6 Termoquímica - Cinética - alunos

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QUÍMICA
CIÊNCIAS DA NATUREZA 
E SUAS TECNOLOGIAS
Antonio César Baroni Santoro
Neste caderno estudaremos as relações entre trocas de calor e fenômenos físico-químicos, em um ramo da Química 
denominado Termoquímica. Também serão avaliados como e quais são os fatores que interferem na rapidez dos processos 
químicos.
TERMOQUÍMICA E CINÉTICA QUÍMICA
Capítulo 1 Introdução à Termoquímica 2
Capítulo 2 Lei de Hess / Energia de ligação 24
Capítulo 3 Cinética química I 40
Capítulo 4 Cinética química II 59
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 ► Avaliar aspectos qualitativos 
e quantitativos que 
envolvem os processos 
termoquímicos.
Principais conceitos 
que você vai aprender:
 ► Processos endotérmicos e 
exotérmicos
 ► Entalpia
 ► Variação de entalpia
 ► Calor de formação (ou 
entalpia de formação)
 ► Calor de combustão
2
OBJETIVOS
DO CAPÍTULO
O
livier Le Q
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1
INTRODUÇÃO À 
TERMOQUÍMICA
Dessalinizador que usa energia solar torna 16 litros de água 
salobra em potável e ganha prêmio nacional
Um dessalinizador de baixo custo, desenvolvido a partir da captação de energia solar, foi 
premiado nacionalmente no Prêmio Fundação Banco do Brasil de Tecnologia Social 2017. [...]
Custando até R$ 1 mil para produzir o dessalinizador, a fase de experiência implemen-
tou 28 unidades em três assentamentos em Pedra Lavrada, Cubati e São Vicente do Seridó. 
O professor da Universidade Estadual da Paraíba (UEPB) Francisco Loureiro, que capitea-
neou o projeto, recebeu o prêmio em 23 de novembro. [...] 
Segundo Francisco, o dessalinizador foi projetado a partir de um trabalho de construção 
participativa, envolvendo alunos e agricultores da região. A ideia surgiu diante da necessi-
dade de facilitar o acesso à água potável para as famílias que vivem em regiões com escassez 
de água. [...]
Dessalinizador
O modelo do dessalinizador foi projetado em uma caixa construída com placas pré-molda-
das de concreto, com uma cobertura de vidro, que possibilita a passagem da radiação solar. 
Os processos de dessalinização e desinfecção da água, segundo o professor, ocorrem quando 
a alta temperatura no interior do dessalinizador provoca a evaporação da água, que entra em 
contato com a superfície resfriada e faz o condensamento, retirando os sais antes existentes. 
O método também elimina bactérias que podem causar doenças. Cada unidade do dessali-
nizador produz um volume de água potável de 16 litros por dia. [...]
Disponível em: <https://g1.globo.com/pb/paraiba/noticia/dessalinizador-de-agua-da-uepb-que-usa-
energia-solar-ganha-premio-nacional.ghtml>. Acesso em: 9 maio 2018.
• O equipamento desenvolvido para purifi car água do Sertão usa energia solar. Você se 
lembra de outras fontes de energia limpa e renovável?
Dessalinizador de água da UEPB 
ganha prêmio nacional.
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Esses são exemplos da relação existente entre o calor e os diversos tipos de trans-
formações físicas e químicas; o estudo dessa relação é chamado Termoquímica. Vamos 
entender o que acontece em cada exemplo, começando pelo “esquenta-ração”.
Como visto, a reação entre magnésio e água libera calor. Podemos representar essa 
reação com a seguinte equação:
Mg
(s)
 + 2H
2
O
(,) 
w Mg(OH)
2(s)
 + H
2(g) 
+ calor
Transformações que ocorrem com liberação de calor são chamadas exotérmicas. 
Outro exemplo de transformações exotérmicas são as reações de combustão, como a 
do metano (componente do gás natural). Observe a equação da combustão completa:
CH
4(g) 
+ 2O
2(g) 
w CO
2(g) 
+ 2H
2
O
(g)
 + calor
Já as transformações que ocorrem com absorção de calor são chamadas endotérmi-
cas. É uma transformação desse tipo que ocorre na bolsa de gelo instantâneo. Ao se dis-
solver na água, o nitrato de amônio absorve calor da vizinhança, ou seja, da própria água, 
causando a diminuição da temperatura do sistema.
NH
4
NO
3(s) 
+ calor 
H O2
 → NH
4(aq.)
+ + NO
3(aq.)
Ð
A fusão do gelo é outro exemplo de transformação endotérmica, porque é um proces-
so que ocorre com absorção de calor: 
H
2
O
(s) 
+ calor w H
2
O
(,)
No dia a dia, a palavra calor está relacionada a temperaturas elevadas, como quando 
dizemos num dia quente: “Nossa, que calor!” Na química e na física, porém, calor signifi ca 
energia térmica transferida de um corpo para outro, acompanhada de variação de tem-
peratura. 1
Defi nição
 Exo : do grego éxo, “para fora, 
fora de”.
 Endo : do grego éndon, “para 
dentro, dentro de”.
Atenção
1 As unidades mais usadas para 
quantidade de calor são:
Caloria (cal): 1 caloria é a 
quantidade de calor necessária 
para elevar a temperatura de 
1 g de água em 1 °C (de 14,5 °C 
para 15,5 °C). Também se 
utiliza a quilocaloria (kcal), que 
corresponde a 1 000 cal 
(ou 1 Cal, com letra maiúscula);
Joule (J): seu uso é 
recomendado pelo Sistema 
Internacional de Unidades (SI), 
assim como o uso do quilojoule 
(kJ), que corresponde a 1 000 J.
A relação entre essas unidades é: 
1 cal = 4,18 J ou 1 kcal = 4,18 kJ
Termoqu’mica
Você já ouviu falar em “bolsa de gelo” sem gelo? E em esquentar comida sem fogo e 
sem colocá-la no forno de micro-ondas? Pois saiba que isso é possível.
Quando um atleta sofre 
contusão, costuma-se 
colocar gelo no local. 
Atualmente, existe um 
produto chamado “bolsa 
de gelo instantâneo” 
que, na verdade, 
consiste em nitrato 
de amônio (NH
4
NO
3
) 
e água dentro de um 
invólucro plástico 
dividido em duas 
partes, separadas por 
uma película. Para usar 
essa bolsa, deve-se 
romper a película de 
separação, fazendo com 
que as duas substâncias 
entrem em contato. 
Rapidamente, a bolsa 
fi ca gelada. Depois, é 
só colocá-la no local da 
contusão.
Quando um atleta sofre 
contusão, costuma-se 
colocar gelo no local. 
Atualmente, existe um 
produto chamado “bolsa 
de gelo instantâneo” 
que, na verdade, 
romper a película de 
separação, fazendo com 
que as duas substâncias 
entrem em contato. 
Rapidamente, a bolsa 
fi ca gelada. Depois, é 
só colocá-la no local da 
contusão.
Quanto a aquecer as refeições sem 
fogo, soldados em campanha, por 
exemplo, utilizam um dispositivo 
chamado “esquenta-ração sem 
chama”. Esse dispositivo também é 
uma bolsa plástica dividida em duas 
partes, separadas por uma película. 
Uma das partes contém magnésio 
sólido, e a outra, água. Ao se 
romper a película, o magnésio entra 
em contato com a água. Ocorre, 
então, uma reação que libera calor, 
deixando a bolsa quente, o que 
permite aquecer a comida.
Além das bolsas de gelo 
instantâneo, existem bolsas para 
compressas quentes. Basicamente, 
a diferença entre elas é a 
substância empregada: nitrato de 
amônio no primeiro tipo e cloreto 
de cálcio no segundo.
Bolsa 
de gelo 
instantâneo
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4 CAPÍTULO 1
Entalpia (H)
Durante uma transformação exotérmica, parte da energia que estava armazenada 
no sistema é liberada para o meio ambiente. Ao falarmos do conteúdo de energia de um 
sistema – medido a pressão constante –, estamos falando da sua entalpia, a qual repre-
sentaremos pela letra H. A defi nição completa de entalpia vai além dos objetivos deste 
curso; assim, por simplifi cação, vamos considerar a entalpia como uma forma de medir a 
energia armazenada em um sistema.
Como um sistema armazena energia? A entalpia está relacionada a diversos fatores, 
como o movimento das partículas – átomos e moléculas – que formam as substâncias, 
o movimento dos elétrons ao redor do núcleo de cadaátomo, as ligações químicas, as 
atrações intermoleculares, entre outros. Por causa dessa variedade de fatores, não é pos-
sível medir a entalpia de um sistema; entretanto, podemos medir quanto ela varia numa 
transformação que ocorre à pressão constante (num recipiente aberto, por exemplo): seu 
valor é igual ao calor – liberado ou absorvido – durante a transformação. Geralmente, con-
sidera-se a pressão igual a 1 atm.
Para as transformações que não ocorrem à pressão constante, o cálculo da variação 
de entalpia é mais complicado; assim, não se costumam estudar essas transformações no 
Ensino Médio. 1
Determinação do calor envolvido 
numa transformação
Para determinar o calor envolvido numa transformação, utiliza-se um equipamento 
chamado calorímetro.
Para entender como o calorímetro funciona, veja como é feita a determinação do calor 
envolvido na dissolução de uma substância.
1. Primeiramente, coloca-se uma quantidade conhecida de água no calorímetro e anota-
-se a temperatura indicada no termômetro.
2. Adiciona-se, então, certa massa da substância e fecha-se o calorímetro.
3. Agita-se a mistura cuidadosamente até a completa dissolução da substância.
4. Anota-se a temperatura fi nal indicada no termômetro. Numa transformação exotér-
mica, o calor liberado aquece a água, e a temperatura fi nal será maior que a inicial. Já 
numa transformação endotérmica, a temperatura diminuirá.
5. Determina-se a quantidade de calor envolvida na transformação, sabendo-se que ela 
é proporcional à variação da temperatura da água.
A expressão que relaciona quantidade de calor (Q) e variação de temperatura (∆θ) é:
Q = m ⋅ c ⋅ ∆θ
Nessa expressão, m é a massa da amostra e c é o calor específi co (quantidade de 
calor que deve ser fornecida a 1 g de material para elevar sua temperatura em 1 °C). 
O calor específi co é característico de cada substância (o da água, por exemplo, é igual a 
1 cal/g ⋅ °C).
Um exemplo prático é a determinação do calor envolvido na dissolução do clo-
reto de cálcio. Vamos considerar que a dissolução de uma pequena quantidade de 
cloreto de cálcio em água – inicialmente a 25 °C – fez com que a temperatura final 
chegasse a 33 °C. A dissolução do cloreto de cálcio é, portanto, exotérmica. Vamos 
calcular o calor liberado nessa dissolução, considerando que a massa da solução 
seja 100 g.
Dados: m = 100 g; c = 1 cal/g ⋅ °C (O calor específi co de uma solução diluída é pratica-
mente igual ao da água.)
∆θ = θ
fi nal
 - θ
inicial
 = 33 - 25 = 8 °C
Observação
1 Numa transformação à 
pressão constante, a variação 
de entalpia é igual ao calor 
liberado ou absorvido durante a 
transformação.
Termômetro
Água
Copo de
espuma de 
poliestireno 
(interno)
A fi gura mostra um calorímetro 
simples usado para transformações 
em solução aquosa.
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Assim:
Q = m ⋅ c ⋅ ∆θ = 100 ⋅ 1 ⋅ 8 = 800 cal
Portanto, o calor liberado nessa dissolução é igual a 800 cal, que correspondem a 3 344 J 
ou 3,344 kJ.
A unidade mais adequada nesse caso, de acordo com o SI, é o J. 1
Vimos que a quantidade de calor (Q) é proporcional à variação da temperatura (∆θ), 
como nos mostra esta equação: Q = m ⋅ c ⋅ ∆θ. De acordo com ela, percebemos também que 
o calor é proporcional à quantidade de substância (logo, a entalpia é uma propriedade 
extensiva); assim, quanto mais cloreto de cálcio for dissolvido, maior será a quantidade 
de calor liberada. Por isso, nesse caso, referimo-nos aos valores correspondentes à disso-
lução de 1 mol de substância. O calor liberado na dissolução de 1 mol de cloreto de cálcio 
em água a 25 °C é igual a 81,3 kJ. 1
Varia•‹o de entalpia de um sistema
A variação de entalpia de um sistema (∆H) é igual à diferença entre as entalpias fi nal 
(depois da transformação) e inicial (antes da transformação):
∆H = H
fi nal
 - H
inicial
Transformação endotérmica
Ocorre com absorção de calor; a entalpia fi nal é maior que a inicial: ∆H . 0
H
Entalpia final
Entalpia inicial
Absorve calor
do meio:
Hf > Hi
H
f
H
i
∆H > 0
Transformação exotérmica
Ocorre com liberação de calor; a entalpia fi nal é menor que a inicial: ∆H , 0
H
Entalpia inicial
Entalpia final
Libera calor
para o meio:
H
i
 > H
f
H
i
H
f
∆H < 0
Como visto, numa transformação à pressão constante, a variação de entalpia é igual 
ao calor liberado ou absorvido durante a transformação. Assim, a variação de entalpia 
ocorrida na dissolução de cloreto de cálcio em água, por exemplo, é:
∆H = - 81,3 kJ/mol
É comum nos referirmos à variação de entalpia como calor ou, simplesmente, ental-
pia. Assim, se a variação de entalpia da dissolução de cloreto de cálcio é - 81,3 kJ/mol, 
dizemos que a entalpia de dissolução do cloreto de cálcio é - 81,3 kJ.
Observação
1 Nos cálculos apresentados, 
consideramos que todo o calor 
liberado durante a dissolução 
foi absorvido pela água. Isso foi 
possível porque a perda de calor 
para o meio ambiente e o calor 
absorvido pelo calorímetro são 
desprezíveis.
Atenção
1 Propriedades intensivas: são 
aquelas que não dependem da 
quantidade de matéria, como 
pontos de fusão e ebulição.
Propriedades extensivas: são 
aquelas que dependem da 
quantidade da matéria, como 
a massa de uma amostra 
qualquer.
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6 CAPÍTULO 1
Equa•‹o termoqu’mica
A dissolução do cloreto de cálcio em água pode ser representada pela seguinte equação:
CaCl
2(s)
 
H O2 → Ca
(aq.)
2+ + l2C
(aq.)
– + calor
Como o calor liberado na dissolução de 1 mol de cloreto de cálcio é igual a 81,3 kJ, temos:
CaCl
2(s)
 
H O2 → Ca
(aq.)
2+ + l2C
(aq.)
– + 81,3 kJ
Um diagrama de entalpia dessa dissolução seria:
H (kJ)
CaCl
2(s)
Ca2+
 
+ 2Cl –
(aq.)
H
i
H
f
∆H = –
 
81,3 kJ/mol
(aq.)
A forma mais empregada para representar essa equação é:
CaCl
2(s)
 H O2 → Ca(aq.)
2+ + l2C
(aq.)
– ∆H = - 81,3 kJ/mol
O sinal negativo indica que a dissolução é exotérmica.
Por causa do calor liberado, esse pode ser um material para ser colocado em uma bol-
sa térmica para aquecimento.
Essa é a equação termoquímica da dissolução do cloreto de cálcio, ou seja, é a equa-
ção da dissolução acompanhada da variação de entalpia correspondente. Outro exemplo 
de equação termoquímica é a que representa a dissolução do nitrato de amônio (a reação 
que ocorre nas bolsas de “gelo instantâneo”) e poderia ser representada da seguinte forma:
NH
4
NO
3(s)
 + 25,7 kJ H O2 → NH4(aq.)
+ + NO
3(aq.)
–
ou mais usualmente:
NH
4
NO
3(s)
 H O2 → NH4(aq.)
+ + NO
3(aq.)
– ∆H = +25,7 kJ/mol
O sinal positivo indica que a dissolução é endotérmica.
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Veja como fi caria em um diagrama de entalpia:
H (kJ)
NH+ 
 
+ NO–
NH
4
NO
3(s) 
H
f
H
i
∆H = +25,7 kJ/mol
4(aq.) 3(aq.)
A variação de entalpia indicada está relacionada aos coefi cientes dos participantes na 
equação termoquímica. Portanto, durante a dissolução de 1 mol de nitrato de amônio, são 
absorvidos 25,7 kJ. Da mesma maneira, se a quantidade dissolvida for igual a 2 mol, serão 
absorvidos 51,4 kJ:
2NH
4
NO
3(s)
 H O2 → 2NH4(aq.)
+ + 2NO
3(aq.)
Ð ∆H = +51,4 kJ
Algumas observações importantes sobre a variação de entalpia de um sistema.
1. O calor envolvido na dissolução de uma substância também depende da quantidade 
de água presente. Em todos os casos que estudarmos, vamos sempre considerar que 
temos soluções diluídas.
2. A temperatura infl ui no grau de agitação das partículas e, portanto, infl ui na sua ener-
gia. Por isso, devemos indicar a temperatura em que ocorre a transformação, pois o ca-
lor envolvido depende dela. Neste estudo, todos os processos estarão nas condições 
ambientais (25 °C e 1 atm).
3. O estado físico também deverá ser fornecidoporque infl ui na entalpia do sistema. 
Nesse caso, não se esquecer de que:
SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO
Aumenta a energia, logo aumenta a entalpia.
4. A variedade alotrópica das substâncias também infl ui. Sabemos que:
Abundância
na natureza
Estabilidade
Energia (ou
entalpia)
 
1
Forma mais estável Forma menos estável Grafi camente
C
(grafi te)
 + O
2(g)
 w CO
2(g)
∆H = -94 kcal
(a 25 °C e 1 atm)
C
(diamante)
 + O
2(g)
 w CO
2(g)
 
∆H = -94,5 kcal
(a 25 °C e 1 atm)
C
(diamante)
 + O
2(g)
C
(grafite)
 + O
2(g)
∆H = –94 kcal ∆H = –94,5 kcal
CO
2(g)
menos estável
mais estável
H
Como determinar qual é a forma mais estável quando temos duas substâncias dife-
rentes formadas pelo mesmo elemento químico, sabendo-se que não é possível medir a 
entalpia de um sistema (ou de uma substância)?
Para algumas substâncias, como grafi te e diamante, é fácil; porém, se considerarmos 
as formas alotrópicas do enxofre, é mais complicado. É preciso saber se o enxofre mais 
estável é o rômbico ou o monoclínico.
Atenção
1 Analise a combustão (reação 
exotérmica) do gás hidrogênio 
em diferentes estados físicos e 
note que seria liberada maior 
quantidade de calor se a água 
formada estivesse no estado 
sólido.
H
2(g) 
+ 
1
2
O
2(g) 
w H
2
O
1
2
H H
2(g) 
+ O
2(g)
H
i
sólido
líquido
gás
A
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ta
lp
ia
H
2
O
(g)
∆H
(g)
∆H
(,)
∆H
(g)
< ∆H
(,)
< ∆H
(s)
Aumenta o calor
liberado!
Note:
∆H
(s)
H
2
O
(,)
H
2
O
(s)
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8 CAPÍTULO 1
Para resolver esse problema, observe a equação a seguir, em que a variação de entalpia (∆H) foi determinada experimen-
talmente a 25 °C e 1 atm.
S
(r)
 + O
2(g) 
w SO
2(g)
 ∆H = -296,8 kJ
Nessa reação acima, o dióxido de enxofre foi obtido pela reação entre oxigênio e enxofre rômbico (S
(r)
). O enxofre mono-
clínico é outra forma alotrópica do enxofre encontrada na natureza. A equação termoquímica da produção de dióxido de 
enxofre a partir do enxofre monoclínico (S
(m)
) é, a 25 °C e 1 atm:
S
(m)
 + O
2(g)
 w SO
2(g)
 ∆H = -297,1 kJ
Representando essas duas equações em um mesmo diagrama, temos:
S
(m)
 + O
2(g)
S
(r)
 + O
2(g)
∆H
2
 = –297,1 kJ ∆H
1
 = –296,8 kJ
SO
2(g)
H (kJ)
Progresso da reação
A desigualdade entre ∆H
1
 e ∆H
2
 está na diferença de entalpia entre as formas alotrópicas do enxofre. A partir do gráfi co, 
concluímos que a forma de enxofre que apresenta menor entalpia, ou seja, que é mais estável, é o enxofre rômbico. 
Portanto, a entalpia de formação do SO
2
 é igual a - 296,8 kJ/mol (entalpia da reação do enxofre rômbico com o oxigênio).
Elemento Forma mais estável (mais abundante na natureza) Forma menos estável (menos abundante na natureza)
Carbono Grafi te Diamante
Oxigênio O
2(g) 
– gás oxigênio O
3(g)
 – gás ozônio
Enxofre S(α) – enxofre rômbico S(β) – enxofre monoclínico
Fósforo P
n
 – fósforo vermelho P
4
 – fósforo branco
Atividades
 1. (Unimontes-MG) A nutrição parenteral é usada em pacien-
tes incapazes de ingerir uma nutrição adequada, oralmente. 
Os lipídios podem ser utilizados para fornecer energia quan-
do o corpo não pode obter toda a necessidade energética dos 
carboidratos. A proporção de calorias providas por lipídios é 
normalmente 30% das calorias diárias totais. Os lipídios 
provêm 9 cal de energia por grama, e o limite máximo de 
gordura para uma dieta saudável deve ser inferior a 65 g. 
Foi preparada para um paciente uma dieta de 3 000 calo-
rias diárias. Considerando os padrões de limites aceitáveis, 
pode-se afi rmar que a quantidade de lipídios na dieta é:
a) aceitável, inferior a 50 g.
b) aceitável, igual a 64 g.
c) indesejável, superior a 100 g.
d) indesejável, igual a 100 g.
 2. (Ufes) Uma pessoa com febre de 38,5 °C deve perder cerca 
de 4,18 ⋅ 105 J de calor para que sua temperatura corporal 
volte ao normal (36,5 °C). Supondo que a única forma de 
o corpo perder calor seja através da transpiração, a massa 
de água, em gramas, a ser perdida para abaixar a febre 
em 2 °C é:
Dados: ∆H = 43,4 kJ ⋅ mol-1 (calor de vaporização da 
água); MH
2
O = 18 g/mol
a) 9,6
b) 43,4
c) 96,0
d) 173,4
e) 1 734,0
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 3. (Vunesp) Em uma cozinha, estão ocorrendo os seguintes 
processos:
 I. gás queimando em uma das “bocas” do fogão; e
 II. água fervendo em uma panela que se encontra sobre 
essa “boca” do fogão.
Com relação a esses processos, pode-se afi rmar que:
a) I e II são exotérmicos.
b) I é exotérmico e II é endotérmico.
c) I é endotérmico e II é exotérmico.
d) I é isotérmico e II é exotérmico.
e) I é endotérmico e II é isotérmico.
 4. (Fuvest-SP) Considere os seguintes dados:
Reagente Produto ∆H condições padrão
1) C
(gr)
w C
(diam)
+ 0,5 kcal/mol de C
2) I
(g)
w
1
2
I
2(g) - 25 kcal/mol de I
3) 
1
2
Cl
2(g)
w Cl
(g)
+ 30 kcal/mol de Cl
Pode-se afi rmar que o reagente tem maior energia do 
que o produto somente em:
a) 1
b) 2
c) 3
d) 1 e 2
e) 1 e 3
 5. (UPM-SP) Observe a reação a seguir.
Fe
2
O
3(s)
 + 3C
(s)
 + 491,5 kJ w 2Fe
(s)
 + 3CO
(g)
Da transformação do óxido de ferro III em ferro metálico, 
segundo a equação dada, pode-se afi rmar que:
a) é uma reação endotérmica.
b) é uma reação exotérmica.
c) é necessário 1 mol de carbono para cada mol de 
Fe
2
O
3(s)
 transformado.
d) o número de mols de carbono consumido é diferente 
do número de mols de monóxido de carbono produzi-
do.
e) a energia absorvida na transformação de 2 mol de 
Fe
2
O
3(s)
 é igual a 491,5 kJ.
 6. (UFMG) O gás natural (metano) é um combustível utiliza-
do, em usinas termelétricas, na geração de eletricidade, a 
partir da energia liberada na combustão.
CH
4(g)
 + 2O
2(g)
 w CO
2(g)
 + 2H
2
O
(g)
 ∆H = - 800 kJ/mol
Em Ibirité, região metropolitana de Belo Horizonte, está 
em fase de instalação uma termelétrica que deveria ter, 
aproximadamente, uma produção de 2,4 ⋅ 109 kJ/hora de 
energia elétrica. Considere que a energia térmica liberada 
na combustão do metano é completamente convertida 
em energia elétrica. Nesse caso, a massa de CO
2
 lançada 
na atmosfera será, aproximadamente, igual a:
Dado: Massa molar do CO
2
 = 44 g/mol.
a) 3 toneladas/hora.
b) 18 toneladas/hora.
c) 48 toneladas/hora.
d) 132 toneladas/hora.
 7. (FMU-SP) Em um texto encontramos a seguinte frase: 
“Quando a água funde, ocorre uma reação exotérmica”. 
Na frase há: 
a) apenas um erro, porque a água não funde.
b) apenas um erro, porque a reação química é endotérmica.
c) apenas um erro, porque não se trata de reação quími-
ca, mas de processo físico.
d) dois erros, porque não se trata de reação química nem 
o processo físico é exotérmico.
e) três erros, porque a água não sofre fusão, não ocorre 
reação química e o processo físico é endotérmico.
 8. +Enem [H17] No estudo da Termoquímica, a variação de 
entalpia de uma reação é um importante dado a respeito 
do caráter energético das reações. O próprio conceito de 
entalpia é fundamental para o entendimento das relações 
energéticas existentes na natureza.
A reação:
2CO
2
 w 2CO + O
2
apresenta ∆H positivo. Essa informação revela que a reação: 
a) ocorre com contração de volume, evidenciada pela di-
ferença energética entre reagentes e produtos. 
b) libera energia térmica sem que ocorra de fato uma 
reação química. 
c) é catalisada, ou seja, ocorre com velocidade maior que 
uma reação de ∆H negativo. 
d) é endotérmica, ou seja, apresenta produtos com ental-
pia maior que a entalpia dos reagentes. 
e) é espontânea, não necessitando de energia para iniciar-se.
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10 CAPÍTULO 1
Complementares Tarefa proposta 1 a 12
 9. (Uninove-SP) A reação de queima do etanol, um combus-
tível de uso amplo, pode ser representada pela equação 
termoquímica:
C
2
H
6
O
(,)
 + 3O
2(g)
 w 2CO
2(g)
 + 3H
2
O
(g)
 ∆H = - 1 366 kJ
Considerando-se essas informações,pode-se afi rmar que 
na queima de 138,0 g desse combustível ocorre a:
(Dado: massas molares (g ⋅ mol-1): H = 1; C = 12 e O = 16)
a) liberação de 455,6 kJ, pois a reação é exotérmica.
b) liberação de 1 366,9 kJ, pois a reação é endotérmica.
c) liberação de 1 136,1 kJ, pois a reação é endotérmica.
d) liberação de 3 044,7 kJ, pois a reação é exotérmica.
e) liberação de 4 098,0 kJ, pois a reação é exotérmica.
 10. (UPM-SP) Observando-se os dados a seguir, pode-se dizer 
que o reagente apresenta menor energia que o produto 
somente em: 
 I. 
1
2
Cl
2(g)
 w Cl
(g)
 ∆H = + 30 kcal/mol de Cl 
 II. C
(diamante)
 w C
(grafi te)
 ∆H = - 0,5 kcal/mol de C 
 III. H
2
O
(g)
 w H
2
O
(,)
 ∆H = - 9,5 kcal/mol de H
2
O 
a) II 
b) III 
c) III e II 
d) III e I 
e) I
 11. (UFVJM-MG) A energia que os animais necessitam para 
sua sobrevivência vem de reações de oxidação que ocor-
rem no interior de suas células. Uma dessas reações é a 
da oxidação da molécula de glicose, descrita pela reação 
C
6
H
12
O
6
 + 6O
2
 w 6CO
2
 + 6H
2
O, que libera 686 kcal por 
mol de glicose.
Com base nessas informações e em seus conhecimentos, 
avalie estas afi rmações.
 I. 1 mol de glicose sofre combustão, produzindo 108 g 
de água.
 II. 686 kcal correspondem à energia cinética das molécu-
las de CO
2
 e de H
2
O.
 III. Cal é unidade física de potência.
 IV. A energia liberada nas reações da glicose é usada para 
manter os órgãos funcionando. Na forma de energia 
térmica, para manter o animal aquecido e na forma de 
energia mecânica, para locomoção do animal.
Assinale a alternativa que contém apenas as afi rmações 
corretas.
(Dado: MA(u): C = 12; H = 1; O = 16)
a) I e III
b) II e IV
c) I e IV
d) II e III
 12. (UFSM-RS) Considere o seguinte gr áfi co:
De acordo com o gráfi co, indique a opção que comple-
ta, respectivamente, as lacunas da frase: “A variação da 
entalpia, ∆H, é ....; a reação é .... porque se processa .... 
calor.” 
a) positiva, exotérmica, liberando. 
b) positiva, endotérmica, absorvendo. 
c) negativa, endotérmica, absorvendo. 
d) negativa, exotérmica, liberando. 
e) negativa, exotérmica, absorvendo.
R
e
p
ro
d
u
ç
ã
o
/U
F
S
M
-R
S
.
Atenção
1 Uma mesma substância 
apresenta entalpias diferentes 
em estados físicos diferentes, a 
uma mesma temperatura. Por 
isso, sempre devemos indicar o 
estado físico de cada substância 
numa equação termoquímica.
Variação de entalpia nas mudanças de 
estado f’sico
Vimos que a fusão do gelo é uma transformação endotérmica, pois é um processo que 
ocorre com absorção de calor. A variação de entalpia relacionada à fusão de 1 mol de água 
no estado sólido a 0 °C ou, simplesmente, a entalpia de fusão da água no estado sólido a 0 °C, 
determinada experimentalmente, é igual a 6,0 kJ/mol. Isso signifi ca que, para fundir 1 mol de 
água no estado sólido a 0 °C, devemos fornecer 6,0 kJ de energia na forma de calor. 1
A equação termoquímica para a fusão do gelo é:
H
2
O
(s)
 w H
2
O
(,)
 ∆H = + 6,0 kJ
No entanto, como visto antes:
∆H = H
fi nal
 - H
inicial
Assim, como ∆H . 0, a entalpia da água no estado líquido é maior que a entalpia da 
água no estado sólido.
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11
Q
U
ÍM
IC
A
Podemos representar essa transformação em um diagrama de entalpia:
H
2
O
(,)
H
2
O
(s)
∆H = +
 
6,0 kJ
H (kJ)
Progresso da transformação
O processo inverso à fusão é a solidifi cação. O diagrama de entalpia para a solidifi ca-
ção da água é:
H
2
O
(,)
H
2
O
(s)
∆H = –
 
6,0 kJ
H (kJ)
Progresso da transformação
A entalpia de solidifi cação da água a 0 °C é igual a - 6,0 kJ/mol, ou seja, durante a soli-
difi cação de 1 mol de água a 0 °C, são liberados 6,0 kJ de energia.
A vaporização, assim como a fusão, é um processo endotérmico. A entalpia de vapori-
zação da água a 100 °C é igual a + 40,7 kJ/mol. Observe a equação termoquímica e o diagra-
ma de entalpia para a vaporização da água:
H
2
O
(,)
 w H
2
O
(v)
 ∆H = + 40,7 kJ
H
2
O
(v)
H
2
O
(,)
∆H = +40,7 kJ
H (kJ)
Progresso da transforma•‹o
O processo inverso à vaporização é a liquefação (ou condensação). Observe a equa-
ção termoquímica e o diagrama de entalpia que indicam a entalpia de liquefação da 
água:
H
2
O
(v)
 w H
2
O
(,)
 ∆H = - 40,7 kJ
H
2
O
(v)
H
2
O
(,)
∆H = – 40,7 kJ
H (kJ)
Progresso da transformação
A vaporização, assim como a fusão, é um processo endotérmico. A entalpia de vapori-
zação da água a 100 °C é igual a +40,7 kJ/mol. Observe a equação termoquímica e o diagra-
ma de entalpia para a vaporização da água. 2 1
A fusão é um processo endotérmico. A 0 °C, a 
água no estado líquido apresenta entalpia 6,0 kJ 
maior que a da mesma quantidade de água no 
estado sólido, à mesma temperatura.
A solidifi cação é um processo exotérmico. 
Observe que a quantidade de calor liberada 
na solidifi cação é a mesma que a absorvida na 
fusão.
Para vaporizar 1 mol de água a 100 °C, devemos 
fornecer 40,7 kJ de energia.
Durante a liquefação de 1 mol de água, a 
100 °C, são liberados 40,7 kJ de energia. 1
Atenção
1 Note que a quantidade de 
calor necessária para a fusão da 
água (6 kJ/mol) é bem menor 
que a quantidade de calor 
necessário para a ebulição 
da água (40,7 kJ/mol). Isso 
acontece porque, na fusão, são 
rompidas algumas ligações de 
hidrogênio (lembre-se: ligações 
de hidrogênio são as forças 
intermoleculares mais intensas); 
e, na ebulição, são rompidas 
todas as ligações de hidrogênio.
2 A variação de entalpia para 
um processo inverso é igual 
à variação de entalpia para 
o processo direto à mesma 
temperatura, mas com o sinal 
trocado.
Observação
1 Como visto, a entalpia de 
vaporização da água a 100 °C 
é igual a 40,7 kJ/mol. Se a 
temperatura for menor que 
100 °C, a energia necessária à 
vaporização será maior. Se a 
água estiver a 25 °C, por exemplo, 
a entalpia de vaporização será 
igual a 44 kJ/mol.
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12 CAPÍTULO 1
Desenvolva
 H14 Identifi car padrões em fenômenos e processos vitais dos organismos, como manutenção do equilíbrio interno, defesa, relações 
com o ambiente, sexualidade, entre outros.
Leia o texto.
A água é a substância mais abundante dos tecidos vegetais e torna-se de grande importância o conhecimento de algumas de 
suas propriedades, bem como as diversas funções fi siológicas relacionadas com a água nas plantas. Sabemos que a água, apesar 
da abundância, torna-se um recurso bastante escasso quando se trata de sua disponibilidade para as plantas, pois, além de sua 
má distribuição em algumas regiões (áridas e semiáridas), as plantas são pouco ou nada efi cientes no seu uso, uma vez que a 
retém muito pouco para as suas necessidades (água de constituição, de transporte, reagente e de turgescência).
Ao longo do seu ciclo, desde a germinação da semente até a reprodução dela, as plantas aéreas absorvem grandes quantidades 
de água do solo, que é transportada através de suas partes e que passam à atmosfera, sem que intervenha em alguma função 
aparente. Esta perda de água ocorre, sobretudo, em forma de vapor, através de um processo chamado transpiração.
Disponível em: <www2.ufrb.edu.br/mapeneo/downloads/category/10-relacoes-hidricas?download>. Acesso em: 9 maio 2018.
Após a leitura do texto, responda às questões.
a) Qual é a função do processo descrito no texto?
b) Cite pelo menos três fatores externos que infl uem no processo descrito no item a.
c) Se um vegetal, em um ambiente natural a 20 °C, apresentando 105 folhas com área média de 0,5 dm2/ folha, está 
perdendo água para a atmosfera através dos estômatos, em uma média de 5 g/dm2/h, qual será o calor absorvido entre 
10 horas e 14 horas? Apresente o resultado em kcal.
 (Dado: calor latente de vaporização da água = 600 cal/g)
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13
QU
ÍM
IC
A
Entalpia de reação
Entalpia de reação (∆H) é o nome dado à variaçãode entalpia observada em uma rea-
ção química. A entalpia de uma reação é igual à diferença entre as entalpias fi nal (produ-
tos) e inicial (reagentes):
∆H = H
produtos
 - H
reagentes
De acordo com o tipo de reação envolvida, a entalpia de reação recebe denominação 
específi ca para cada caso analisado. 1
Entalpia de combust‹o
Como visto no começo deste capítulo, toda reação de combustão é exotérmica. Expe-
rimentalmente, determinou-se que a combustão de 1 mol de metano, por exemplo, libera 
890 kJ a 25 °C e 1 atm. Assim, a equação termoquímica da combustão do metano pode ser 
representada por:
CH
4(g)
 + 2O
2(g)
 w CO
2(g)
 + 2H
2
O
(,)
 ∆H = - 890 kJ
O valor de ∆H que aparece em uma equação termoquímica está relacionado aos coefi cien-
tes estequiométricos de cada substância participante. Assim, ocorre liberação de 890 kJ por mol 
de metano consumido, ou seja, a entalpia de combustão do metano é igual a 890 kJ/mol. 1
Observe as equações termoquímicas a seguir, referentes à combustão completa de al-
guns combustíveis a 25 °C e 1 atm (as entalpias foram determinadas experimentalmente):
• Octano (presente na gasolina)
C
8
H
18(,)
 + 
25
2
 O
2(g)
 w 8CO
2(g)
 + 9H
2
O
(,)
 ∆H = -5 471 kJ/mol
• Etanol
C
2
H
6
O
(,)
 + 3O
2(g)
 w 2CO
2(g)
 + 3H
2
O
(,)
 ∆H = -1 368 kJ/mol
• Hidrogênio
H
2(g)
 + 
1
2
 O
2(g)
 w H
2
O
(,)
 ∆H = -286 kJ/mol
Interação
A energia não é criada nem destruída. Em Física, os processos de propagação de calor entre dois 
corpos são tratados no caderno 5, capítulo 3. A energia liberada nas reações de combustão será 
usada na obtenção de trabalho, como será visto nos capítulos 3 e 4 do caderno 6.
E se fosse possível? Tema integrador Educação alimentar e nutricional
Especialistas falam sobre os riscos do açúcar para obesidade e diabetes
O açúcar não está presente apenas em doces, frutas e refrigerantes, mas também em alimentos salgados como pães e massas, 
que se transformam em glicose dentro do organismo. A diferença entre eles está na velocidade com que caem na corrente sanguí-
nea: o doce leva poucos segundos, enquanto as moléculas dos demais podem demorar até uma hora para serem quebradas.
Em excesso, o açúcar pode provocar obesidade e diabetes tipo 2, doenças que são facilmente evitadas, com atividade física e 
reeducação alimentar.
[...]
Tomar uma bola de sorvete é o mesmo que comer uma colher e meia de sopa de açúcar.
[...]
Apesar dos riscos, o açúcar não é apenas um vilão: a Organização Mundial da Saúde (OMS) recomenda que ele responda por 10% 
do consumo total de calorias diárias. Em colheres de sopa, a quantidade não deve passar de quatro, o equivalente a 50 gramas. [...]
Disponível em: <g1.globo.com/bemestar/noticia/2011/05/especialistas-falam-sobre-os-riscos-do-acucar-para-obesidade-e-diabetes.html>. 
Acesso em: 9 maio 2018.
A glicose é uma das principais fontes de energia do organismo, liberando, aproximadamente, 2 800 kJ a cada 180 g. Essa quantidade 
é liberada aos poucos conforme a necessidade fi siológica. O que aconteceria com o corpo humano se toda a energia contida na 
forma de glicose fosse liberada rapidamente?
Observação
1 A quantidade de calor 
liberado ou absorvido em 
um processo químico pode 
depender de diversos fatores, 
tais como estado físico e 
alotrópico das substâncias, 
condições de temperatura 
e pressão na qual o sistema 
está submetido e, por fi m, 
a quantidade de substância 
envolvida.
Atenção
1 A entalpia de combustão é 
o calor liberado por um mol 
de combustível nas condições 
padrão (25 oC e 1 atm).
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14 CAPÍTULO 1
Qual é o melhor combustível?
Na escolha de um combustível, podemos usar diferentes critérios de comparação, 
como seu preço, sua disponibilidade ou a poluição gerada por ele. Outra maneira, ainda, 
é analisarmos a quantidade de calor liberada na sua combustão. Uma das formas mais 
usuais para avaliarmos esses combustíveis é comparando o calor liberado na combustão 
de massas iguais entre eles. Assim, considerando 1 g de cada combustível, temos:
• Metano
Massa ——— Calor liberado
 16 g ——— 890 kJ
 1 g ——— x
x = 55,63 kJ/g
• Octano
Massa ——— Calor liberado
 114 g ——— 5 471 kJ
 1 g ——— y
y = 47,99 kJ/g
• Etanol
Massa ——— Calor liberado
 46 g ——— 1 368 kJ
 1 g ——— z
z = 29,74 kJ/g
• Hidrogênio
Massa ——— Calor liberado
 2 g ——— 286 kJ
 1 g ——— w
w = 143 kJ/g
Concluímos que o melhor combustível é o hidrogênio, pois é o que libera maior quan-
tidade de calor pa ra a mesma massa.
Podemos, então, generalizar que, em uma reação de combustão, temos a presença de 
uma substância química (combustível) que reage com o oxigênio (O
2
), chamado de combu-
rente, formando os produtos da combustão e liberando calor (reação exotérmica). Acom-
panhe o esquema a seguir.
Combustível
Hidrocarboneto
ou composto 
orgânico
oxigenado
O
2(g)
CO
2
 + H
2
O s Completa
(chama azul)
CO + H
2
O s Incompleta
(chama amarela)
C
(s)
 + H
2
O s Incompleta
(chama amarela)
Comburente Produtos da combustão ∆H < O
Nesse sentido
aumenta 
a quantidade
de calor 
liberado.
Fuligem, carvão ou negro de fumo 
Interação
Reações de combustão relacionam-se intimamente com fontes de energia. Carvão e petróleo 
são dois materiais usados, principalmente, como combustíveis. Esses são assuntos que ocupam 
toda o caderno 4 de Geografi a.
As espaçonaves do tipo shuttle, 
como a Challenger – que explodiu 
em pleno voo em 1986 –, utilizam 
a mistura hidrogênio oxigênio para 
a obtenção de energia de seus 
propulsores. 1
Observações
1 O hidrogênio também é o 
combustível menos poluente 
(tanto que muitas vezes ele é 
chamado de combustível limpo), 
pois o único produto formado 
na sua combustão é a água.
2 Quando há formação 
de CO
2
, a combustão é 
dita completa porque essa 
substância não é combustível; 
muito pelo contrário, ela 
extingue a chama. Formando 
CO ou C
(s)
, a combustão é dita 
incompleta porque ambas as 
substâncias são combustíveis, 
ou seja, reagem com oxigênio, 
liberando calor.
2
 E
v
e
re
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 H
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S
h
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rs
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c
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15
Q
U
ÍM
IC
A
Decifrando o enunciado Lendo o enunciado
Qual é a relação estabelecida 
pelo exercício: Este item envolve 
relação entre quantidade de 
energia liberada e quantidade 
de CO
2
 produzido.
De que depende a quantidade 
de CO
2
? A quantidade de 
CO
2
 produzido depende 
da quantidade de átomos 
de carbono presentes no 
combustível. Assim, deve-se 
compor a equação da reação de 
combustão.
Como resolver na prática: 
O processo terá de ser repetido 
nas cinco alternativas.
(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
0 , defi nido como a energia liberada 
na queima completa de um mol de combustível no estado padrão. O quadro seguinte 
relaciona algumas substâncias que contêm carbono e seu ( )∆HC
0 .
Substância Fórmula ( )∆HC0 (kJ/mol)
benzeno C
6
H
6(,)
-3 268
etanol C
2
H
5
OH
(,)
-1 368
glicose C
6
H
12
O
6(s)
-2 808
metano CH
4(g)
-890
octano C
8
H
18(,)
-5 471
Neste contexto, qual dos combustíveis, quando queimado completamente, libera mais 
dióxido de carbono no ambiente pela mesma quantidade de energia produzida? 
a) Benzeno
b) Metano
c) Glicose
d) Octano
e) Etanol
Resolução
Resposta: C
As reações de combustão são:
C
6
H
6(,)
 + 
15
2
O
2(g)
 w 6CO
2(g)
 + 3H
2
O
(,) 
 ∆HC
0 = -3 268 kJ
C
2
H
5
OH
(,)
 + 3O
2(g)
 w 2CO
2(g)
 + 3H
2
O
(,) 
 ∆HC
0
= -1 368 kJ
C
6
H
12
O
6(s)
 + 6O
2(g)
 w 6CO
2(g)
 + 6H
2
O
(ℓ)
 ∆HC
0 = -2 808 kJ
CH
4(g)
 + 2O
2(g)
 w CO
2(g)
 + 2H
2
O
(ℓ)
 H∆ C
0 = -890 kJ
C
8
H
18(,)
 + 
25
2
O
2(g)
 w 8CO
2(g)
 + 9H
2
O
(,)
 H∆C
0
= -5 471 kJ
Para uma mesma quantidade de energia liberada (Q), teremos;
• Para o benzeno:
 1 mol de benzeno forma 6 mol de CO
2
 ——— 3 268 kJ
 a mol de CO
2
 ——— Q
 a = 0,0018Q mol de CO
2
• Para o etanol:
 1 mol de etanol forma 2 mol de CO
2
 ——— 1 368 kJ
 b mol de CO
2
 ——— Q
 b = 0,0014Q mol de CO
2
• Para a glicose:
 1 mol de glicose forma 6 mol de CO
2
 ——— 2 808 kJ
 c mol de CO
2
 ——— Q
 c = 0,0021Q mol de CO
2
• Para o metano:
 1 mol de metano forma 1 mol de CO
2
 ——— 890 kJ
 d mol de CO
2
 ——— Q
 d = 0,0011Q mol de CO
2
• Para o octano:
 1 mol de octano forma 8 mol de CO
2
 ——— 5 471 kJ
 e mol de CO
2
 ——— Q
 e = 0,0014Q mol de CO
2
Analisando-se os valores, nota-se que, para uma mesma quantidade de energia liberada, 
a glicose libera maior quantidade de CO
2
.
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16 CAPÍTULO 1
Contextualize
Movido a urina e fezes: o potencial dos dejetos humanos como 
combustíveis do futuro
O nosso planeta tem um problema. Os humanos, 
como todas as outras criaturas vivas, produzem mui-
to... bem, muitos restos desagradáveis. [...]
Mas talvez estejamos olhando para nosso esgoto 
pelo lado errado – ele pode ser uma commodity pre-
ciosa, em vez de um subproduto malcheiroso das nos-
sas vidas diárias.
Vários engenheiros criativos estão encontrando 
maneiras de aproveitar o potencial dos nossos dejetos 
corporais, transformando-os em energia para ilumi-
nar nossas casas e dar combustível aos nossos carros. 
[...]
O poder do xixi
[...]
Pesquisadores da Universidade do Oeste da In-
glaterra criaram estações compactas de eletricidade 
conhecidas como pilhas de combustível microbiótico 
capazes de transformar xixi em energia elétrica que 
pode ser usada para iluminar salas pequenas ou ligar 
pequenos aparelhos eletrônicos.
As pilhas de combustíveis são únicas por conter bactéria que geralmente é encontrada na parte de baixo de navios ou plata-
formas de petróleo no oceano. Elas crescem em eletrodos e se alimentam do material orgânico presente na urina conforme ele 
passa por elas, produzindo uma pequena corrente de energia.
[...]
Os pesquisadores já usaram as pilhas movidas a xixi para recarregar um smartphone, apesar de ter demorado cerca de 64 horas 
para encher a bateria totalmente. [...]
O potencial do cocô
[...] 
“Sedimentos fecais” pode parecer uma frase estranha no contexto de energia limpa, mas esse não é o único projeto da área 
envolvendo o chamado número dois. [...]
Segundo um relatório feito pela Universidade das Nações Unidas no Japão, se todas as fezes humanas forem transformadas 
em biogás, isso poderia gerar eletricidade para 138 milhões de lares. [...]
Combustível de gordura
Em quase toda cidade do mundo, há bolhas coaguladas de gordura, óleo e sebo que formam “fatbergs” (“icebergs de gordura”, 
em português) que entopem canos.
Entre os maiores descobertos publicamente está um encontrado neste ano nos túneis vitorianos embaixo do bairro de Whitechapel, 
em Londres. 
O fatberg de 250 metros – o dobro do comprimento de um campo de futebol do Estádio de Wembley – pesava 130 toneladas 
e levou quase três semanas para ser limpo. Mas, em vez de ser despejado em um aterro, o bloco de gordura foi enviado a uma 
planta de processamento inovador e transformado em 10 mil litros de biodiesel que pode ser usado em ônibus e caminhões. [...]
O combustível resultante pode ser misturado com diesel normal para ser usado em motores. [...]
Disponível em: <www.bbc.com/portuguese/vert-fut-41743336>. Acesso em: 9 maio 2018.
 1. Cite um problema ambiental gerado pela falta de tratamento de esgoto das cidades.
 2. Avalie qual é o impacto social e econômico da produção de energia elétrica pelo processo descrito na reportagem.
 3. A respeito da produção de energia a partir dos dejetos sólidos:
a) Escreva a equação da reação de combustão do principal combustível produzido no tratamento do cocô.
b) Qual é o problema ambiental associado ao uso do combustível produzido a partir do fatberg?
 
Um técnico de esgoto segura um "fatberg" em um túnel de Londres.
A
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 F
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17
Q
U
ÍM
IC
A
Entalpia de neutralização
É o calor liberado na reação entre 1 mol de H+ proveniente de um ácido de Arrhenius e 
1 mol de OH- proveniente de uma base de Arrhenius.
A quantidade de calor liberada na reação entre um mol de ácido forte e um mol de 
base forte, a 25 °C e 1 atm, é constante e igual a 13,6 kJ/mol, pois se encontram totalmente 
ionizados (no caso dos ácidos) ou dissociados (no caso das bases).
Assim: +1H
(aq.)
 + 1OH
(aq.)
– w H
2
O
(,)
 ∆H = - 13,6 kJ
Entalpia de formação
Entalpia de formação é a quantidade de calor liberada ou absorvida na formação de 
1 mol de substância composta a partir de substâncias simples no estado-padrão.
Segue uma lista de entalpia-padrão de algumas substâncias inorgânicas e orgânicas.
Substância Fórmula ∆H f
0 (kJ ⋅ mol21)
Amônia NH
3(g)
- 46,11
Dióxido de carbono CO
2(g)
- 393,5
Monóxido de carbono CO
(g)
- 110,53
Tetróxido de dinitrogênio N
2
O
4(g)
+ 9,16
Cloreto de hidrogênio HCl
(g)
- 92,31
Fluoreto de hidrogênio HF
(g)
- 271,1
Dióxido de nitrogênio NO
2(g)
+ 33,18
Óxido nítrico NO
(g)
+ 90,25
Cloreto de sódio NaCl - 411,15
Água (líquida) H
2
O
(,)
- 285,83
Água (gás) H
2
O
(g)
- 241,82
Benzeno C
6
H
6
+ 49,0
Etanol C
2
H
5
OH
(,)
- 277,69
Etino (acetileno) C
2
H
2(g)
+ 226,73
Glicose C
6
H
12
O
6(g)
- 1 268
Metano CH
4(g)
- 74,81
Fonte: P. Atkins. Princ’pios de Qu’mica.
Estado-padr‹o
Como visto, não é possível determinar a entalpia de uma substância, mas é possí-
vel determinar experimentalmente a variação de entalpia de uma transformação. Assim, 
somente podemos conhecer a entalpia de uma reação química fazendo a reação. Como 
existem muitas reações possíveis, para facilitarem a determinação da entalpia, os quími-
cos passaram a defi nir valores arbitrários para a entalpia de algumas substâncias. Assim, 
defi niu-se que todas as substâncias simples apresentam entalpia igual a zero, em determi-
nadas condições, conhecidas como estado-padrão. 1
Portanto, substâncias simples, como H
2(g)
, O
2(g)
, C
(gr.)
, S
(r)
, Br
2(,)
 e Fe
(s)
, por convenção, apre-
sentam entalpia igual a zero no estado-padrão.
Determinamos agora as entalpias para outras substâncias, usando os valores de ental-
pia escolhidos como referência. Veja o exemplo.
Considere a equação a seguir, a 25 °C e 1 atm.
C
(gr.)
 + O
2(g) 
w CO
2(g) 
H
f
0∆ = - 393,5 kJ/mol
Na equação, H
f
0∆ é chamado entalpia-padrão de formação.
Como ∆H = H
produtos
 - H
reagentes
, temos:
H
f
0∆ = H
CO
0
2(g)
- ( )+H HC(gr.)0 O02(g) = - 393,5 kJ/mol
Como H
C
0
(gr .)
 = H
O
0
2(g)
 = 0, temos: H
CO
0
2(g)
 = - 393,5 kJ
Defi nição
 Estado-padr‹o : estado físico e 
alotrópico mais estáveis de uma 
substância sob pressão de 1 atm 
e temperatura de 25 °C.
Observação
1 Usamos entalpia-padrão 
somente se estamos nas 
condições padrão. É comum, 
porém, encontrarmos, em 
algumas questões e livros, o 
símbolo ∆H (e não ∆H0), mesmo 
para a entalpia-padrão.
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18 CAPÍTULO 1
A entalpia do gás carbônico é numericamente igual à sua entalpia-padrão de formação. As entalpias-padrão de forma-
ção das outras substâncias são determinadas da mesma forma que a do gás carbônico. Veja os exemplos.
H
2(g) 
+ O
2(g)
 w H
2
O
(,)
 H
f
0∆ = H
H O
0
2
 = - 285,8 kJ/mol
S
(r)
 + O
2(g)
 w SO
2(g)
 H
f
0∆ = H
SO
0
2
= - 296,8 kJ/mol
Cálculo da entalpia-padrão de uma reação
Podemos calcular a entalpia-padrão de uma reação a partir dos valores de entalpias-padrão de formação. Para isso, bas-
ta revermos alguns conceitos, tais como:
1. ∆H = H
fi nal
 - H
inicial
2. A entalpia-padrão de uma substância simples, nas condições padrão, porconvenção é zero.
3. A entalpia-padrão de uma substância composta é numericamente igual ao seu calor (entalpia) de formação. Em uma 
reação química, podemos pensar da seguinte forma:
Reagente(s) w Produto(s) ∆H = ?
ΣH
reagentes
H
inicial
ΣH
produtos
H
final
Então, o ∆H de uma reação poderá ser dado por:
∆H = ΣH
produtos
 - ΣH
reagentes
Atividades
 13. (UFMG) Um tubo de ensaio aberto, contendo acetona, é 
mergulhado em um béquer maior, isolado termicamente, 
o qual contém água, conforme mostrado na fi gura.
Acetona
Água
Termômetro
A temperatura da água é monitorada durante o processo 
de evaporação da acetona, até que o volume desta se 
reduz à metade do valor inicial. Assinale a alternativa cujo 
gráfi co descreve qualitativamente a variação da tempe-
ratura registrada pelo termômetro mergulhado na água, 
durante esse experimento.
a) 
0 Tempo
Te
m
p
e
ra
tu
ra
b) 
0 Tempo
Te
m
p
e
ra
tu
ra
c) 
0 Tempo
Te
m
p
e
ra
tu
ra
d) 
0 Tempo
Te
m
p
e
ra
tu
ra
14. (UFRGS-RS) Considere as transformações a que é subme-
tida uma amostra de água, sem que ocorra variação da 
pressão externa:
Vapor de água Água líquida Gelo
1
2
3
4
Pode-se afi rmar que:
a) as transformações 3 e 4 são exotérmicas.
b) as transformações 1 e 3 são endotérmicas.
c) a quantidade de energia absorvida em 3 é igual à 
quantidade liberada em 4.
d) a quantidade de energia liberada em 1 é igual à quan-
tidade liberada em 3.
e) a quantidade de energia liberada em 1 é igual à quan-
tidade absorvida em 2.
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19
Q
U
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A
15. (UFMG) Ao se sair molhado em local aberto, mesmo em 
dias quentes, sente-se uma sensação de frio. Esse fenô-
meno está relacionado com a evaporação da água que, no 
caso, está em contato com o corpo humano. Essa sensação 
de frio explica-se corretamente pelo fato de que a evapo-
ração da água: 
a) é um processo endotérmico e cede calor ao corpo.
b) é um processo endotérmico e retira calor do corpo.
c) é um processo exotérmico e cede calor ao corpo. 
d) é um processo exotérmico e retira calor do corpo.
 16. (UFV-MG) Considere as equações das reações de combus-
tão do metano e do propano:
CH
4(g)
 + 2O
2(g)
 w CO
2(g)
 + 2H
2
O
(,)
 ∆H0 = -890 kJ ⋅ mol-1
C
3
H
8(g)
 + 5O
2(g)
 w 3CO
2(g)
 + 4H
2
O
(,)
 ∆H0 = -2 220 kJ ⋅ mol-1
A combustão completa de 44 g de metano libera:
(Dado: massa molar do CH
4
 = 16 g/mol)
a) a mesma quantidade de gás carbônico que a combus-
tão completa de 1,0 mol de propano.
b) mais gás carbônico que a combustão completa de 44 g 
de propano.
c) a mesma quantidade de energia que a combustão 
completa de 44 g de propano.
d) mais energia que a combustão de 1,0 mol de propano.
e) menos energia que a combustão de 44 g de propano.
17. (PUC-MG) Sejam dados os processos abaixo:
 I. Fe
(s)
 w Fe
(,)
 II. H
2
O
(,)
 w H
2(g)
 + 
1
2
O
2(g)
 III. C
(s)
 + O
2(g)
 wCO
2(g)
 IV. H
2
O
(v)
 w H
2
O
(s)
A opção que representa somente fenômenos químicos 
endotérmicos é: 
a) I e II apenas. 
b) II e IV apenas. 
c) III e IV apenas. 
d) II, III e IV apenas.
18. (Uece) O sulfeto de zinco, usado por Ernest Rutherford no 
seu famoso experimento, emite luz por excitação causada 
por raios X ou feixe de elétrons e reage com o oxigênio, 
produzindo um óxido de zinco e dióxido de enxofre. Os 
calores de formação das diferentes substâncias estão na 
tabela a seguir.
Substância
Calor de formação 
(kcal/mol)
ZnS
(s)
- 43,90
SO
2(g)
- 69,20
ZnO
(s)
- 83,50
Utilizando-se os valores da tabela, o calor de combustão 
do sulfeto de zinco será:
a) - 217,6 kcal/mol
b) + 163,2 kcal/mol
c) - 108,8 kcal/mol
d) + 54,4 kcal/mol
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20 CAPÍTULO 1
19. (PUC-MG) Sejam dadas as seguintes equações termoquí-
micas (25 °C, 1 atm): 
 I. C
(grafi te)
 + O
2(g)
 w CO
2(g)
 ∆H
1
 = -393,5 kJ/mol 
 II. C
(diamante)
 + O
2(g)
 w CO
2(g)
 ∆H
2
 = -395,4 kJ/mol 
Com base nessas equações, todas as afi rmativas estão 
corretas, exceto: 
a) a formação de CO
2
 é um processo exotérmico. 
b) a equação II libera maior quantidade de energia, pois 
o carbono diamante é mais estável que o carbono 
grafi te. 
c) a combustão do carbono é um processo exotérmico. 
d) a variação de entalpia necessária para converter 1,0 mol 
de grafi te em diamante é igual a + 1,9 kJ. 
e) a reação de transformação de grafi te em diamante é 
endotérmica.
Nesse processo, certa quantidade de energia é fornecida 
ao organismo, cujo valor pode ser estimado a partir dos 
dados da tabela a seguir.
Substância
∆H reação
0
 
(a 298 K, em kJ/mol)
C
6
H
12
O
6(s)
- 1 277
CO
2(g)
- 394
H
2
O
(,)
- 286
Considerando essas informações, o valor da variação de 
entalpia-padrão da reação para a oxidação de 1 mol 
de glicose é:
a) - 1 957 kJ/mol
b) + 597 kJ/mol
c) + 2 803 kJ/mol
d) - 597 kJ/mol
e) - 2 803 kJ/mol
 24. Conhecem-se as equações termoquímicas: 
S
(r)
 + O
2(g)
 w SO
2(g)
 ∆H
2
 = -71,0 kcal/mol
S
(m)
 + O
2(g)
 w SO
2(g)
 ∆H
1
 = -71,1 kcal/mol
Sobre elas, julgue (V ou F) as afi rmações a seguir.
 I. A formação de SO
2
 é sempre endotérmica. 
 II. A conversão da forma rômbica na forma monoclínica 
é endotérmica. 
 III. A forma alotrópica estável do enxofre na temperatura 
da experiência é monoclínica. 
 21. (Ufl a-MG) Considere a seguinte reação ocorrendo à pres-
são constante:
H
2
O
(s)
 w H
2
O
(,)
 ∆H = 7,3 kJ
Sobre essa reação, é correto afi rmar:
a) A entalpia da água líquida é menor que a da água no 
estado sólido (gelo).
b) A solidifi cação da água é um processo que libera 
calor.
c) A variação entre a entalpia dos produtos e dos reagen-
tes é menor que zero.
d) A reação é exotérmica.
 22. (FCC-BA) Qual das reações a seguir exemplifi ca uma mu-
dança de estado que ocorre com liberação de energia 
térmica? 
a) H
2(,)
 w H
2(g)
b) H
2
O
(s)
 w H
2
O
(,) 
c) O
2(g)
 w O
2(,)
d) CO
2(s)
 w CO
2(,)
e) Pb
(s)
 w Pb
(,)
 23. (UFPB) A glicose, C
6
H
12
O
6
, é encontrada em vários frutos 
e pode ser obtida industrialmente pela hidrólise do ami-
do. No organismo, a glicose é oxidada em um processo 
metabólico que ocorre nas células, por meio de uma série 
de reações, cuja reação global pode ser representada pela 
equação a seguir.
C
6
H
12
O
6(s)
 + 6O
2(g)
 w 6CO
2(g)
 + 6H
2
O
(,)
 20. +Enem [H17] O fenômeno da combustão é comum a 
diversos tipos de substância e representa uma forma de o 
ser humano angariar energia de processos químicos para 
alimentar máquinas térmicas. Nos últimos anos, a busca 
por combustíveis capazes de gerar menos gases poluentes 
passou a ser encarada com prioridade pelas nações que 
se comprometeram a lutar pela defesa do meio ambiente. 
O gás hidrogênio está entre os combustíveis que cumprem 
essa missão, cuja combustão é evidenciada pela seguinte 
reação:
a) 2H
2(g)
 + C
(s)
 + 2O
2(g)
 w H
2
O
(g)
 + CO
2(g)
 ∆H = + 286 kJ/mol
b) 2H
2(g)
 + C
(s)
 + 2O
2(g)
 w H
2
O
(g)
 + CO
2(g)
 ∆H = - 286 kJ/mol
c) 2H
(g)
 + O
(g)
 w H
2
O
(g)
 ∆H = + 286 kJ/mol
d) 2H
2(g)
 + O
2(g)
 w 2H
2
O
(,)
 ∆H = - 286 kJ/mol
e) 2H
2(g)
 + O
2(g)
 w 2H
2
O
(,)
 ∆H = + 286 kJ/mol
Complementares Tarefa proposta 13 a 24
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21
QU
ÍM
IC
A
Tarefa proposta
 5. (Fuvest-SP) Experimentalmente observa-se que, quando 
se dissolve etanol na água, há aumento na temperatura 
da mistura. Com base nesse fato, demonstre ou refute a 
seguinte afi rmação: “A dissolução do etanol em água é 
um processo endotérmico”.
 6. (Unicamp-SP) Um botijão de gás de cozinha, contendo 
butano, foi utilizado em um fogão durante um certo tem-
po, apresentando uma diminuição de massa de 1,0 kg. 
Sabendo-se que:
C
4
H
10(g)
 + 6,5O
2(g)
 w 4CO
2(g)
 + 5H
2
O
(g)
 ∆H = -2 900 kJ/mol 
a) Qual a quantidade de calor que foi produzida no fogão 
devido à combustão do butano? 
b) Qualo volume, a 25 °C e 1,0 atm, de butano consu-
mido? 
 (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)
 7. (UFMG) As dissoluções de NaCl
(s)
 e de NaOH
(s)
 em água 
provocam diferentes efeitos térmicos. O quadro mostra as 
etapas hipotéticas do processo de dissolução desses dois 
sólidos.
Etapa Dissolução do NaCl Dissolução do NaOH
Dissociação 
do sólido
NaCl
(s)
 w +Na(g) + lC (g)
– NaOH
(s)
 w +Na(g) + OH(g)
–
Solvatação 
do cátion
+Na(g) w 
+Na(aq.)
+Na(g) w 
+Na(aq.)
Solvatação 
do ânion
lC (g)
– w lC (aq.)
– OH(g)
– w OH(aq.)
–
Processo 
global
NaCl
(s)
w +Na(aq.) + lC (aq.)
–
∆H = 5 kJ/mol
NaOH
(s)
 w +Na(aq.) + OH(aq.)
–
∆H = -44 kJ/mol
Considerando-se, em cada etapa, a formação e o rompi-
mento de ligações químicas, ou interações intermolecu-
lares, e as variações de entalpia, é incorreto afi rmar que:
a) a dissolução do sólido, em ambos os casos, consome 
energia.
b) a solução de NaCl
(aq.)
 tem mais energia que o sistema 
formado por NaCl
(s)
 e água.
c) a temperatura aumenta na dissolução de NaOH
(s)
.
d) o ânion OH- forma ligações de hidrogênio com a água.
 8. (Fuvest-SP) Quando 0,500 mol de etanol (C
2
H
6
O) líquido 
sofre combustão total sob pressão constante, produzindo 
CO
2
 e H
2
O, gasosos, a energia liberada é 148 kcal. Na 
combustão de 3,00 mol de etanol, nas mesmas condições, 
a entalpia dos produtos, em relação à dos reagentes, é:
a) 74 kcal menor.
b) 444 kcal menor.
c) 888 kcal menor.
d) 444 kcal maior.
e) 888 kcal maior.
 9. (UFRS) A dissolução de NaCl em água envolve basicamente 
a quebra da ligação iônica e a formação da interação íon-
-dipolo (solvatação). Como essa dissolução é endotérmica, 
é correto afi rmar que:
 1. (Unitau-SP) Observe as seguintes equações termoquímicas:
 I. C
(s)
 + H
2
O
(g)
 w CO
(g)
 + H
2(g)
 ∆H = 31,4 kcal
 II. CO
(g)
 + 
1
2
 O
2(g)
 w CO
2(g)
 ∆H = - 67,6 kcal
 III. H
2(g)
 + 
1
2
 O
2(g)
 w H
2
O
(g)
 ∆H = - 57,8 kcal
De acordo com a variação de entalpia, podemos afi rmar:
a) I é endotérmica, II e III exotérmicas.
b) I e III são endotérmicas, II exotérmica.
c) II e III são endotérmicas, I exotérmica.
d) I e II são endotérmicas, III exotérmica.
e) II é endotérmica, I e III exotérmicas.
 2. (Univaço-MG) Ao sair de uma piscina, em local aberto e 
ventilado, mesmo em dias quentes, sente-se uma sensação 
de frio. Esse fenômeno está relacionado com a evaporação 
da água que, no caso, está em contato com o corpo hu-
mano. Essa sensação de frio explica-se corretamente pelo 
fato de a evaporação da água ser:
a) um processo endotérmico e cede calor ao corpo.
b) um processo endotérmico e retira calor do corpo.
c) um processo exotérmico e cede calor ao corpo.
d) um processo exotérmico e retira calor do corpo.
 3. A “cal extinta” [Ca(OH)
2
] pode ser obtida pela reação 
entre óxido de cálcio (CaO) e água (H
2
O), com conse-
quente liberação de energia. O óxido de cálcio, ou “cal 
viva”, por sua vez, é obtido por forte aquecimento de 
carbonato de cálcio (CaCO
3
). As equações referentes às 
reações são:
 I. CaO + H
2
O w Ca(OH)
2
 + calor
 II. CaCO
3
 + calor w CaO + CO
2
Identifi que a afi rmativa correta:
a) A reação II é exotérmica.
b) Ambas as reações são endotérmicas.
c) A reação I é uma reação endotérmica.
d) Ambas as reações são exotérmicas.
e) A reação II é endotérmica.
 4. (PUC-MG) Sejam dadas as seguintes equações termoquí-
micas (∆H em kcal/mol (25 °C e 1 atm)
 I. Cu
(s)
 + 
1
2
O
2(g)
 w CuO
(s)
 ∆H = - 37,6 
 II. C
(s)
 + 
1
2
 O
2(g)
 w CO
(g)
 ∆H = - 26,0 
 III. 2 Al
(s)
 + 
3
2
O
2(g)
 w Al
2
O
3(s)
 ∆H = - 400,0 
 IV. 2Au
(s)
 + 
3
2
O
2(g)
 w Au
2
O
3(s)
 ∆H = + 20,0 
 V. F
2(g)
 + 
1
2
O
2(g)
 w F
2
O
(g)
 ∆H = + 5,0 
Nas condições citadas, a equação que representa a reação 
mais exotérmica é: 
a) I b) II c) III d) IV e) V
Et_EM_2_Cad6_QUI_c01_01a23.indd 21 5/17/18 4:14 PM
22 CAPÍTULO 1
a) a energia da ligação iônica é, em módulo, maior que a 
energia de interação íon-dipolo.
b) a energia da ligação iônica é, em módulo, menor que 
a energia da interação íon-dipolo.
c) a energia da ligação iônica é, em módulo, igual à ener-
gia da interação íon-dipolo.
d) a ligação iônica é mais fraca que a interação íon-dipolo.
e) o meio externo absorve energia durante a dissolução.
 10. (IFPI) As gorduras apresentam, em geral, um valor 
energético de 9 000 cal/g. A manteiga comum con-
tém 85% de gordura (em massa) e as manteigas light 
têm uma redução de 30% na quantidade de gorduras 
em relação às manteigas comuns. Teoricamente, para 
que uma pessoa aumente seu peso em 1 kg, ela deve 
acumular 7 700 cal além do mínimo necessário para 
o bom funcionamento do organismo. Considere uma 
pessoa que tenha uma dieta na qual não há excesso nem 
carência de calorias e que consuma semanalmente 2 g de 
manteiga light. Se essa pessoa decidir trocar a manteiga 
light por comum, mantendo o consumo de 2 g por se-
mana, quantos dias, aproximadamente, levaria para que 
ela engordasse 2 kg?
a) 4
b) 8
c) 24
d) 16
e) 20 
 11. (Unicamp-SP) Uma vela é feita de um material ao qual 
se pode atribuir a fórmula C
20
H
42
. Qual o calor liberado 
na combustão de 10,0 g desta vela à pressão constante? 
(Massas molares: C = 12 g/mol; H = 1 g/mol) 
C
20
H
42(s)
 + 
61
2
O
2(g)
 w 20CO
2(g)
 + 21H
2
O
(g)
 ∆H = - 13 300 kJ
12. +Enem [H17] Ao abrirmos a válvula de um botijão de gás 
de cozinha, percebemos que o sistema sofre resfriamento 
intenso. Isso porque a expansão é um processo endotérmico, 
que resulta em retirada de calor das vizinhanças do processo.
Quando se comprime o mesmo gás, em um botijão de 
menor volume que o inicial, pode-se observar:
a) absorção de luz na compressão do gás.
b) manutenção da temperatura do sistema.
c) aquecimento do sistema. 
d) a ocorrência de reação química entre as moléculas do 
gás e o ferro do botijão. 
e) a queda de pressão no interior do botijão por causa da 
repentina variação da quantidade de gás.
 13. (UFU-MG) São processos endotérmicos e exotérmicos, 
respectivamente, as mudanças de estado: 
a) fusão e ebulição.
b) solidificação e liquefação.
c) condensação e sublimação.
d) sublimação e fusão.
e) sublimação e solidificação.
 14. (Acafe-SC) Sessenta e quatro gramas de gás metano fo-
ram submetidos a combustão completa. A energia liberada 
nessa reação nas condições padrão (em módulo) é de:
(Dados: entalpias de formação nas condições padrão:
CH
4(g)
 = - 75 kJ/mol; CO
2(g)
 = - 394 kJ/mol; H
2
O
(,)
 = - 286 kJ/mol; 
massas molares: C: 12 g/mol, H: 1 g/mol; equação de 
combustão completa do gás metano (não balanceada): 
CH
4(g)
 + O
2(g)
 w CO
2(g)
 + H
2
O
(,)
)
a) 605 kJ
b) 891 kJ
c) 3 564 kJ
d) 755 kJ
 15. (UFJF-MG) Considere os processos a seguir.
 I. queima do carvão;
 II. fusão do gelo à temperatura de 25 ºC; 
 III. combustão da madeira.
a) Apenas o primeiro é exotérmico. 
b) Apenas o segundo é exotérmico. 
c) Apenas o terceiro é exotérmico. 
d) Apenas o primeiro é endotérmico. 
e) Apenas o segundo é endotérmico.
 16. (UFRGS-RS) A reação de formação da água é exotérmica. 
Qual das reações a seguir desprende a maior quantidade 
de calor? 
a) H
2(g)
 + 
1
2
 O
2(g)
 w H
2
O
(g)
b) H
2(g)
 + 
1
2
 O
2(g)
 w H
2
O
(,)
c) H
2(g)
 + 
1
2
 O
2(g)
 w H
2
O
(s)
d) H
2(g)
 + 
1
2
 O
2(,)
 w H
2
O
(,) 
e) H
2(,)
 + 
1
2
 O
2(,)
 w H
2
O
(,)
 17. (Fuvest-SP) Com relação aos combustíveis metanol (H
3
COH) 
e etanol (C
2
H
5
OH):
(Dados: massas atômicas (H = 1,0; C = 12; O = 16); 
calor de combustão do metanol = 640 kJ/mol; do etanol = 
= 1 240 kJ/mol)
a) calcule a massa de CO
2
 formada na queima completa 
de 1 mol de cada um dos álcoois;
b) para massas iguais dos combustíveis, em qual caso 
haverá liberação de maior quantidade de calor? Justi-
fique.
 18. (UEL-PR) Considere asseguintes entalpias de formação em 
kJ/mol: 
Al
2
O
3(s)
 = -1 670 e MgO
(s)
 = -604
Com essas informações, pode-se calcular a variação da 
entalpia da reação representada por:
3MgO
(s)
 + 2Al
(s)
 w 3Mg
(s)
 + Al
2
O
3(s)
Seu valor é igual a:
a) -1 066 kJ
b) -142 kJ
c) +142 kJ
d) +1 066 kJ
e) +2 274 kJ
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23
Q
U
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IC
A
 19. (Vunesp) Na fabricação de chapas para circuitos eletrôni-
cos, uma superfície foi recoberta por uma camada de ouro, 
por meio de deposição a vácuo.
(Dados: n = 6 ⋅ 1023; massa molar do ouro = 197 g/mol; 
1 g de ouro = R$ 17,00
(Folha de S.Paulo, 20 ago. 2000)
a) Sabendo que para recobrir essa chapa foram neces-
sários 2 ⋅ 1020 átomos de ouro, determine o custo do 
ouro usado nessa etapa do processo de fabricação.
b) No processo de deposição, o ouro passa diretamente 
do estado sólido para o estado gasoso. Sabendo que a 
entalpia de sublimação do ouro é 370 kJ/mol, a 298 K, 
calcule a energia mínima necessária para vaporizar 
essa quantidade de ouro depositada na chapa.
 20. (UFPR) Fulerenos são compostos de carbono que podem 
possuir forma esférica, elipsoide ou cilíndrica. Fulerenos 
esféricos são também chamados buckyballs, pois lembram 
a bola de futebol. A síntese de fulerenos pode ser realizada 
a partir da combustão incompleta de hidrocarboneto sem 
condições controladas.
a) Escreva a equação química balanceada da reação de 
combustão de benzeno (C
6
H
6
) a C
60
.
b) Fornecidos os valores de entalpia de formação na tabela 
a seguir, calcule a entalpia da reação padrão do item a.
Espécie ∆H f
0 (kJ ⋅ mol21)
H
2
O
(,)
- 286
C
6
H
6(,)
49
C
60(s)
2 327
21. (UFRS-RS) A reação cujo efeito térmico representa o calor 
de formação do ácido sulfúrico é:
a) H
2
O
(,)
 + SO
3(g)
 w H
2
SO
4(,)
b) H
2(g)
 + S
(m)
 + 2O
2(g)
 w H
2
SO
4(,)
c) H
2
O
(g)
 + S
(r)
 + O
2(g)
 w H
2
SO
4(,)
d) H
2
S
(g)
 + 2O
2(g)
 w H
2
SO
4(,)
e) H
2(g) 
+ S
(r)
 + 2O
2(g)
 w H
2
SO
4(,)
 22. (Fuvest-SP) Tanto gás natural como óleo diesel são 
utilizados como combustível em transportes urbanos. 
A combustão completa do gás natural e do óleo libera, 
respectivamente, 9 ⋅ 102 kJ e 9 ⋅ 103 kJ por mol de hi-
drocarboneto. A queima desses combustíveis contribui 
para o efeito estufa. Para igual energia liberada, quantas 
vezes a contribuição do óleo diesel é maior que a do 
gás natural?
Considere: gás natural = CH
4
; óleo diesel = C
14
H
30
a) 1,1
b) 1,2
c) 1,4
d) 1,6
e) 1,8
 23. (Fuvest-SP) Considere a reação de fotossíntese e a reação 
de combustão da glicose representadas a seguir. 
6CO
2(g)
 + 6H
2
O
(,)
 w C
6
H
12
O
6(s)
 + 6O
2(g) 
(fotossíntese)
C
6
H
12
O
6(s)
 + 6O
2(g)
 w 6CO
2(g)
 + 6H
2
O
(,) 
(combustão da glicose)
Sabendo que a energia envolvida na combustão de um 
mol de glicose é 2,8 ⋅ 106 J, ao sintetizar meio mol de gli-
cose, a planta irá liberar ou absorver energia? Determine 
o calor envolvido nessa reação.
 24. +Enem [H17] A nitroglicerina é um poderoso explosivo e 
produz quatro diferentes tipos de gás quando detonada. 
2C
3
H
5
(NO
3
)
3(,)
 w 3N
2(g)
 + 6CO
2(g)
 + 5H
2
O
(g)
 + 
1
2
O
2(g)
Dadas as entalpias-padrão das substâncias:
CO
2(g)
 = - 393,5 kJ/mol 
H
2
O
(g)
 = - 241,8 kJ/mol 
C
3
H
5
(NO
3
)
3
 = - 364 kJ/mol
tem-se que a energia liberada ao se fazer reagir 1 mol de 
nitroglicerina apresenta sinal:
a) positivo e é igual a 1 421 kJ. 
b) negativo e é igual a 364 kJ.
c) negativo e é igual a 182 kJ.
d) negativo e é igual a 1 421 kJ.
e) positivo e é igual a 2 842 kJ.
 Vá em frente 
Acesse
<https://phet.colorado.edu/pt_BR/simulation/legacy/energy-forms-and-changes>. Acesso em: 23 dez. 2017.
Neste site é possível fazer simulações de como acontecem as trocas de energia em diferentes sistemas químicos.
Autoavaliação:
V‡ atŽ a p‡gina 87 e avalie seu desempenho neste cap’tulo.
Et_EM_2_Cad6_QUI_c01_01a23.indd 23 5/17/18 4:14 PM
 ► Aplicar o conhecimento 
químico para a 
determinação da variação 
de energia em diferentes 
situações-problema.
Principais conceitos 
que você vai aprender:
 ► Calor de neutralização
 ► Lei de Hess
 ► Energia de ligação
OBJETIVOS
DO CAPÍTULO
PrasongTakh
am
/S
h
u
tte
rsto
ck 
24
2
LEI DE HESS / 
ENERGIA DE LIGAÇÃO
UDMH. Essa é a sigla do nome do combustível usado no controverso acionamento 
dos mísseis nucleares da Coreia do Norte. A dimetil-hidrazina assimétrica é um compos-
to de estrutura muito simples, um derivado mais estável da hidrazina. Sua chama é tão 
característica que, pelos vídeos de lançamento do primeiro míssil intercontinental norte-
-coreano, fi cou claro à comunidade científi ca internacional o combustível escolhido por 
Kim Jong-un. O UDMH consegue grande propulsão em relação ao peso de combustível 
que os mísseis precisam levar, funcionando muito bem ao papel de propulsor de mísseis 
de longo alcance.
N — N
CH
3
CH
3
H
H
Estrutura da dimetil-hidrazina
Afora seu papel em reações de combustão, a simples inalação dessa substância pode 
causar irritação na garganta, no nariz e nos olhos, além de náusea e vômito. O Centro de 
Controle e Prevenção de Doenças (EUA) alerta que o UDMH afeta os sistemas nervoso cen-
tral e respiratório, além de prejudicar o funcionamento do fígado, trato gastrointestinal, 
sangue, olhos e pele.
• Como é calculada a quantidade de calor liberado pelo combustível desses foguetes?
C
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25
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A
Lei de Hess
Podemos determinar experimentalmente a variação de entalpia de uma transforma-
ção, à pressão constante, usando um aparelho chamado calorímetro. Essa determina-
ção, porém, nem sempre é precisa e, em certos casos, não é possível. Veja por que isso 
acontece.
1. Numa reação muito lenta, o tempo necessário para que ocorra a transformação com-
pleta dos reagentes em produtos é muito grande; assim, as possibilidades de perda de 
calor para o meio ambiente são maiores, o que prejudica o resultado obtido.
2. Numa reação que não acontece de forma completa, devemos considerar a quantidade 
de reagente que não foi transformado em produto e corrigir o resultado obtido, o que 
será menos preciso.
3. Numa reação que apresente um valor de ∆H muito pequeno, mínimos detalhes na exe-
cução das medidas, ou até mesmo imprecisões características dos equipamentos uti-
lizados, podem determinar uma variação muito grande no resultado. Dizemos, nesse 
caso, que o erro experimental é grande.
4. Se ocorrerem reações secundárias, ou seja, reações diferentes que acontecem simul-
taneamente entre as substâncias presentes, a determinação experimental de ∆H de 
apenas uma delas se torna impossível. A quantidade de calor envolvida, nesse caso, 
estará relacionada a todas as reações que acontecerem no sistema.
Considere, por exemplo, a reação de formação do monóxido de carbono, cuja 
equação é:
C
(grafi te)
 + 
1
2
O
2(g)
 w CO
(g)
Experimentalmente, não conseguimos determinar com precisão a entalpia dessa rea-
ção, pois, ao misturarmos grafi te e oxigênio, também ocorre a formação de gás carbônico:
C
(grafi te)
 + O
2(g)
 w CO
2(g)
Além disso, parte do monóxido de carbono formado também reage com oxigênio, pro-
duzindo mais gás carbônico:
CO
(g)
 + 
1
2
O
2(g)
 w CO
2(g)
Em outra análise, a entalpia de combustão de 1 mol de hidrogênio no estado-padrão, 
determinada experimentalmente, é igual a -241,8 kJ/mol.
A equação termoquímica dessa reação é:
H
2(g)
 + 
1
2
O
2(g) 
w H
2
O
(g)
 ∆H0 = -241,8 kJ
Na prática, essa reação pode ocorrer em duas etapas:
H
2(g)
 + 
1
2
O
2(g) 
w H
2
O
(,)
 ∆H0 = -285,8 kJ
H
2
O
(,)
 w H
2
O
(g)
 ∆H0 = +44 kJ
Nessas situações pode-se usar a lei de Hess: A variação da entalpia em processos 
físicos e químicos é constante, independentemente da quantidade de etapas no qual 
o processoé realizado, pois a variação de energia depende somente das etapas inicial 
e final.
Observe que a adição dessas duas equações corresponde à equação de combustão do 
hidrogênio, produzindo H
2
O
(g). 
Observe, ainda, que a soma das entalpias de cada uma das 
etapas também é igual a -241,8 kJ, conforme estabelece a lei de Hess:
H
2(g)
 + –– O
2(g) w H2O(,)
H
2
O
(,)
 w H
2
O
(g)
H
2(g)
 + –– O
2(g)
 w H
2
O
(g)
∆H0 = –285,8 kJ
∆H0 = +44 kJ
∆H0 = –241,8 kJ
1
2
1
2
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26 CAPÍTULO 2
Graficamente obtemos:
H
2(g)
 + 
 
O
2(g)
H
2
O
(g)
H
2
O
(,)
∆H = – 241,8
∆H = 44
∆H = – 285,4
H (kJ)
1
2
––
Logo, podemos escrever que o ∆H de uma reação é a soma algébrica das equações 
químicas que representam o processo envolvido. Devemos lembrar que, para se obter o 
resultado, o que for feito com a equação química também deverá ser feito com seu res-
pectivo ∆H.
A lei de Hess é extremamente importante, pois possibilita a determinação de um 
valor desconhecido de entalpia para uma reação a partir de outras reações com ∆H 
conhecidos. 
E a entalpia de formação do CO?
Considere novamente a reação de formação do monóxido de carbono (CO
(g)
), apresen-
tada no início deste capítulo:
C
(grafite)
 + 
1
2
O
2(g)
 w CO
(g)
 ∆H0 = ?
Como visto, não conseguimos conhecer, experimentalmente, o ∆H0 dessa reação. En-
tretanto, como as duas reações a seguir têm entalpias-padrão conhecidas:
C
(grafite)
 + O
2(g)
 w CO
2(g) 
∆H0 = -393,5 kJ
CO
(g)
 + 
1
2
O
2(g)
 w CO
2(g) 
∆H0 = -283 kJ
podemos, aplicando a lei de Hess, determinar ∆H0 para a reação de formação do CO
(g)
:
w
w
w
C
1
2
O CO x
CO
1
2
O CO –283 kJ
C O CO –393,5 kJ
(grafite) 2(g) (g)
0
(g) 2(g) 2(g)
0
(grafite) 2(g) 2(g)
u xuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuu
+ ∆ =
+ ∆ =
+ ∆ =
H
H
H
Da sequência apresentada, temos:
-393,5 = x + (-283) s
s x = -393,5 + 283 s
s x = -110,5 kJ
Portanto:
C
(grafite)
 + 
1
2
O
2(g)
 w CO
(g) 
∆H0 = -110,5 kJ
A reação de formação do monóxido de carbono (CO
(g)
) libera 110,5 kJ/mol.
Dissolução em água: exotérmica ou endotérmica?
A dissolução de alguns sólidos, como o CaCl
2
, é exotérmica, enquanto a dissolução de 
outros, como o NH
4
NO
3
, é endotérmica. Por que isso acontece?
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27
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A
A dissolução de uma substância consiste basicamente em duas etapas:
Primeira etapa: Ocorre a separação das partículas que formam o sólido. Para que isso 
ocorra, deve haver absorção de energia; trata-se, portanto, de uma transformação endo-
térmica. A energia absorvida nessa etapa é chamada energia reticular.
Segunda etapa: Ocorre a interação entre as partículas do soluto e da água. Quando 
isso ocorre, há liberação de energia, chamada energia de hidratação; trata-se, portanto, 
de uma transformação exotérmica.
É o balanço dessas duas etapas que defi ne se a dissolução é exotérmica ou endotérmica:
∆H
dissolução
 = energia reticular - energia de hidratação
Assim, se:
energia reticular . energia de hidratação ∆H
dissolução
 . 0 (endotérmica)
energia reticular , energia de hidratação ∆H
dissolução
 , 0 (exotérmica)
Decifrando o enunciado Lendo o enunciado
Atenção para que quantidade 
e substância o valor do ∆H deve 
ser calculado. Nesse caso, é por 
mol de FeO.
Para aplicarmos a lei de Hess, 
além das substâncias presentes 
na reação, que estão na mesma 
quantidade e estado físico, 
deve-se cancelar qualquer 
substância que não apareça na 
reação, que é o caso do Fe
3
O
4
.
Cuidado com os sinais dos 
valores do ∆H ao efetuar a 
adição. Faça uma expressão 
usando símbolos matemáticos, 
como parênteses e colchetes. 
Isso ajuda a minimizar os erros.
(Enem)
O ferro é encontrado na natureza na forma de seus minérios, tais como a hematita 
(α–Fe
2
O
3
), a magnetita (Fe
3
O
4
) e a wustita (FeO). Na siderurgia, o ferro-gusa é obtido pela 
fusão de minérios de ferro em altos fornos em condições adequadas. Uma das etapas nes-
se processo é a formação de monóxido de carbono. O CO (gasoso) é utilizado para reduzir 
o FeO (sólido), conforme a equação química:
FeO
(s)
 + CO
(g)
 w Fe
(s)
 + CO
2(g)
Considere as seguintes equações termoquímicas:
Fe
2
O
3(s)
 + 3CO
(g)
 w 2Fe
(s)
 + 3CO
2(g)
 ∆
r
Hθ = -25 kJ/mol de Fe
2
O
3
3FeO
(s)
 + CO
2(g)
 w Fe
3
O
4(s)
 + CO
(g) 
 ∆
r
Hθ = -36 kJ/mol de CO
2
2Fe
3
O
4(s)
 + CO
2(g)
 w 3Fe
2
O
3(s)
 + CO
(g)
 ∆
r
Hθ = +47 kJ/mol de CO
2
O valor mais próximo de ∆
r
Hθ em kJ/mol de FeO, para a reação indicada de FeO (sólido) 
com o CO (gasoso), é:
a) -14
b) -17
c) -50
d) -64
e) -100
Resolu•‹o
Resposta: B
Algumas alterações devem ser feitas nas equações fornecidas.
Dividir a 1a equação por 2:
1
2
Fe
2
O
3(s)
 + 
3
2
CO
(g)
 w 
2
2
Fe
(s)
 + 
3
2
CO
2(g)
 ∆
r
Hθ = –
25
2
 kJ
Dividir a 2a equação por 3:
FeO
(s)
 + 
1
3
CO
2(g)
 w 
1
3
Fe
3
O
4(s)
 + 
1
3
CO
(g)
 ∆ θHr 1 = –
36
3
 kJ
Dividir a 3a equação por 6:
2
6
Fe
3
O
4(s)
 + 
1
6
CO
2(g)
 w 
3
6
 Fe
2
O
3(s)
 + 
1
6
CO
(g) 
∆
r
Hθ = 
47
6
+ kJ
Adicionando as três equações e os respectivos ∆
r
Hθ, teremos:
+ + ∆ =
+ + ∆ =
+ + ∆ = +
+ + ∆ =
θ
θ
θ
θ
w
w
w
w
H
H
H
H
1
2
Fe O
3
2
CO 1Fe
3
2
CO –12,5 kJ
FeO
1
3
CO
1
3
Fe O
1
3
CO –12 kJ
1
3
Fe O
1
6
CO
1
2
Fe O
1
6
CO 7, 8 kJ
FeO CO Fe CO –16,7kJ
2 3(s) (g) (s) 2(g) r
(s) 2(g) 3 4(s) (g) r 1
3 4(s) 2(g) 2 3(s) (g) r
(s) (g) (s) 2(g) r
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28 CAPÍTULO 2
Conexões
Aluminotermia
É um processo de soldagem, baseado na liberação de calor, que acontece na reação química entre alumínio metálico 
pulverizado e um óxido metálico em uma reação de deslocamento, produzindo, além do óxido de alumínio, o metal que 
estava associado ao oxigênio no óxido. Esse método surgiu no fi m do século XIX, com o químico Hans Goldschmidt ob-
servando a alta quantidade de calor liberada na reação citada, que, após se iniciar com o fornecimento de calor, se torna 
autossustentada.
A patente foi feita em nome da empresa Goldschmidt AG com o nome de “Thermit®” ou “Thermite®”. 
Assim, na soldagem de uma peça, basta que o óxido metálico seja do mesmo metal que será obtido, fundido na sua 
forma metálica. Após o resfriamento do sistema soldado, o metal da peça se solidifi ca, unindo as partes desejadas.
Uma das reações utilizadas para a soldagem pode ser representada pela equação:
8Al + 3Fe
3
O
4
 w 4Al
2
O
3
 + 9Fe ∆H = -3 350 kcal
A liberação de calor dessa reação atinge a temperatura de 3 100 °C, que é muito superior à temperatura de fusão do 
ferro, que é de 1 535 °C. É lógico que parte do calor é perdida para o meio e para partes do sistema no qual ocorrem as 
reações químicas. A reação é iniciada adicionando-se à mistura um “pavio” de magnésio metálico, que fornece energia 
sufi ciente para o início da reação entre o alumínio e o óxido metálico.
Esse processo é usado para solda de trilhos em ferrovias, de cabos elétricos, artefatos bélicos, como bombas incen-
diárias e foguetes de longo alcance, e reciclagem de latas de alumínio.
Construção de trilho de trem com soldagem de Thermite®.
¥ A respeito desse processo, qual seria a quantidade de calor liberada por 540 g de alumínio metálico (massa molar =
= 27 g/mol)?
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29
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U
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A
Atividades
 1. (Unimontes-MG) O esquema a seguir ilustra a formação 
do gás metano (CH
4
) através da combinação direta dos 
elementos, nos seus estados normais, e a combinação 
dos gases monoatômicos dos elementos.
Assinale a alternativa correta.
a) 
4
0∆H = 
1
0∆H + 
2
0∆H
b) 
3
0∆H = 
1
0∆H + 
2
0∆H 
c) 
4
0∆H = 
1
0∆H + 
2
0∆H + 
3
0∆H
d) 
3
0∆H = 
4
0∆H
 2. (Univaço-MG) Observe as equações a seguir e responda 
ao que se pede.
C + O
2