
do desenvolvimento de tecnologias para 
aproveitar a energia solar com maior efi-
ciência. A energia solar é a maior fonte de 
energia mundial. Num dia ensolarado, por 
exemplo, aproximadamente 1 kJ de ener-
gia solar atinge cada metro quadrado da 
superfície terrestre por segundo. No entan-
to, o aproveitamento dessa energia é difícil 
porque ela é diluída (distribuída por uma 
área muito extensa) e oscila com o horário 
e as condições climáticas. O uso efetivo da 
energia solar depende de formas de estocar 
a energia coletada para uso posterior.
(BROWN, T. Química, a ciência central. São 
Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.)
Atualmente, uma das formas de se utilizar a energia 
solar tem sido armazená-la por meio de processos 
químicos endotérmicos que, mais tarde, podem ser 
revertidos para liberar calor. Considerando a reação 
CH4(g) + H2O(v) + calor CO(g) + 3 H2(g), e analisando-
-a como potencial mecanismo para o aproveitamento 
posterior da energia solar, conclui-se que se trata de 
uma estratégia
a) insatisfatória, pois a reação apresentada não 
permite que a energia presente no meio exter-
no seja absorvida pelo sistema para ser utilizada 
posteriormente. 
b) insatisfatória, uma vez que há formação de gases 
poluentes e com potencial poder explosivo, tor-
nando-a uma reação perigosa e de difícil controle. 
c) insatisfatória, uma vez que há formação de gás 
CO que não possui conteúdo energético passível 
de ser aproveitado posteriormente e é considera-
do um gás poluente. 
d) satisfatória, uma vez que a reação direta ocorre 
com absorção de calor e promove a formação das 
substâncias combustíveis que poderão ser utiliza-
das posteriormente para obtenção de energia e 
realização de trabalho útil. 
e) satisfatória, uma vez que a reação direta ocorre 
com liberação de calor, havendo ainda a formação 
das substâncias combustíveis que poderão ser uti-
lizadas posteriormente para obtenção de energia 
e realização de trabalho útil. 
Competência 7 — Apropriar-se de conhecimentos da química 
para, em situações-problema, interpretar, avaliar ou planejar inter-
venções científico-tecnológicas.
Habilidade 27 — Avaliar propostas de intervenção no meio am-
biente aplicando conhecimentos químicos, observando riscos ou 
benefício. 
20. Enem — No que tange à tecnologia de combustíveis 
alternativos, muitos especialistas em energia acreditam 
que os alcoóis vão crescer em importância em um fu-
turo próximo.
Realmente, alcoóis como metanol e etanol têm encon-
trado alguns nichos para uso doméstico como com-
bustíveis há muitas décadas e, recentemente, vêm ob-
tendo uma aceitação cada vez maior como aditivos, 
ou mesmo como substitutos para gasolina em veículos.
Algumas das propriedades físicas desses combustíveis 
são mostradas no quadro seguinte.
Álcool
Densidade a
25 oC (g/mL)
Calor de
combustão
(kJ/mol)
Metanol
(CH3OH)
0,79 –726,0
Etanol
(CH3CH2OH)
0,79 –1367,0
Dados: massas molares em g/mol
H = 1,0; C = 12,0; O = 16,0.
Considere que, em pequenos volumes, o custo de pro-
dução de ambos os alcoóis seja o mesmo. Dessa forma, 
do ponto de vista econômico, é mais vantajoso utilizar 
a) metanol, pois sua combustão completa fornece 
aproximadamente 22,7 kJ de energia por litro de 
combustível queimado. 
b) etanol, pois sua combustão completa fornece 
aproximadamente 29,7 kJ de energia por litro de 
combustível queimado. 
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QUÍMICA 10
ENSINO MÉDIO
c) metanol, pois sua combustão completa fornece 
aproximadamente 17,9 MJ de energia por litro de 
combustível queimado. 
d) etanol, pois sua combustão completa fornece 
aproximadamente 23,5 MJ de energia por litro de 
combustível queimado. 
e) etanol, pois sua combustão completa fornece 
aproximadamente 33,7 MJ de energia por litro de 
combustível queimado. 
Competência 7 — Apropriar-se de conhecimentos da química 
para, em situações-problema, interpretar, avaliar ou planejar inter-
venções científico-tecnológicas.
Habilidade 27 — Avaliar propostas de intervenção no meio am-
biente aplicando conhecimentos químicos, observando riscos ou 
benefício. 
21. Enem — Nas últimas décadas, o efeito estufa tem-se 
intensificado de maneira preocupante, sendo esse efeito 
muitas vezes atribuído à intensa liberação de CO2 du-
rante a queima de combustíveis fósseis para geração de 
energia. O quadro traz as entalpias-padrão de combus-
tão a 25 ºC (∆H025) do metano, do butano e do octano.
Composto
Fórmula
molecular
Massa 
molar
(g/moℓ)
 ∆H025
(kJ/moℓ)
Metano CH4 16 –890
Butano C4H10 58 –2.878
Octano C8H18 114 –5.471
À medida que aumenta a consciência sobre os impac-
tos ambientais relacionados ao uso da energia, cresce 
a importância de se criarem políticas de incentivo ao 
uso de combustíveis mais eficientes. Nesse sentido, 
considerando-se que o metano, o butano e o octano 
sejam representativos do gás natural, do gás liquefeito 
de petróleo (GLP) e da gasolina, respectivamente, en-
tão, a partir dos dados fornecidos, é possível concluir 
que, do ponto de vista da quantidade de calor obtido 
por mol de CO2 gerado, a ordem crescente desses três 
combustíveis é 
a) gasolina, GLP e gás natural. 
b) gás natural, gasolina e GLP. 
c) gasolina, gás natural e GLP. 
d) gás natural, GLP e gasolina. 
e) GLP, gás natural e gasolina. 
Competência 7 — Apropriar-se de conhecimentos da química 
para, em situações-problema, interpretar, avaliar ou planejar inter-
venções científico-tecnológicas.
Habilidade 27 — Avaliar propostas de intervenção