termoquimica 2020 isoladas - PARALISAÇÃO

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INTRODUÇÃO – TERMOQUÍMICA 
 
A Termoquímica é um ramo da Físico-Química que estuda as 
reações químicas e os processos físicos que envolvem trocas 
de calor. Essas reações e processos são extremamente 
importantes para a vida no planeta e também são muito 
frequentes no cotidiano. 
Na Termoquímica, os processos e reações que ocorrem com 
LIBERAÇÃO DE CALOR e consequente aumento da 
temperatura das vizinhanças são chamados de 
EXOTÉRMICOS. O prefixo exo significa “para fora”. 
Uma reação química bastante comum e importante que é um 
exemplo de reação exotérmica é a combustão. Na imagem a 
seguir, por exemplo, temos uma fogueira que libera grande 
quantidade de energia na forma de luz e calor. 
Esse calor liberado nas reações de combustão pode ser 
aproveitado para cozinhar alimentos e gerar aquecimento e 
outros tipos de energia, como a elétrica e a mecânica. A 
combustão da gasolina, por exemplo, faz um carro andar, e a 
combustão do carvão ou de outros combustíveis gera 
eletricidade para indústrias. 
 
A reação de combustão é um exemplo de reação exotérmica 
Um exemplo de processo físico que é exotérmico é a 
condensação. Você já reparou que, se deixarmos uma 
garrafa de refrigerante gelado por um tempo em cima da 
mesa, serão formadas algumas gotas de água do lado de 
fora da garrafa? Esse processo é conhecido como 
condensação, que nada mais é do que a passagem do 
estado de vapor da água que está presente no ar para o 
estado líquido. Isso acontece porque, ao entrar em contato 
com a superfície da garrafa que está a uma menor 
temperatura, a umidade do ar perde calor e assim volta para 
o estado líquido. 
 
A condensação é um processo físico exotérmico 
Por outro lado, os processos químicos e físicos que ocorrem 
com ABSORÇÃO DE CALOR e diminuição da temperatura 
das vizinhanças são chamados de ENDOTÉRMICOS. O 
prefixo endo significa “para dentro”. 
 
 
Um exemplo de reação endotérmica muito importante é a 
fotossíntese, isto é, a reação entre o gás carbônico do ar e a 
água para a produção de moléculas orgânicas, como a 
glicose e o gás oxigênio. Mas para que essa reação ocorra, a 
energia solar faz-se necessária. 
6CO2(g) + 6H2O(l) + luz solar → C6H12O6(aq) + 6O2(g) 
Um fenômeno físico que ocorre com absorção de calor é a 
evaporação (passagem do estado líquido para o de vapor). 
Como acontece com as roupas lavadas que colocamos para 
secar no varal, a água passa para o estado de vapor porque 
recebeu energia solar. 
 
Roupas secando no varal – exemplo de processo físico endotérmico 
A energia em forma de calor que é liberada ou absorvida em 
uma reação química é denominada em Termoquímica de 
variação de entalpia e é simbolizada por ΔH. A entalpia (H) 
designa o conteúdo de energia de cada substância. Visto que 
não se conhece até hoje uma maneira experimental de 
determinar o valor da entalpia, normalmente se trabalha com 
a variação da entalpia nas reações e nas mudanças de 
estado físico, que é dada pela diferença entre a entalpia dos 
produtos e a dos reagentes (ΔH = Hprodutos – Hreagentes). 
Mas de onde vem essa energia que é perdida ou recebida? 
Bem, vamos falar primeiro das reações exotérmicas. Quando 
ocorre uma reação, as ligações entre os átomos dos regentes 
precisam ser rompidas para que as ligações químicas dos 
produtos sejam formadas. A quebra de uma ligação química 
absorve determinada quantidade de energia; mas quando se 
forma uma ligação, há liberação de energia. 
Entretanto, a quantidade de energia liberada e a quantidade 
de energia absorvida não são as mesmas, pois seus valores 
dependem dos tipos de átomo que estão ligados. Visto que 
os átomos possuem energias diferentes, a quantidade de 
energia liberada no momento da formação das ligações dos 
produtos é uma e a absorvida na quebra das ligações nos 
reagentes é outra. Se a energia liberada na formação das 
ligações químicas for maior que a absorvida, então essa 
energia será liberada para o meio, caracterizando uma 
reação exotérmica. O contrário ocorre nas reações 
endotérmicas, isto é, a energia necessária para a quebra das 
ligações nos reagentes é maior que a energia liberada na 
formação das ligações entre os átomos dos produtos. Assim, 
a reação ocorre com absorção de calor. 
A termoquímica ocupa-se do estudo quantitativo das 
variações térmicas que acompanham as reações químicas. O 
conceito termoquímico está inserido dentro de um contexto 
mais amplo, o conceito termodinâmico, que estuda as 
transformações dos diversos tipos de energia ligados à 
transferência de calor e trabalho entre os sistemas e o meio 
ambiente. 
https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/reacao-combustao.htm
https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/biologia/fotossintese.htm
https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/entalpia.htm
 
 
 CALOR 
 
Energia em trânsito capaz de aumentar a temperatura de um 
sistema. O calor flui de um corpo de maior temperatura para 
um corpo de menor temperatura (princípio zero da 
termodinâmica) até que haja igualdade das temperaturas. 
 
 
 
 
Em outras palavras, não podemos dizer que o sistema ou o 
meio ambiente “contém calor’ mas apenas que recebeu ou 
perdeu energia na forma de calor”. Portanto, o calor é uma 
energia em trânsito. 
 
Uma quantidade de calor pode ser medida em caloria (cal), 
quilocaloria (Kcal) ou Joule. As duas mais usadas são caloria 
e quilocaloria. 
 
A determinação do calor liberado ou absorvido numa reação 
química é efetuada através da expressão: 
 
Q = m · c · ∆t 
 
Q = é a quantidade de calor liberada ou absorvida pela 
reação. Esta grandeza pode ser expressa em caloria (cal) ou 
em Joules (J). O sistema Internacional de Medidas (SI) 
recomenda a utilização do Joule, no entanto, a caloria ainda é 
muito utilizada. Cada caloria (quantidade de calor necessária 
para aumentar a temperatura de 1 grama de água de 1°C (de 
14,5 a 15,5°) corresponde a 4,18J; 
 
m = é a massa, em gramas, de água presente no calorímetro; 
 
c = é o calor especifico do líquido presente no calorímetro. 
Para a água, seu valor é cal/g°C; 
 
∆t = é a variação de temperatura sofrida pela massa de água 
devido à ocorrência da reação. É medida em graus Celsius. 
 
 CALOR LATENTE 
 
Durante a mudança de fase de agregação de uma substância 
(de sólida para líquida ou de líquida para vapor), a 
temperatura permanece constante. A água, por exemplo, 
entra em fusão à temperatura de 0 °C, sob pressão de 760 
mmHg. Um fornecimento adicional de calor à água em fusão 
não provoca aumento de temperatura porque o calor 
absorvido é totalmente utilizado para romper o arranjo 
cristalino que mantinha as moléculas unidas na fase sólida. 
 
 
 
Esse processo aumenta apenas a energia potencial das 
moléculas de água, enquanto a energia cinética média 
dessas moléculas (e, portanto, a temperatura) permanece 
constante. 
 
O calor envolvido na mudança de fase de uma substância é 
denominado calor latente, L, (é uma propriedade relacionada 
com a quantidade de calor necessária para modificar a fase 
de agregação de uma substância, alterando a organização 
entre suas partículas (moléculas, átomos, íons), aumentando 
ou diminuindo a energia potencial entre elas) e depende da 
massa, m, da substância e da fase de agregação para a qual 
ela irá mudar. 
 
A quantidade de calor latente é calculada pela equação: 
 
*Q= m.L 
 
Note, então, que a quantidade de calor total de um corpo é 
calculada por: 
 
*Q = mc∆t + mL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 CONDUTIVIDADE TÉRMICA 
 
Experimente colocar em suas mãos dois objetos de 
constituição químicas diferentes, como um pedaço de 
alumínio e uma rolha de cortiça. As sensações térmicas que 
temos são diferentes para cada um deles. Mas por que isso 
ocorre? Por que temos a sensação de que o metal está mais 
frio e a rolha de cortiça não? Será que o metal está realmente 
mais frio que a rolha de cortiça? Isso se explica pela 
diferença de condutividade térmica dos materiais. A 
condutividade térmica do alumínio é maior quea da rolha de 
cortiça, ou seja, a transferência de calor de do corpo para a 
lata de alumínio e o ambiente ocorre de forma muita rápida. 
Os dois materiais apresentam a mesma temperatura. 
Portanto, quente e frio são apenas sensações, e não 
atributos da matéria. A condutividade térmica (k) depende de 
fatores como área, comprimento, diferença de temperatura e 
constituição química do material. Um material com o valor de 
K muito pequeno (caso da cortiça) é denominado de isolante 
térmico. Um “cobertor quente”, é, na verdade, um cobertor 
constituído de um bom isolante térmico, que vai minimizar a 
troca de calor entre o corpo e o ambiente. 
 
 TEMPERATURA 
 
É uma medida da agitação térmica das partículas que 
constituem esse sistema. É uma propriedade intensiva, ou 
seja, não depende da quantidade da matéria analisada. 
 
Suponha que você pudesse ver as moléculas (ou átomos) de 
um bloco de ferro. Você observaria que cada molécula vibra, 
ou se move para um lado e para o outro, de modo muito 
desordenado, porém, se você adicionasse calor ao ferro, 
aumentando sua temperatura, você faria suas moléculas 
vibrar mais violentamente e assim lhes adicionaria energia 
cinética. Se você esfriasse o ferro cada vez mais, suas 
moléculas se agitariam menos. Finalmente, na temperatura 
mais baixa possível (zero absoluto) elas vibrariam muito 
pouco. Aumentando a temperatura, de um corpo, você 
aumentará a energia cinética (média) de suas moléculas. 
 
 
Uma representação ampliada dos átomos do ferro. (A) à temperatura 
ambiente eles vibram com certa intensidade. (B) à temperatura mais 
alta eles vibram mais vigorosamente. (C) à temperatura mais baixa 
possível (zero absoluto) eles vibram muito pouco. As moléculas têm 
maior energia cinética quando a temperatura é mais alta. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 TRABALHO 
 
Imagine que você tem alguns livros que precisam ser 
guardados em uma estante. Para tal tarefa, você precisa 
aplicar uma força nos livros. Será necessário deslocá-los e 
guardá-los na estante. Na física, quando temos força e um 
consequente deslocamento, dizemos que houve a realização 
de trabalho. Na termodinâmica, o trabalho tem um papel 
fundamental, pois ele pode ser considerado como o objetivo 
final da construção de uma máquina térmica. Nas antigas 
maquinas a vapor, por exemplo, gerava-se calor com a 
queima de combustível, como o carvão. O resultado final era 
o movimento, ou seja, a realização de trabalho. De modo 
geral, na termodinâmica, o trabalho pode ser determinado 
através de um método gráfico. Considere um gráfico de 
pressão por volume, como mostrado na figura abaixo. O 
trabalho é numericamente igual à área entre a curva do 
gráfico e o eixo do volume. 
 
 
τ = P. ∆V 
 
A primeira lei da termodinâmica é o princípio da conservação 
de energia aplicado a sistemas termodinâmicos. O princípio 
da conservação da energia baseia-se no fato de que a 
energia não é criada e nem destruída, mas sim transformada. 
Ao se fornecer calor ao sistema, podemos observar a 
ocorrência de duas situações possíveis. Um aumento de 
temperatura e uma expansão do gás. O aumento de 
temperatura representa o aumento de energia interna do 
sistema e a expansão do gás representa a realização de 
trabalho. Pode-se concluir que o calor fornecido ao sistema 
foi transformado na variação de energia interna e na 
realização de trabalho. Desta conclusão, chega-se à primeira 
lei da termodinâmica, que é definida da seguinte forma. 
 
Δ U = Q - τ 
 
Lembre-se que o trabalho só ocorre quimicamente se houver 
variação de volume, já que TRABALHO = P ∆V. Como o 
estado gasoso é o estado que sofre variações consideráveis 
de volume (o estado de um gás fica caracterizado quando 
conhecemos o valor exato de suas variáveis de estado: 
volume, V, pressão, P, e temperatura, T e P.∆V = ∆nRT, só 
ocorre trabalho se houver variação do número de mols 
gasosos dos reagentes para os produtos. Então, sempre que 
a mudança de estado de um gás ocorre com variação de 
volume (∆V), há realização de trabalho, que pode ser: 
 
* do sistema sobre o meio ambiente, quando há um aumento 
de volume do sistema, o que denominamos expansão. 
 
 * do meio ambiente sobre o sistema, quando há uma 
diminuição de volume do sistema, o que denominamos de 
compressão. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Veremos a seguir o trabalho realizado em cada caso: 
 
Trabalho de expansão: ocorre, por exemplo, quando o 
sistema recebe calor do ambiente. Nesse caso, o gás sofre 
expansão (aumento de volume) e o êmbolo desloca-se em 
direção ao meio ambiente. Dizemos que houve trabalho do 
sistema sobre o meio ambiente. O trabalho é considerado 
positivo. 
 
Verifica-se um trabalho de expansão quando ocorre aumento 
do número de mols gasosos em uma reação. 
 
Exemplo: 2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) → 4CO2 (g) + 6H2O (g) 
 
Trabalho de compressão: Verifica-se um trabalho de 
compressão quando ocorre uma diminuição do número de 
mols gasosos em uma reação. O trabalho é considerado 
negativo. 
 
Exemplo: 1N2 (g) + 3 H2 (g) → 2NH3 (g) 
 
OBSERVAÇÃO: Se não houver variação do número de mols 
gasosos, não há realização de trabalho: 
 
C(s) + 1O2(g) → 1CO2 (g) 
 
 ENERGIA INTERNA (U) 
 
Todo sistema possui determinado conteúdo energético, que 
engloba várias modalidades de energia: 
 
- externa: está relacionada a fatores como o movimento do 
sistema através do espaço e sua posição no campo 
gravitacional. 
 
- interna: está relacionado a fatores como as atrações 
intermoleculares, os movimentos de rotação, translação e 
vibração de moléculas, íons e átomos, assim como dos 
elétrons e dos núcleons que compõem os átomos. Então 
seria impossível calcular o valor total dessa energia, ou seja, 
somente podemos identificar a sua variação em um processo 
químico. Observe: 
 
 
 
 
A Termodinâmica, e especificamente a Termoquímica, estuda 
principalmente os aspectos relacionados à energia interna, U, 
dos sistemas, pois, em última análise, as reações químicas 
se resumem justamente em uma variação de energia interna, 
∆U, dos sistemas, geralmente à pressão constante. 
 
ESTUDO DA TERMODINÂMICA 
 
- Primeiro princípio da termodinâmica: ∆U = Q – τ 
 
A variação de energia interna (∆U), de um sistema é igual à 
diferença entre o calor Q, trocado com o meio ambiente e o 
trabalho T realizado pelo (ou sobre o) sistema. Lembre-se 
que o trabalho só ocorre quimicamente se houver variação de 
volume, já que τ = P ∆V. Como o estado gasoso é o estado 
que sofre variações consideráveis de volume (o estado de um 
gás fica caracterizado quando conhecemos o valor exato de 
suas variáveis de estado: volume, V, pressão, P, e 
temperatura, T) e P.∆V = ∆nRT, só ocorre trabalho se houver 
variação do número de mols gasosos dos reagentes para os 
produtos. 
 
CONCLUINDO: Quando o trabalho for de expansão, temos 
∆U = Q – T; quando o trabalho for de compressão (T < 0), 
temos : ∆U = Q + T 
 
OBSERVAÇÃO IMPORTANTE: 
 
Condições necessárias para que ocorra uma reação: 
 
- CONTATO ENTRE OS REAGENTES 
- AFINIDADE QUÍMICA 
- COLISÕES GEOMETRICAMENTE FAVORÁVEIS 
- TEORIA DAS COLISÕES 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Uma reação resulta de choques efetivos entre as moléculas 
reagentes. Choques efetivos são aqueles com energia 
suficiente para romper as ligações entre os reagentes; em 
outras palavras, as colisões que efetivamente dão origem a 
produtos resultam do choque entre moléculas que apresentam 
energia cinética igual ou superior ao valor mínimo necessário. 
Com base nesta teoria, a velocidade de uma reação química 
depende: 
 
 
 
O aumento da energia dos choques torna mais provável a 
ocorrência de colisões eficazes, e, portanto, implica um 
aumento da velocidade da reação. Da mesma maneira, o 
aumento da frequência dos choques faz com que o número de 
colisões entre moléculas aumente inclusive das colisões 
eficazes que ocorrem num dado instante: em consequência, 
aumenta também a velocidade da reação. A possibilidade da 
ocorrência de colisões eficazespode também depender de 
uma determinada orientação favorável de choque. 
 
 
 
 ENERGIA DE ATIVAÇÃO 
 
O movimento das moléculas deve ocorrer com grande energia 
cinética (E.C) p\ suas nuvens eletrônicas se interpenetrem, 
conduzindo a formação e quebra de ligações. A aproximação 
ocorre com aumento da repulsão mútua das nuvens, onde – 
E.C e + energia potencial (E.P). Então, se essa E.C for baixa, 
elas param antes de suas nuvens terem penetrado, ou seja, 
permanecem quimicamente inalteradas (não supera a E.P). 
Toda colisão geometricamente desfavorável é ineficaz ou não 
efetivo (não origina produtos) Porém, nem toda colisão 
geometricamente favorável é eficaz. Para que um choque seja 
eficaz, ou seja, resulte na formação de produtos, é necessário 
possuir uma geometria de colisão adequada, além de gerar 
energia suficiente para que ocorra o rompimento das 
ligações entre os reagentes e possibilite a formação de 
novas ligações nos produtos. 
 
 
 
 
 
 
Essa energia mínima para romper a ligação entre os 
reagentes é denominada de ENERGIA DE ATIVAÇÃO 
(Eat) 
 
COMPLEXO ATIVADO E ENERGIA DE ATIVAÇÃO 
 
Quando ocorrem choques efetivos entre as moléculas 
reagentes, predomina inicialmente a absorção de energia, 
resultando o enfraquecimento de suas ligações; em 
consequência desta absorção, o conjunto resultante do 
choque caracteriza-se por um valor elevado de energia 
potencial. Este conjunto, uma estrutura intermediária 
altamente energética formada durante a reação, é 
denominada de COMPLEXO ATIVADO. 
 
A energia necessária para levar os reagentes ao complexo 
ativado chama-se energia de ativação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Quando a colisão entre as partículas dos reagentes ocorre 
numa orientação favorável e com energia igual ou superior a 
energia de ativação, forma-se primeiramente uma estrutura 
instável e intermediária entre os reagentes e os produtos, 
chamada complexo ativado. 
 
 
Assim, também podemos definir energia de ativação como 
sendo a energia necessária para que os reagentes se 
transformem em complexo ativado. Vimos em Termoquímica 
que os reagentes possuem determinado conteúdo energético, 
o qual se denomina energia própria dos reagentes, Epr. 
Vamos supor que a energia necessária para que a reação 
tenha início seja uma energia E. 
 
 
REAÇÃO ENDOTÉRMICA E EXOTÉRMICA 
 
Independentemente de a reação química ser exotérmica ou 
endotérmica, os reagentes sempre vão necessitar de uma 
energia de ativação para atingir o complexo ativado. Observe 
os gráficos a seguir: 
 
 
A energia de ativação representa um obstáculo na 
transformação de reagentes em produtos. A reação só será 
efetuada se esse obstáculo for transposto, isto é, se as 
moléculas das substâncias reagentes adquirirem energia de 
ativação. Quanto menor for a energia de ativação a ser 
adquirida, mais fácil e rapidamente ocorrerá a reação e 
vice-versa. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 ENTALPIA 
 
Definimos VARIAÇÃO DE ENTALPIA (∆H) como um total de 
energia no sistema à pressão constante. Essa grandeza 
sempre se refere à energia liberada ou absorvida pela reação 
em sistemas abertos. Calculamos a sua variação da seguinte 
maneira: 
 
 
 
 
 Entalpia na passagem de estado: 
 
 
 
 CALORÍMETROS 
 
A “Energia de Reação” ou “Calor de Reação” é a energia 
térmica liberada ou absorvida numa reação. O calor de 
reação mede a diferença de energia entre os reagentes e os 
produtos, desde que as substâncias iniciais e finais estejam 
todas, à mesma temperatura e à mesma pressão. O calor de 
reação é uma quantidade extensiva, isto é, é proporcional à 
quantidade de material participante da reação. 
Consideremos, por exemplo, a reação: 
 
C(grafite) + O2 (g) → CO2 (g) + 94,1 kcal 
 
A energia liberada na formação de 2 moles de CO2 é: 
2 x 94,1 = 188,2 kcal e para formação de 1 grama (1/44 do 
mol) de CO2 é: 1/44 x 94,1 = 2,14kcal. 
 
O calor liberado ou absorvido por um sistema que sofre uma 
reação química é determinado em aparelhos chamados 
calorímetros. Estes variam em detalhes e são adaptados para 
cada tipo de reação que se quer medir o calor. Basicamente, 
no entanto, um calorímetro é constituído de um recipiente 
com paredes adiabáticas (não há trocas de calor com meio 
ambiente), contendo uma massa conhecida de água, onde se 
introduz um sistema de reação. O recipiente é provido de um 
agitador de um termômetro que mede a variação de 
temperatura ocorrida durante a reação. O calor de reação 
costuma ser referido ao mol de substância formada ou 
decomposta e geralmente é medido à pressão constante. 
 
Em uma equação termoquímica, figuram as quantidades de 
calor absorvidas ou liberadas na reação, para 1 mol de 
substância e os elementos no estado padrão, ou estado 
estável normal a 25°C. Por exemplo, o estado padrão de H2, 
O2, Cl2 é o gás puro a 1 atm de pressão. O estado padrão de 
bromo e mercúrio é o líquido. O estado padrão do ferro, 
sólido, iodo é o sólido. O estado padrão do carbono é o 
grafite, que é o estado alotrópico mais estável que diamante. 
 
Para que essa determinação do calor envolvido seja precisa, 
é necessário que a reação química satisfaça às seguintes 
condições: 
 
+ seja rápida: o que permite que o calor possa fluir sem 
perdas entre o sistema em que ocorre a reação e o meio que 
o rodeia, onde é medida a variação de temperatura; 
 
+ seja completa: o que dispensa as correções que teriam de 
ser feitas caso alguma parte dos reagentes não participasse 
do processo; 
 
+ não apresente reações secundárias: o que irá garantir que 
todo calor envolvido na reação vem da transformação dos 
reagentes nos produtos finais, e não de reações paralelas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 PROCESSOS EXOTÉRMICOS E ENDOTÉRMICOS 
 
- Processo exotérmico é aquele que ocorre com liberação 
de calor. 
 
 
 
Exemplo: 
 
1C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l) + 2040kj 
 
- Processo endotérmico é aquele que ocorre com 
absorção de calor. 
 
 
 
Exemplo: 
 
H2O(l) + 44Kj → H2O(g) 
 
Lembre-se: A energia liberada ou absorvida em um processo 
de reação química ou mudança de estado é proporcional à 
quantidade das substâncias envolvidas. Então, por exemplo, 
para ebulir 2mols de água líquida seria necessária uma 
energia de 88 kj. 
 
 
 
Princípio da Conservação da energia 
 
Podemos admitir que toda e qualquer substância possui certa 
quantidade de energia interna armazenada em seu interior 
(parte na forma de energia química → - ligações entre os 
átomos, na coesão entre as moléculas, etc.) e parte na forma 
de energia térmica (movimentos de translação, rotação e 
vibração de átomos e moléculas). Assim sendo, diante de 
uma reação química, devemos considerar duas hipóteses: 
 
1° hipótese: Quando a energia total dos reagentes (energia 
inicial) for maior que a energia interna total dos produtos 
formados (energia final), haverá uma sobra de energia; 
consequentemente, a reação irá liberar energia – em forma 
de calor, por exemplo (reação exotérmica). 
 
2° hipótese: Quando a energia total dos reagentes (energia 
inicial) for menor que a energia interna total dos produtos 
formados (energia final), haverá uma absorção de energia; 
consequentemente, a reação irá absorver energia – em forma 
de calor, por exemplo (reação endotérmica). 
 
Como conclusão do que acabamos de expor, resulta a 
seguinte afirmativa: 
 
“A energia total após a reação é igual à energia total antes da 
reação”, ou seja, a energia não pode ser criada nem 
destruída, somente transformada. 
 
 REAÇÕES DE TERMITA 
 
Antigamente, soldados em combate só dispunham de comida 
fria, mesmo porque a chama de uma fogueira podia 
denunciar sua posição. Reações exotérmicas “portáteis”, 
como a da “termita”, mudaram esse cenário já na Segunda 
Guerra Mundial: cartuchos contendo alumínio e óxido de ferro 
III eram usados para aquecer,sem chama, latas de comida. 
Dependendo da quantidade utilizada, essa reação pode 
liberar calor suficiente para formar ferro derretido: 
 
 
 
 
 
 EMBALAGENS QUE AQUECEM OU QUE 
RESFRIAM 
 
Em casas de artigos esportivos, é possível encontrar sacos 
plásticos que, ao serem agitados, liberam calor. O calor 
obtido provém de uma reação química, como a reação de 
oxirredução da limalha de ferro na presença de NaCl e água. 
 
4 Fe(s) + 3 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s) + calor 
∆H = -196,5Kcal \ mol de Fe2O3 
 
O cloreto de sódio aquoso funciona como um eletrólito, 
catalisando a reação de oxirredução. 
 
Também há no mercado produtos que absorvem calor do 
meio ambiente e são indicados, por exemplo, para 
compressas frias. Um desses produtos baseia-se na 
dissolução do nitrato de amônio em água. 
 
NH4NO3 (s) → NH4+ (aq) + NO3- (aq) 
 
∆H = +6,14Kcal \ mol de nitrato de amônio 
 
Numa embalagem plástica, um pequeno invólucro selado 
contendo nitrato de amônio é colocado num outro recipiente 
contendo água. Rasgando-se o invólucro que contém o sal, a 
embalagem é ativada e as substâncias misturam-se. A 
hidratação do cátion amônio e do ânion nitrato ocorre com 
absorção de calor da vizinhança e a temperatura ao redor 
diminui. 
 
 
 
 
Em supermercados europeus e americano é possível 
encontrar latas capazes de aquecer o seu conteúdo – café 
com leite, sopa – sem a necessidade de qualquer fonte de 
calor externa., batizadas de Hot when you want (quente 
quando você quer). 
 
A lata que aquece funciona da seguinte forma: por fora, não 
difere em nada das demais existentes no mercado, mas por 
dentro possui um compartimento com cal (CaO) e água. 
Ao pressionar um botão na base, as duas substâncias se 
misturam, gerando energia suficiente para elevar a 
temperatura do conteúdo interno para aproximadamente 
60°C em três minutos. 
 
 
Também há várias patentes e tecnologias desenvolvidas com 
o objetivo de resfriar o conteúdo das latas, mas nenhuma 
disponível no mercado até o momento. Um exemplo é o 
projeto do sul-coreano Suh Won-Gill, que se baseia na 
expansão do gás carbônico, sendo capaz de diminuir a 
temperatura do da bebida no interior da lata de 30°C para até 
4°C em apenas 15 segundos. Dentro da lata existe uma 
serpentina oca de metal toda preenchida com gás carbônico. 
Sua parte superior fica ligada ao anel usado para abrir a lata. 
Uma vez aberta, o gás carbônico é liberado e, ao ser expulso 
bruscamente, esfria a serpentina de tal forma que a bebida 
em contato com ela também fica gelada. 
 
 
 
O fogo grego - arma secreta dos gregos bizantinos que 
impediu os muçulmanos de tomarem Constantinopla na 
época das invasões árabes - também utilizava uma reação 
exotérmica. Ele era uma mistura líquida e viscosa que se 
inflamava em contato com a água. Ainda hoje não se sabe a 
exata composição dessa arma, mas uma hipótese provável é 
que ela contivesse cal viva (óxido de cálcio, CaO) e petróleo, 
entre outras substâncias. 
 
A reação da cal viva com a água é extremamente exotérmica. 
Assim, o calor liberado poderia ter inflamado o petróleo, que, 
sendo menos denso que a água, se teria espalhado na 
superfície do mar, queimando os navios inimigos 
CaO + H2O ---------> Ca(OH)2 Reação Exotérmica 
 
 
 POLUIÇÃO TÉRMICA 
 
A poluição térmica, embora tendo um considerável impacto 
ecológico, é, talvez, uma das formas de poluição menos 
conhecidas, o que decorre do facto de não ser diretamente 
visível ou audível. 
 
Este tipo de poluição resulta de uma elevação da temperatura 
do meio de suporte de um determinado ecossistema (por 
exemplo, um rio), em consequência de uma ação humana, 
como o despejo de efluentes industriais a temperaturas 
superiores à do meio aquático em que são diluídos, ou pela 
libertação de águas de arrefecimento provenientes de 
centrais elétricas e, sobretudo, nucleares. 
 
As consequências negativas da poluição térmica são muito 
variadas, sendo as seguintes algumas das principais: 
 
- O incremento da temperatura faz com que espécies 
termosensíveis (com reduzida tolerância a variações de 
temperatura) desapareçam, visto não suportarem as novas 
condições do meio. Por exemplo, o desaparecimento da truta 
em rios em que ocorreu um aumento da temperatura da 
água. 
 
- Podem surgir importantes alterações ecológicas no meio, 
resultantes da substituição de espécies termosensíveis por 
outras termotolerantes, as quais suportam uma gama mais 
ampla de temperaturas originando alterações nas cadeias 
tróficas e nas relações interespecíficas das espécies que 
habitam o meio. Por exemplo: a substituição da truta pela 
carpa. 
 
- Aumento da sensibilidade aos poluentes, já que a 
aproximação aos limites de tolerância de um dado fator 
(temperatura, neste caso) diminui a tolerância a outros 
fatores (por exemplo, concentração de metais pesados). 
 
- Diminuição da quantidade de oxigénio dissolvido na água 
(a água quente comporta menores quantidades de oxigénio 
dissolvido que a água fria), podendo conduzir a situações de 
asfixia. 
 
- Favorecimento do desenvolvimento bacteriano, em 
consequência da aproximação ao ótimo térmico de algumas 
espécies nefastas. 
 
- Perturbações na reprodução, já que os juvenis, assim 
como os ovos (e as células sexuais, das espécies com 
fecundação externa) são, regra geral, muito pouco 
termotolerantes. 
 
- Morte por choque térmico, causada, por exemplo, pela 
alteração brusca da temperatura de um ribeiro junto à 
conduta de saída de um afluente sobreaquecido. 
 
http://cesarmauriciosantos.blogspot.com/2008/11/fogo-grego.html
 
 
- Potenciação da eutrofização dos cursos de água onde 
exista matéria orgânica em quantidades consideráveis. 
 
- Diminuição da diversidade da fauna e da flora aquática 
 
- Perturbações várias na alimentação dos animais 
aquáticos, por alterações no zoo e fitoplâncton. 
 
A poluição térmica aérea assume importância sobretudo ao 
nível das zonas urbanas e industrializadas, em consequência 
da libertação dos fumos e escapes aquecidos, resultantes da 
queima de combustíveis fósseis. Estes gases contribuem 
também para o incremento do efeito de estufa e do smog, 
gerando, deste modo, uma poluição térmica indireta 
adicional. 
 
As principais formas de erradicação da poluição térmica 
passam pela redução da libertação de fumos quentes, o que 
implica uma diminuição da queima de derivados do petróleo, 
bem como pelo pré-arrefecimento dos efluentes libertados 
nos rios e águas superficiais. A energia térmica deste 
efluentes pode ser utilizada, por exemplo, no aquecimento 
urbano, o que não só reduz a poluição, com também permite 
uma maior rentabilização energética e econômica. 
 
 TERMOGRAFIA 
 
Já sabemos que existem várias maneiras de se medir as 
mais variadas coisas, como a massa corporal, a caloria que 
ingerimos dos alimentos, e nos fornece energia para exercer 
as principais funções do corpo. 
 
Uma das funções dessa energia é manter a temperatura do 
nosso corpo constante. Existem duas maneiras de medir a 
temperatura do corpo, uma muito conhecida que é através do 
termômetro, e outra é a termografia, uma tecnologia popular 
no meio industrial, e que está se tornando uma ferramenta 
imprescindível dos profissionais da saúde, que permite 
identificar as alterações de temperatura nas pessoas, através 
de um medidor infravermelho. 
 
Após o crescimento da pandemia do vírus da gripe suína- 
influenza A H1N1- os países aumentaram a vigilância e a 
busca para diminuir o índice da doença. Alguns países 
instalaram em aeroportos maquinas de termografia capaz de 
detectar a radiação infravermelha emitida pelo corpo humano 
(calor). 
 
As câmeras termográficas exibem em tela a temperatura do 
corpo por meio de uma escala de cores, iniciando com dois 
tons de azul, depois verde, amarelo, e laranja e roxo que 
indicam temperaturas acima de 380C (febre), pessoas que 
aprestavam esta temperatura eram encaminhadas para 
avaliação médica, antes de seguir viagem. 
 
 
 
As radiaçõesinfravermelhas foi descoberta pelo astrônomo 
inglês Willians Herschel (1738- 1822), ao estudar o arco-íris, 
descobriu que cada cor tinha temperatura diferente, e que 
podiam ser medidas com um termômetro. 
 
Herschel percebeu que o aquecimento era maior antes da 
faixa vermelha do arco- íris, onde não havia luz visível, 
concluiu então que havia radiações que o olho não percebe e 
atribuiu o nome de radiação infravermelha (abaixo do 
vermelho). 
 OS COMBUSTÍVEIS DO CORPO HUMANO 
 
Quando estamos em repouso, cerca de 60% da energia vem 
da queima de gorduras. Durante um esforço físico intenso, 
porém, o consumo de carboidratos aumenta. O amido, do 
pão e da batata, é uma conhecida forma de carboidrato; no 
intestino, ele é decomposto em glicose, uma molécula 
pequena e solúvel no sangue conhecido como “açúcar do 
sangue”. Uma parte do excesso de carboidratos que 
consumimos é armazenada no fígado e músculos sob a 
forma de glicogênio, nossa principal fonte de energia imediata 
de glicose, o combustível do corpo humano. Transportada 
pelo sangue às células, a glicose “queima” lentamente por 
meio da reação global: 
 
C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6H2O + energia 
 
Cerca de 40% da energia produzida é usada na realização de 
trabalho por meio de contrações musculares, por exemplo. O 
resto é liberado na forma de calor de modo a manter nossa 
temperatura corporal em aproximadamente 36°C. Qualquer 
um de nós tem em média 2000 cal armazenadas na forma de 
glicogênio, energia suficiente para um ser humano correr 
mais de 30 Km em ritmo de maratona! Em intenso esforço 
físico, também obtemos energia anaerobicamente, isto é, 
sem usar oxigênio: 
 
C6H12O6 → 2 C3H6O3 + energia 
 
Nessa situação – durante uma maratona, por exemplo – 
devemos hidratar-nos constantemente. As bebidas 
conhecidas como isotônicos são indicadas para isso, pois 
também fornece o açúcar que queima na produção de 
energia. Em uma maratona, nos primeiros quilômetros 75% 
da energia vem da glicose e 25% da gordura. Depois de 
algum tempo, esses valores se invertem. A queima de 
gordura libera um pouco mais que o dobro de energia que a 
queima de carboidrato, porém exige bem mais oxigênio 
(4x mais) que a respiração muitas vezes não consegue suprir 
com a rapidez necessária. 
 
ENERGIA SOLAR 
 
A energia solar pode ser transformada em outros tipos de 
energia, como a energia elétrica. A sociedade humana, 
porém, ainda utiliza pouco a energia que vem do Sol. As 
dificuldades devem-se principalmente a dois problemas: 
 
Transporte de energia e estocagem 
 
E que tal transformar energia solar em energia química? 
 
 
 
 
 
Explicando: uma reação endotérmica pode estocar energia 
ao produzir determinadas substâncias. Exemplo: 
 
CH4(g) + H2O(v) + calor → CO(g) + 3 H2(g) 
 (gás de água) 
 
Em seguida, os gases formados são resfriados e, mesmo à 
temperatura ambiente, podem ser transportados para locais 
distantes sem perda de energia – uma grande vantagem! 
Basta inverter a reação e aproveitar a “recuperar” a energia! 
 
 
OBTENÇÃO DO ALUMÍNIO A PARTIR DA 
BAUXITA 
 
 
 
A obtenção do alumínio a partir da bauxita requer muita 
energia; portanto, a reciclagem é tão necessária. 
 
Al2O3 + 1675 Kj → 2 Al + 3\2 O2 
 
- Segundo princípio da termodinâmica: 
 
 
 
“A energia transfere-se de um corpo para outro na forma de 
calor ou trabalho realizado. Nesse processo, uma parte da 
energia transferida sempre é perdida para o meio ambiente, 
pois a transferência de energia jamais ocorre com 100% de 
eficiência”. 
 
 ENTROPIA(S) E ESPONTANEIDADE DE UMA 
REAÇÃO 
 
Muitos dos processos que ocorrem à sua volta são 
espontâneos, isto é, uma vez iniciados, prosseguem sem a 
necessidade de ajuda externa. A dissolução do sal em água, 
a queima do carvão são exemplos de processos 
espontâneos. Os processos não espontâneos são aqueles 
que apenas são possíveis através do fornecimento contínuo 
de energia do meio ambiente. O cozimento de alimentos, a 
obtenção de metais são exemplos de processos não 
espontâneos. A constatação de que a maioria dos processos 
espontâneos ocorre com liberação de energia levou à ideia 
de que apenas processos exotérmicos, que ocorriam com 
diminuição de energia do sistema, eram espontâneos. De 
fato, isto é verdade para muitas reações; existem, no entanto, 
processos espontâneos que absorvem calor. Portanto, além 
do fator energia, existe outro que influencia a espontaneidade 
de um processo. Este fator chama-se entropia, e é 
representado pela letra S. Aprendemos, nos itens anteriores, 
que a variação de entalpia (∆H) mede a quantidade de calor 
liberada ou absorvida em uma reação que ocorre em um 
sistema aberto. Na metade do século XIX, o cientista 
Berthelot propôs a ideia de que um fenômeno (seja ele físico 
ou químico) seria espontâneo se liberasse energia. 
Observações cuidadosas, contudo, mostraram que existem 
processos espontâneos que absorvem calor; é o caso, por 
exemplo, da evaporação da água. Conclui-se, então, que 
deveria haver algum outro fator, além da liberação do calor, 
influindo na espontaneidade dos processos. 
 
Na mesma época, outro cientista – Clausius –concluiu que 
esse outro fator é a tendência natural de todo sistema 
caminhar para uma situação de maior desordem; é o que 
acontece no exemplo da evaporação da água. De um modo 
geral, temos: 
 
S < L < G (aumento da desordem). 
 
Generalizando, nota-se que o aumento da desordem 
acompanha muitos outros fenômenos espontâneos, como a 
mistura de gases, a dissolução de um sólido em um líquido, a 
decomposição de moléculas maiores em menores, etc.. Para 
medir o grau de desordem de um sistema, Clausius idealizou 
uma grandeza chamada de entropia, usualmente 
representada pela letra S, de tal modo que: 
 
+ aumento do grau de desordem = + entropia 
 
Desse modo, em uma transformação espontânea, a entropia 
final do sistema será maior que a entropia inicial e, 
consequentemente, a variação de entropia será maior que 
zero. 
 
Matematicamente: ∆S = Sfinal – Sinicial > 0 
A variação de entropia é uma função de estado, assim como 
a variação de entalpia (só depende do estado inicial e final). 
Ora, se a tendência espontânea é de sempre haver aumento 
da desordem de um sistema, para fazer o caminho inverso, 
isto é, aumentar a ordem de um sistema, é preciso gastar 
certa quantidade de energia, que é a chamada “energia de 
organização”. Pode ser calculado através do produto da 
temperatura (em kelvin) e a variação de entropia (∆S). Sendo 
assim, se uma reação libera energia, mas “gasta” uma parte 
dessa energia para a organização do sistema, pode-se 
imaginar a seguinte “contabilidade”: 
 
 - energia liberada pelo sistema = ∆H 
- energia gasta na organização do sistema = T.∆S 
--------------------------------------------------------------------- 
- Energia aproveitável: ∆H - T.∆S 
 
Esse saldo é denominado energia livre, energia útil ou 
energia livre de Gibbs e é representado por 
 
∆G: ∆G = ∆H - T.∆S 
 
Obs: O ∆H e ∆S devem ser trabalhados numericamente com 
a mesma unidade de energia. Então, concluímos que quando 
o valor de ∆G < 0 (aumento de entropia e reação exotérmica), 
a reação será espontânea. 
 
IMPORTANTE: Da mesma forma que assim como na 
entalpia, para a determinação da entropia das substâncias foi 
necessário estabelecer, arbitrariamente, a entropia de 
algumas substâncias e, a partir disso, construir uma escala 
relativa de entropias. Estabeleceu-se que uma substância, na 
forma de um cristal perfeito, a zero Kelvin, tem entropia zero. 
(terceiro princípio da termodinâmica) 
 
 
 
 
 
 
RESUMO: A espontaneidade de um processo é determinada 
pelos fatores entalpia e entropia. São espontâneos os 
processos que ocorrem com diminuição de entalpia e 
aumento de entropia. Não são espontâneos os processos 
que ocorrem com aumento de entalpia e diminuição de 
entropia. Quando um processo ocorre com aumento ou 
diminuição simultânea de entalpiae entropia, para se prever 
a espontaneidade ou não da reação, é necessário lançar mão 
de uma grandeza que relaciona a entalpia e a entropia. Esta 
grandeza é a energia de Gibbs (G). 
 
 
 
- Terceiro princípio da termodinâmica: 
 
No zero absoluto, ou quando T = 0K, toda energia de 
movimento térmico foi removida, e todos os átomos ou íons 
em uma rede cristalina perfeita estão em uma rede contínua 
perfeita: 
 
 
 
- Sem desordem espacial 
- Sem movimento térmico 
- Entropia é zero 
 
 
O terceiro princípio da termodinâmica atribui um valor de zero 
para entropias dos elementos em sua forma cristalina perfeita 
em T = 0K, então todos os compostos cristalinos perfeitos 
(incluindo os compostos) também terão entropia igual a zero 
em T = 0K. Então, quanto mais a temperatura se aproxima de 
zero, a entropia tende a zero. 
 
Isto não significa que a entropia em T = OK é realmente zero. 
Não se pode atingir realmente o zero absoluto – tudo tem 
alguma energia interna! Portanto, trata-se de uma convenção 
para facilitar a comparação entre entropias relativas. 
 
 NOTAÇÃO DAS EQUAÇÕES TERMOQUÍMICAS 
 
Toda equação termoquímica deve obedecer aos seguintes 
parâmetros: 
 
- Deve estar balanceada 
- As substâncias devem possuir o indicativo da sua fase de 
agregação (S \ L \ G) 
- As substâncias simples devem possuir o indicativo do 
estado alotrópico. 
- Informar a quantidade de calor envolvido no processo 
- Indicar a temperatura e pressão que ocorreu a reação 
 
Vejamos alguns exemplos de como escrever as equações 
termoquímicas de algumas reações que envolvem troca de 
calor. 
 
Exemplo 1: A combustão completa do gás metano (CH4(g)) 
produz dióxido de carbono e água, liberando 890,4 kJ de 
energia por mol de metano que reage. A equação 
termoquímica que representa essa reação de combustão é 
dada por: 
 
1 CH4(g) + 2 O2(g) →1 CO2(g) + H2O(ℓ) ∆H = - 890,4 kJ/mol 
 
Exemplo 2: A formação de 1 mol de hematita (minério do 
ferro – Fe2O3(s)) em ferro metálico (Fe(s)) ocorre com absorção 
de 490 kJ. Sua equação termoquímica é: 
 
Fe2O3(s) +3 C(s) → 2 Fe(s) +3 CO(g) ∆H = + 490 kJ/mol 
 
Exemplo 3: Observe as seguintes equações comuns abaixo 
e veja logo abaixo de cada uma como ficam as suas 
respectivas equações termoquímicas: 
 
I. 6 CO2(g) + 6 H2O(ℓ) + 2813Kj → C6H12O6(g) + 6 O2(g) 
 
Equação termoquímica: 
 
6 CO2(g) + 6 H2O(ℓ) → C6H12O6(g) + 6 O2(g) ∆H = + 2 813 kJ/mol 
 
 
II. HCℓ(aq) + NaOH(aq) → NaCℓ(aq) + H2O(ℓ) + 57,7 
 
Equação termoquímica: 
 
HCℓ(aq) + NaOH(aq) → NaCℓ(aq) + H2O(ℓ) ∆H = - 57,7 kJ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 ESTADO PADRÃO 
 
 
 
 
 
Exemplo: 
 
 
 
No caso do fósforo, por exemplo, o fósforo vermelho tem 
entalpia-padrão igual a 0, enquanto o branco possui um valor 
maior que zero. Não esqueça: 
 
+ energia - estabilidade 
- energia + estabilidade 
 
 PRINCIPAIS FATORES QUEM INFLUENCIAM O ∆H 
DE UMA REAÇÃO 
 
Temperatura, pressão, estado físico, estado alotrópico, 
quantidade de reagentes e presença de um solvente são 
fatores que alteram a entalpia da reação. 
 
1) Estado físico: 
 
ENERGIA (S) < ENERGIA (L) < ENERGIA(G) 
 
 
Quando em uma reação química exotérmica, por exemplo, o 
produto formado se encontra numa fase de agregação menos 
energética, a energia liberada na forma de calor é maior do 
que em uma reação semelhante, na qual o produto formado 
se encontra numa fase de agregação mais energética, 
porque, neste caso, parte da energia fica contida no produto. 
 
2) Estado Alotrópico 
 
 
 
Partindo-se do reagente na forma alotrópica mais estável 
(menos energética), obtém-se menor quantidade de energia 
liberada ao fim da reação. Partindo-se do reagente na forma 
alotrópica menos estável (mais energética), obtém-se maior 
quantidade de energia liberada ao fim da reação. Observe o 
exemplo do carbono: 
 
 
Por que isso acontece? Por que o diamante possui, em sua 
estrutura cristalina, maior quantidade de entalpia “acumulada” 
do que a grafite.; por ocasião da queima, essa quantidade 
adicional de conteúdo de calor é liberada, o que explica o 
maior ∆H da segunda reação. Mais uma vez, vemos em 
funcionamento o balanço energético exigido pelo princípio da 
conservação da energia. 
 
 
 
 
 
3) A quantidade de reagentes e produtos utilizados O 
calor envolvido em uma reação é proporcional à 
quantidade do reagente utilizado 
 
Exemplo: H2O(l) + 44Kj → H2O(g) 
 
Lembre-se: A energia liberada ou absorvida em um processo 
de reação química ou mudança de estado é proporcional à 
quantidade das substâncias envolvidas, por exemplo, para 
ebulir 2mols de água líquida seria necessária uma energia de 
88Kj. 
 
4) Meio reacional 
 
Quando dissolvemos uma substância em um solvente 
qualquer, ocorre liberação ou absorção de energia na forma 
de calor. Assim, se fizermos uma reação na ausência de um 
solvente, o valor de ∆H será diferente daquele obtido quando 
fazemos a mesma reação na presença de um solvente. 
 
 TIPOS DE ENTALPIA: 
 
1) ENTALPIA DE FORMAÇÃO 
 
 
 
 
Exemplo: Entalpia de formação do ácido sulfúrico 
 
 
 
 
 
Exemplo: Entalpia de formação do eteno 
 
 
 
Observe que as substâncias simples, no estado padrão, 
apresentam entalpia de formação igual a zero. 
 
 
 
Portanto, variação de entalpia da reação de formação passa 
a ser o valor da entalpia da substãncia composta formada. 
 
 
 
 Calculando o ∆H de uma reação a partir 
das entalpias de formação 
 
 
 
Exemplo: Calcule a entalpia de formação da combustão 
do metano no estado padrão, sabendo que as entalpias 
de formação em Kcal\mol são as seguintes: 
 
CH4 = -17,9Kcal\mol 
CO2 = -94,1 Kcal\mol 
H2O = - 68,3Kcal\mol 
O2 = zero 
 
Resolvendo... 
 
 
 
 
 
2) ENTALPIA DE COMBUSTÃO (Energia de combustão ou 
calor de combustão) 
 
É a energia liberada na reação de combustão completa de 1 
mol de uma substância. As substâncias participantes da 
reação são consideradas no estado físico em que se 
encontram a 25°C e 1 atm; no caso de substâncias simples 
com formas alotrópicas, considera-se a mais estável (estado 
padrão). Esta definição explicita que a combustão a ser 
considerada é necessariamente a total; portanto, no caso da 
combustão de compostos formados por carbono, hidrogênio 
(e oxigênio), serão sempre formados gás carbônico e água. 
 
a) entalpia de combustão do metano 
 
 
 
b) entalpia de combustão da sacarose 
 
 
 
IMPORTANTE: A entalpia de combustão é sempre 
exotérmica 
 
3) ENTALPIA DE NEUTRALIZAÇÃO 
As reações de neutralização mais comuns ocorrem entre um 
ácido, que libera o cátion H+, e entre uma base, que libera o 
ânion OH-. Esse tipo de reação é sempre exotérmico, ou 
seja, libera energia, pois parte da energia dos íons é utilizada 
para formar as ligações e a energia restante é liberada. 
Desse modo, o valor da entalpia de neutralização será 
sempre negativo. 
O valor da variação de entalpia ou calor de neutralização 
(▲Hneutralização) será sempre o mesmo para reações que 
ocorrerem entre ácidos e bases fortes. Abaixo temos 
alguns exemplos desse tipo de reação: 
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) 
∆Hneutralização = -57,7 kJ ou 13,8 kcal 
 
HBr(aq) + NaOH(aq) → NaBr(aq) + H2O(l) 
∆Hneutralização = -57,7 kJ ou 13,8 kcal 
 
½ H2SO4(aq) + KOH(aq) → ½ K2SO4(aq) + H2O(l) 
∆Hneutralização = -57,7 kJ ou 13,8 kcal 
Em todos esses casos a entalpia de neutralização tem o 
mesmo valor de -57,7 kJ, pois como são ácidos e bases 
fortes, a ionização dos ácidos e a dissociação das bases 
ocorre de forma completa. Isso significa que em meio aquoso 
eles fornecem um valor próximo de 100 % de ionização de 
íons H+ e dissociação de íons OH-. Assim, em todos os casos 
a formação da água se dará através da única reação 
responsável pela manifestação de calor, descrita abaixo: 
 
No caso de ácidos ou bases fracas constata-se a liberação 
de valores de energia menores. Isto ocorre, pois parte da 
energia liberada na neutralização, isto é, na combinação 
entre H+ e OH- é absorvida para possibilitar a ionização\ 
dissociação doácido ou base. 
 
 
 
4) ENTALPIA DE LIGAÇÃO 
 
Corresponde à energia que deve ser absorvida para provocar 
a ruptura de 1 mol de ligações entre dois átomos no estado 
gasoso, sob dadas condições. 
 
Exemplo: 
 
O rompimento de uma ligação ocorre sempre com absorção 
de energia (processo endotérmico); ao contrário, a formação 
de uma ligação ocorre sempre com liberação de energia 
(processo exotérmico). Para uma dada ligação, a quantidade 
de energia absorvida para sua ruptura é igual a quantidade 
de energia liberada quando de sua formação. 
 
Resumindo: A entalpia de ligação é sempre endotérmica 
 
 CÁLCULO DO ∆H A PARTIR DA 
ENTALPIA DE LIGAÇÃO 
 
Um segundo procedimento para o cálculo de ∆H utiliza as 
entalpias de ligação das substâncias participantes de uma 
reação química. Este procedimento consiste das seguintes 
etapas: 
 
a) Calcula-se inicialmente o valor total de energia que deve 
ser absorvida para o rompimento de todas as ligações 
presentes nas moléculas reagentes a fim de transformá-las 
em átomos isolados 
 
b) Calcula-se, a seguir, a energia total que é liberada para a 
formação das ligações químicas presentes nos produtos da 
reação (a partir dos átomos isolados produzidos inicialmente) 
 
c) Finalmente, calcula-se o saldo entre a energia absorvida 
para a quebra de ligações dos reagentes, determinada em 
“a”, e a energia liberada para a formação das ligações dos 
produtos, determinada em “b”; o resultado é o ∆H da reação. 
 
IMPORTANTE: Em outras palavras, este procedimento supõe 
uma absorção inicial de energia para a quebra de todas as 
ligações e uma liberação posterior para a formação das 
ligações para todos os átomos separados inicialmente. Em 
processos químicos usuais, a quebra de ligações não 
necessita ocorrer necessariamente com todas as ligações 
das moléculas reagentes. 
 
 
 
 
O princípio que fundamenta este procedimento é bastante 
útil, pois mostra como todas as reações necessitam absorver 
certa quantidade de energia para que ocorram, pois, caso 
contrário, não se quebraria nenhuma ligação e, portanto, não 
haveria reação. Do mesmo modo, mostra também que, com a 
formação de novas ligações, sempre há liberação de energia. 
Em outras palavras, durante o andamento da reação ocorrem 
simultaneamente processos endo e exotérmicos, 
respectivamente devidos à quebra e formação de ligações. O 
∆H global da reação será determinado pelo processo com o 
maior valor, ou seja, o saldo de energia. Esta ideia é 
importante para se compreender o conceito de ‘energia de 
ativação’, conceito bastante trabalhado no tópico de Cinética 
Química. 
 
 
 
Exemplo: Calcule a variação de entalpia da reação de 
obtenção do gás clorídrico a partir do gás hidrogênio e 
gás cloro, sabendo que as entalpias de ligação são as 
seguintes: 
 
H – H: 436 Kj \ mol 
Cl – Cl: 242 Kj \ mol 
H – Cl: 431Kj\mol 
 
Resolvendo... 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5) ENTALPIA DE DISSOLUÇÃO 
 
 
 
 
A dissolução de um sólido num líquido ocorre em duas 
etapas: 
 
1ª etapa: Quebra do retículo cristalino: 
 
As moléculas do sólido se atraem eletrostaticamente 
formando aglomerados iônicos bem organizados, com formas 
geométricas definidas, denominados retículos cristalinos. 
Abaixo, temos o retículo cristalino do sal (NaCl): 
 
 
Retículo cristalino do sal 
 
Assim, ao ser adicionado num líquido para formar a solução, 
esse retículo é rompido. Para que isso ocorra é necessário 
receber certa quantidade de energia, que é chamada de 
Energia ou Entalpia Reticular (∆Hret). Nesse caso, a entalpia 
será sempre positiva. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2ª etapa: Interação entre partículas do soluto e do solvente: 
 
Se fosse apenas pela etapa anterior, a temperatura das 
dissoluções sempre deveria diminuir devido ao processo de 
absorção de energia. Entretanto, depois que as partículas do 
sólido são separadas, ocorre a sua interação com as 
moléculas do solvente. Quando o solvente é a água, dizemos 
que ocorre uma hidratação em que o polo positivo da água 
(H+) interage com os íons de carga negativa do soluto, 
enquanto que o polo negativo da água (OH-) interage com os 
íons positivos do soluto, gerando uma maior coesão e 
diminuição de energia. 
 
 
 
Para que essa interação ocorra é necessário liberar certa 
quantidade de energia, que é chamada de Energia ou 
Entalpia de Hidratação (∆Hhid) ou Solvatação. Visto que se 
perde calor, a temperatura do sistema aumenta e a entalpia é 
sempre negativa. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O que vai determinar, então, se a temperatura do sistema irá 
diminuir ou aumentar será a somatória das entalpias reticular 
e de hidratação: 
 
 
 
A entalpia de dissolução é a somatória das entalpias reticular 
e de hidratação. Portanto, temos uma dissolução endotérmica 
(com absorção de calor e com diminuição da temperatura) se 
a quantidade de energia absorvida (entalpia reticular) for 
maior que a energia liberada (entalpia de hidratação). No 
caso de ocorrer o contrário, a energia absorvida for menor 
que a energia liberada, teremos uma dissolução exotérmica, 
com o aumento da temperatura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
As dissoluções endotérmicas precisam absorver mais 
energia, por isso, o aumento da temperatura facilita a 
dissolução do soluto. Já nas dissoluções exotérmicas, a 
diminuição da temperatura facilita a dissolução. 
 
 
 
 
 LEI DE HESS 
 
Considere a reação entre enxofre e oxigênio, representada 
pela equação termoquímica a seguir, como um primeiro 
procedimento para a obtenção de SO3. Neste caso, uma 
quantidade de 1 mol de enxofre é combinada com 1,5 mol de 
gás oxigênio: 
 
 
 
Considere agora um segundo procedimento para a obtenção 
de SO3 (g) que consistiria numa combinação inicial de 1 mol 
de enxofre com apenas 1 mol de oxigênio para a formação de 
SO2(g) e sua combinação subseqüente com mais 1/2 mol de 
O2(g) para formar o SO3(g). As duas reações mencionadas 
com suas respectivas equações termoquímicas estão 
representadas a seguir. 
 
 
 
Levando em conta que o SO2(g) formado na primeira etapa é 
totalmente consumido na segunda, se somarmos estas duas 
equações termoquímicas, obteremos a equação 
correspondente ao primeiro procedimento. 
 
Do mesmo modo, se somarmos os valores de ∆H destas 
duas equações obteremos o valor correspondente ao 1º 
procedimento. Isto significa que uma mesma transformação 
química foi realizada através de dois procedimentos 
diferentes, o que conduziu a um mesmo valor para o ∆H. 
 
 
 
O estudo de outros casos similares conduziu a formulação da 
generalização a seguir, conhecida como “lei de Hess”: 
 
“A variação de entalpia de uma reação química depende 
exclusivamente de seus estados inicial e final, não 
importando os estados intermediários pelos quais possa ter 
passado.” 
 
A ideia da lei de Hess pode também ser apresentada a partir 
do gráfico entalpia x caminho da reação. Retomando o 
exemplo inicial relativo à reação entre enxofre e oxigênio, sua 
representação gráfica indica que: 
 
 
 
Em síntese, a realização de um mesmo processo químico por 
diferentes caminhos resulta num mesmo valor de ∆H. A 
seguir, veremos de que modo este princípio será utilizado 
para se determinar a variação de entalpia de uma reação 
qualquer. 
 
 CÁLCULOS DE ∆H A PARTIR DA LEI DE HESS 
 
Este procedimento consiste basicamente em determinar-se o 
valor de ∆H de uma reação (reação-problema) a partir de 
duas ou mais reações com ∆H conhecido. Para isto basta 
arranjar as reações de ∆H conhecido de tal forma que se 
constituam em etapas da reação problema. Se isto for 
possível, basta somar os ∆H destas reações. Os arranjos que 
podem ser feitos para se alcançar esta equivalência são: 
 
- inversão de equações 
- multiplicação dos coeficientes das equações 
 
Evidentemente cada um destes procedimentos implicará uma 
alteração correspondente no ∆H daquela equação: 
 
- inversão da equação = inversão do sinal do ∆H 
- multiplicação dos coeficientes das equações = multiplicação 
correspondente dovalor de ∆H 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exemplos de lei de Hess 
 
 
 
Perceba neste exemplo que temos uma reação global com 
suas respectivas reações intermediárias (3 reações 
intermediárias). 
 
A combinação dessas reações intermediárias resulta na 
reação global apresentada. Perceba que temos as entalpias 
das reações intermediárias, mas não temos a entalpia da 
reação global. 
 
É possível calcular a variação de entalpia da reação global, a 
partir das entalpias das reações intermediárias, segundo a 
Lei de Hess. 
 
 
 
A primeira reação intermediária tem entalpia igual a 
+177kJ/mol; enquanto a segunda reação intermediária possui 
entalpia de +95kJ/mol, e a terceira reação possui entalpia de 
+286kJ/mol. 
 
A lei de hess pode ser considerada, atualmente, como uma 
simples consequência do princípio da conservação de 
energia, em que, a entalpia da reação global é resultado da 
soma das entalpias de reações intermediárias. 
 
 
 
Vamos voltar para as equações iniciais: 
 
 
 
Neste passo você deve verificar 2 pontos básicos: 
 
Ponto 1 - Reagentes da Reação global devem ser iguais a 
Reagentes da Reação intermediária, ou Produtos da Reação 
global devem ser iguais a Produtos da Reação intermediária; 
 
Ponto 2 - Se os coeficientes estequiométricos das 
substâncias na reação global são iguais aos coeficientes 
estequiométricos da mesma substância na reação 
intermediária. 
 
Nesta etapa da resolução, você deve verificar se os 
reagentes da reação global se encontram, também, nos 
reagentes das reações intermediárias. Fazendo o mesmo 
para os produtos. Veja a figura abaixo: 
 
 
 
Como mostrado acima, a hidroquinona, representada em 
vermelho, na reação global e na primeira reação 
intermediária encontra-se nos reagentes. A substância 
C6H4O2, representada em laranja, por sua vez, encontra-se 
no produto tanto na reação global, quanto na primeira reação 
intermediária. 
 
Como o reagente da reação global é igual ao da primeira 
reação intermediária, o mesmo acontecendo com o produto, 
então essa primeira reação intermediária não precisa ser 
invertida. 
 
Por outro lado, o H20(l), em azul, encontra-se no produto da 
reação global e nos reagentes das segunda e terceira 
reações intermediárias. Neste caso, é preciso inverter as 
reações intermediárias 2 e 3. 
 
MAS ATENÇÃO: Sempre que invertemos a reação 
intermediária, a entalpia da reação invertida muda de sinal. 
 
Visualize a figura abaixo e perceba que as reações 
intermediárias 2 e 3 foram invertidas e suas entalpias tiveram 
o sinal alterado. Os sinais positivos tornaram-se negativos. 
Compare com a figura acima e perceba as diferenças. 
 
 
 
Perceba que com essa inversão o H2O(l), que se encontra no 
produto da reação global, se encontra também nos produtos 
das reações intermediárias, atendendo o nosso objetivo. 
 
Lembre-se que os coeficientes estequiométricos das reações 
intermediárias devem ser iguais aos da reação global. 
 
No nosso exemplo acima, os coeficientes estequiométricos 
das substâncias são iguais. Por exemplo, a hidroquinona tem 
coeficiente igual a 1 tanto na reação global, quanto na 
primeira reação intermediária; o mesmo acontece com H2O2. 
 
Contudo, nem sempre isso acontece. 
 
 
 
 
 
É muito comum questões que apresentam mesmas 
substâncias com coeficientes estequiométricos diferentes 
entre a reação global e reação intermediária. Nestes casos 
teremos que multiplicar ou dividir a reação por algum número 
inteiro. 
 
O terceiro e último passo é aquele em que somam-se 
matematicamente os reagentes das reações intermediárias, 
os produtos das reações intermediárias e as entalpias. Como 
pode ser visto na figura abaixo. 
 
 
 
Perceba que todos os reagentes das reações intermediárias 
são somados, assim como todos os produtos. Contudo, veja 
que alguns compostos, como o O2 e o H2 estão presentes 
tanto nos reagentes como nos produtos, com os mesmos 
coeficientes estequiométricos (1/2) e 1 respectivamente. 
Desta forma, é possível cortá-los da equação. 
 
Com isso, a reação obtida se torna a mesma da reação 
global original. 
 
Para calcular a entalpia de reação, basta somarmos as 
entalpias das reações intermediárias, ou seja, basta que 
somemos 177 + ( -95) + (-286) o que oferece um valor igual a 
-204kJ/mol. 
 
Desta forma, foi possível determinar a entalpia da reação 
global a partir da entalpia de reações intermediárias. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O ENEM É NOSSO 
 
1) (ENEM) Em nosso cotidiano, utilizamos as palavras “calor” 
e “temperatura” de forma diferente de como elas são usadas 
no meio científico. Na linguagem corrente, calor é identificado 
como “algo quente” e temperatura mede a “quantidade de 
calor de um corpo”. Esses significados, no entanto, não 
conseguem explicar diversas situações que podem ser 
verificadas na prática. Do ponto de vista científico, que 
situação prática mostra a limitação dos conceitos corriqueiros 
de calor e temperatura? 
 
(A) A temperatura da água pode ficar constante durante o 
tempo em que estiver fervendo. 
(B) Uma mãe coloca a mão na água da banheira do bebê 
para verificar a temperatura da água. 
(C) A chama de um fogão pode ser usada para aumentar a 
temperatura da água em uma panela. 
(D) A água quente que está em uma caneca é passada para 
outra caneca a fim de diminuir sua temperatura. 
(E) Um forno pode fornecer calor para uma vasilha de água 
que está em seu interior com menor temperatura do que a 
dele. 
 
2) (ENEM) O abastecimento de nossas necessidades 
energéticas futuras dependerá certamente do 
desenvolvimento de tecnologias para aproveitar a energia 
solar com maior eficiência. A energia solar é a maior fonte de 
energia mundial. Num dia ensolarado, por exemplo, 
aproximadamente 1 kJ de energia solar atinge cada metro 
quadrado da superfície terrestre por segundo. No entanto, 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 e Ciência Central. São 
Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 
 
Atualmente, uma das formas de se utilizar a energia solar tem 
sido armazená-la por meios 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 externo seja absorvida pelo 
sistema para ser utilizada posteriormente. 
(B) insatisfatória, uma vez que há formação de gases 
poluentes e com potencial poder explosivo, tornando-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 considerado 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 utilizadas 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 utilizadas posteriormente para 
obtenção de energia e realização de trabalho útil. 
 
 
 
 
 
 
 
 
3) (ENEM) O ciclo da água é fundamental para a preservação 
da vida no planeta. As condições climáticas da Terra 
permitem que a água sofra mudanças de fase e a 
compreensão dessas transformações é fundamental para se 
entender o ciclo hidrológico. Numa dessas mudanças, a água 
ou a umidade da terra absorve o calor do sol e dos arredores. 
Quando já foi absorvido calor suficiente, algumas das 
moléculas do líquido podem ter energia necessária para 
começar a subir para a atmosfera.Disponível em. http//www.keroagua.blogspot.com Acesso em: 
30 mar. 2009 (adaptado) 
 
A transformação mencionada no texto é a 
 
(A) fusão. 
(B) liquefação. 
(C) evaporação. 
(D) solidificação. 
(E) condensação. 
 
4) (Enem PPL 2019) O gás hidrogênio é considerado um 
ótimo combustível – o único produto da combustão desse gás 
é o vapor de água, como mostrado na equação química. 
 
2(g) 2(g) 2 (g)2 H O 2 H O+ → 
 
Um cilindro contém 1kg de hidrogênio e todo esse gás foi 
queimado. Nessa reação, são rompidas e formadas ligações 
químicas que envolvem as energias listadas no quadro. 
 
Ligação química Energia de ligação (kJ mol) 
H H− 437 
H O− 463 
O O= 494 
 
Massas molares (g mol) : 2H 2;= 2O 32;= 2H O 18.= 
 
Qual é a variação da entalpia, em quilojoule, da reação de 
combustão do hidrogênio contido no cilindro? 
 
a) 242.000− 
b) 121.000− 
c) 2.500− 
d) 110.500+ 
e) 234.000+ 
 
5) A eficiência de um processo de conversão de energia, 
definida como sendo a razão entre a quantidade de energia 
ou trabalho útil e a quantidade de energia que entra no 
processo, é sempre menor que 100% devido a limitações 
impostas por leis físicas. A tabela a seguir, mostra a 
eficiência global de vários processos de conversão. 
 
 
Se essas limitações não existissem, os sistemas mostrados 
na tabela, que mais se beneficiariam de investimentos em 
pesquisa para terem suas eficiências aumentadas, seriam 
aqueles que envolvem as transformações de energia. 
 
(A) mecânica energia elétrica. 
(B) nuclear energia elétrica. 
(C) química energia elétrica. 
(D) química energia térmica. 
(E) radiante energia elétrica. 
 
6) (Enem PPL 2019) O etanol é um combustível renovável 
obtido da cana-de-açúcar e é menos poluente do que os 
combustíveis fósseis, como a gasolina e o diesel. O etanol tem 
densidade 
30,8 g cm , massa molar 46 g mol e calor de 
combustão aproximado de 1.300 kJ mol.− Com o grande 
aumento da frota de veículos, tem sido incentivada a produção 
de carros bicombustíveis econômicos, que são capazes de 
render até 20 km L em rodovias, para diminuir a emissão de 
poluentes atmosféricos. O valor correspondente à energia 
consumida para que o motorista de um carro econômico, 
movido a álcool, percorra 400 km na condição de máximo 
rendimento é mais próximo de 
 
a) 565 MJ. 
b) 452 MJ. 
c) 520 MJ. 
d) 390 MJ. 
e) 348 MJ. 
 
7) (ENEM) O esquema mostra um diagrama de bloco de uma 
estação geradora de eletricidade abastecida por combustível 
fóssil: 
 
 
 
 
Se fosse necessário melhorar o rendimento dessa usina, que 
forneceria eletricidade para abastecer uma cidade, qual das 
seguintes ações poderia resultar em alguma economia de 
energia, sem afetar a capacidade de geração da usina? 
 
(A) Reduzir a quantidade de combustível fornecido à usina 
para ser queimado. 
(B) Reduzir o volume de água do lago que circula no 
condensador de vapor. 
(C) Reduzir o tamanho da bomba usada para devolver a água 
líquida à caldeira. 
(D) Melhorar a capacidade dos dutos com vapor conduzirem 
calor para o ambiente. 
(E) Usar o calor liberado com os gases pela chaminé para 
mover um outro gerador. 
 
8) (ENEM) Na natureza, a água, por meio de processos 
físicos, passa pelas fases líquida, gasosa e sólida perfazendo 
o ciclo hidrológico. A distribuição da água na Terra é 
condicionada por esse ciclo, e as mudanças na temperatura 
do planeta poderão influenciar as proporções de água nas 
diferentes fases desse ciclo. O diagrama abaixo mostra as 
transformações de fase pelas quais a água passa, ao ser 
aquecida com o fornecimento de energia a uma taxa 
constante. 
 
Considerando–se o diagrama de mudanças de fases da água 
e sabendo–se que os calores latentes de fusão e de 
vaporização da água valem, respectivamente, 80 cal/g e 540 
cal/g, conclui–se que 
 
(A) a temperatura da água permanece constante durante os 
processos de mudança de fase. 
(B) a energia necessária para fundir 10 g de gelo é maior que 
a necessária para evaporar a mesma massa de água. 
(C) a água, para mudar de fase, libera energia a uma taxa de 
540 cal/g quando a temperatura aumenta de 0 ºC até 100 ºC. 
(D) a temperatura da água varia proporcionalmente à energia 
que ela recebe, ou seja, 80 cal/g durante o processo de 
fusão. 
(E) a temperatura da água varia durante o processo de 
vaporização porque ela está recebendo uma quantidade de 
energia constante. 
 
9) (ENEM) No nosso dia a dia deparamo-nos com muitas 
tarefas pequenas e problemas que demandam pouca energia 
para serem resolvidos e, por isso, não consideramos a 
eficiência energética de nossas ações. No global, isso 
significa desperdiçar muito calor que poderia ainda ser usado 
como fonte de energia para outros processos. Em ambientes 
industriais, esse reaproveitamento é feito por um processo 
chamado de cogeração. A figura a seguir ilustra um exemplo 
de cogeração na produção de energia elétrica. 
 
 
 
Em relação ao processo secundário de aproveitamento de 
energia ilustrado na figura, a perda global de energia é 
reduzida por meio da transformação de energia 
 
(A) térmica em mecânica. 
(B) mecânica em térmica. 
(C) química em térmica. 
(D) química em mecânica. 
(E) elétrica em luminosa. 
 
10) (ENEM) 
 
 
A tirinha faz referência a uma propriedade de uma grandeza 
Física, em que a função do jornal utilizado pelo homem é a 
de 
 
(A) absorver a umidade que dissipa calor. 
(B) impedir que o frio do ambiente penetre. 
(C) manter o calor do homem concentrado. 
(D) restringir a perda de calor para o ambiente. 
(E) bloquear o vento que sopra trazendo frio. 
 
11) (ENEM) Uma opção não usual, para o cozimento do 
feijão, é o uso de uma garrafa térmica. Em uma panela, 
coloca-se uma parte de feijão e três partes de água e deixa-
se ferver o conjunto por cerca de 5 minutos, logo após 
transfere-se todo o material para uma garrafa térmica. 
Aproximadamente 8 horas depois, o feijão estará cozido. O 
cozimento do feijão ocorre dentro da garrafa térmica, pois 
 
 
(A) a água reage com o feijão, e essa reação é exotérmica. 
(B) o feijão continua absorvendo calor da água que o envolve, 
por ser um processo endotérmico. 
(C) o sistema considerado é praticamente isolado, não 
permitindo que o feijão ganhe ou perca energia. 
(D) a garrafa térmica fornece energia suficiente para o 
cozimento do feijão, uma vez iniciada a reação. 
(E) a energia envolvida na reação aquece a água, que 
mantém constante a temperatura, por ser um processo 
exotérmico. 
 
 
12) (ENEM) Em dias com baixas temperaturas, as pessoas 
utilizam casacos ou blusas de lã com o intuito de minimizar a 
sensação de frio. Fisicamente, esta sensação ocorre pelo fato 
de o corpo humano liberar calor, que é a energia transferida 
de um corpo para outro em virtude da diferença de 
temperatura entre eles. A utilização de vestimenta de lã 
diminui a sensação de frio, porque 
 
(A) possui a propriedade de gerar calor. 
(B) é constituída de material denso, o que não permite a 
entrada do ar frio. 
(C) diminui a taxa de transferência de calor do corpo humano 
para o meio externo. 
(D) tem como principal característica a absorção de calor, 
facilitando o equilíbrio térmico. 
(E) está em contato direto com o corpo humano, facilitando a 
transferência de calor por condução 
 
13) (ENEM) É comum nos referirmos a dias quentes como 
dias “de calor”. Muitas vezes ouvimos expressões como “hoje 
está calor” ou “hoje o calor está muito forte” quando a 
temperatura ambiente está alta. No contexto científico, é 
correto o significado de “calor” usado nessas expressões? 
 
(A) Sim, pois o calor de um corpo depende de sua 
temperatura. 
(B) Sim, pois calor é sinônimo de alta temperatura. 
(C) Não, pois calor é energia térmica em trânsito. 
(D) Não, pois calor é a quantidade de energia térmica contida 
emum corpo. 
(E) Não, pois o calor é diretamente proporcional à 
temperatura, mas são conceitos diferentes. 
 
14) (ENEM) Vários combustíveis alternativos estão sendo 
procurados para reduzir a demanda por combustíveis fósseis, 
cuja queima prejudica o meio ambiente devido à produção de 
dióxido de carbono (massa molar igual a 44 g mol-1). Três dos 
mais promissores combustíveis alternativos são o hidrogênio, 
o etanol e o metano. A queima de 1 mol de cada um desses 
combustíveis libera uma determinada quantidade de calor, 
que estão apresentadas na tabela a seguir: 
 
 
 
Considere que foram queimadas massas, 
independentemente, desses três combustíveis, de forma tal 
que em cada queima foram liberados 5400 kJ. O combustível 
mais econômico, ou seja, o que teve a menor massa 
consumida, e o combustível mais poluente, que é aquele que 
produziu a maior massa de dióxido de carbono (massa molar 
igual a 44 g mol-1), foram, respectivamente, 
(A) o etanol, que teve apenas 46 g de massa consumida, e o 
metano, que produziu 900 g de CO2. 
(B) o hidrogênio, que teve apenas 40 g de massa consumida, 
e o etanol, que produziu 352 g de CO2. 
(C) o hidrogênio, que teve apenas 20 g de massa consumida, 
e o metano, que produziu 264 g de CO2. 
(D) o etanol, que teve apenas 96 g de massa consumida, e o 
metano, que produziu 176 g de CO2. 
(E) o hidrogênio, que teve apenas 2 g de massa consumida, e 
o etanol, que produziu 1350 g de CO2. 
 
15) (ENEM) Nas últimas décadas, o efeito estufa tem-se 
intensificado de maneira preocupante, sendo esse efeito 
muitas vezes atribuído à intensa liberação de CO2 durante a 
queima de combustíveis fósseis para geração de energia. O 
quadro traz as entalpias-padrão de combustão a 25 ºC 
(ΔH°25) do metano, do butano e do octano. 
 
 
 
À medida que aumenta a consciência sobre os impactos 
ambientais relacionados ao uso da energia, cresce a 
importância de se criar 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, então, 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. 
 
16) (ENEM) No que tange à tecnologia de combustíveis 
alternativos, muitos especialistas em energia acreditam que 
os álcoois vão crescer em importância em um futuro próximo. 
Realmente, álcoois como metanol e etanol têm encontrado 
alguns nichos para uso doméstico como combustíveis há 
muitas décadas e, recentemente, vêm obtendo uma 
aceitação cada vez maior como aditivos ou mesmo como 
substitutos para a gasolina em veículos. Algumas das 
propriedades físicas desses combustíveis são mostradas no 
quadro seguinte. 
 
 
 
 
Considere que, em pequenos volumes, o custo de produção 
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. 
(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. 
 
17) (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 (∆H°c), 
definido coma 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 
∆H°c. 
 
 
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. 
 
18) (ENEM) A escolha de uma determinada substância para 
ser utilizada como combustível passa pela análise da 
poluição que ela causa ao ambiente e pela quantidade de 
energia liberada em sua combustão completa. O quadro 
apresenta a entalpia de combustão de algumas substâncias. 
As massas molares dos elementos H, C e O são, 
respectivamente, iguais a 1g mol, 12g mol e 16g mol. 
 
 
Levando-se em conta somente o aspecto energético, a 
substância mais eficiente para a obtenção de energia, na 
combustão de 1kg de combustível, é o 
 
 
 
(A) etano. 
(B) etanol. 
(C) metanol. 
(D) acetileno. 
(E) hidrogênio. 
 
19) (Enem 2019) Glicólise é um processo que ocorre nas 
células, convertendo glicose em piruvato. Durante a prática de 
exercícios físicos que demandam grande quantidade de 
esforço, a glicose é completamente oxidada na presença de 
2O . Entretanto, em alguns casos, as células musculares 
podem sofrer um deficit de 2O e a glicose ser convertida em 
duas moléculas de ácido lático. As equações termoquímicas 
para a combustão da glicose e do ácido lático são, 
respectivamente, mostradas a seguir: 
 
6 12 6(s) 2(g) 2(g) 2 ( ) C
3 (s) 2(g) 2(g) 2 ( ) C
C H O 6 O 6 CO 6 H O H 2.800 kJ
CH CH(OH)COOH 3 O 3 CO 3 H O H 1.344 kJ
+ → +  = −
+ → +  = −
 
O processo anaeróbico é menos vantajoso energeticamente 
porque 
 
a) libera 112 kJ por mol de glicose. 
b) libera 467 kJ por mol de glicose. 
c) libera 2.688 kJ por mol de glicose. 
d) absorve 1.344 kJ por mol de glicose. 
e) absorve 2.800 kJ por mol de glicose. 
 
20) (ENEM) Um motor só poderá realizar trabalho se receber 
uma quantidade de energia de outro sistema. No caso, a 
energia armazenada no combustível é, em parte, liberada 
durante a combustão para que o aparelho possa funcionar. 
Quando o motor funciona, parte da energia convertida ou 
transformada na combustão não pode ser utilizada para a 
realização de trabalho. Isso significa dizer que há vazamento 
da energia em outra forma. CARVALHO, A. X. Z. Física 
Térmica. Belo Horizonte: Pax, 2009 (adaptado). 
 
De acordo com o texto, as transformações de energia que 
ocorrem durante o funcionamento do motor são decorrentes 
de a 
 
A) liberação de calor dentro do motor ser impossível. 
B) realização de trabalho pelo motor ser incontrolável. 
C) conversão integral de calor em trabalho ser impossível. 
D) transformação de energia térmica em cinética ser 
impossível. 
E) utilização de energia potencial do combustível ser 
incontrolável. 
 
21) (ENEM) A figura representa uma embalagem cartonada e 
sua constituição em multicamadas. De acordo com as 
orientações do fabricante, essas embalagens não devem ser 
utilizadas em fornos microondas. 
 
 
 
 
 
 
A restrição citada deve-se ao fato de a 
 
a) embalagem aberta se expandir pela pressão do vapor 
formado em seu interior. 
b) camada de polietileno se danificar, colocando o alumínio 
em contato com o alimento. 
c) fina camada de alumínio blindar a radiação, não permitindo 
que o alimento se aqueça. 
d) absorção de radiação pelo papel, que se aquece e pode 
levar à queima da camada de polietileno. 
e) geração de centelhas na camada de alumínio, que pode 
levar à queima da camada de papel e de polietileno. 
 
22) (Enem 2017) O ferro é encontrado na natureza na forma 
de seus minérios, tais como a hematita 2 3( Fe O ),α − a 
magnetita 3 4(Fe O ) e a wustita (FeO). Na siderurgia, o 
ferro-gusa é obtido pela fusão de minérios de ferro em altos 
fomos em condições