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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Aula 19 - Termoquímica 
Nesta aula será apresentado a relação da emergia e as 
transformações químicas. 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 2 
 
SUMÁRIO 
INTRODUÇÃO 4 
1. CARACTERIZAÇÃO TERMOQUÍMICA DAS REAÇÕES 4 
2. ENTALPIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS 8 
Entalpia Padrão de Formação 9 
Entalpia de Combustão 11 
3. ENTALPIA DE LIGAÇÃO 14 
4. LEI DE HESS 16 
5. ESTEQUIOMETRIA E TERMOQUÍMICA 19 
6. ENTROPIA E ENERGIA LIVRE DE GIBBS 21 
Entropia (S) 21 
Energia Livre de Gibbs (G) 22 
Calorimetria 23 
7. QUESTÕES FUNDAMENTAIS 24 
8. JÁ CAIU NOS PRINCIPAIS VESTIBULARES 26 
Caracterização Termoquímica das Reações 26 
Entalpia das Reações Químicas 30 
Estequiometria e Termoquímica 33 
Entalpia das Ligações Químicas 36 
Lei de Hess 39 
Entropia e Energia Livre de Gibbs 42 
Calorimetria 44 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 3 
9. GABARITO SEM COMENTÁRIOS 46 
10. RESOLUÇÃO DAS QUESTÕES FUNDAMENTAIS 47 
11. QUESTÕES RESOLVIDAS E COMENTADAS 51 
12. CONSIDERAÇÕES FINAIS DAS AULAS 84 
13. REFERÊNCIAS 84 
 
 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 4 
Introdução 
A termoquímica é área da Físico-Química que relaciona as reações químicas ou 
mudanças de estados físicos e as suas energias. Dentro dessa aula aprenderemos a classificar 
e calcular essas energias. A atenção e a organização nos estudos são fundamentais. 
 
Are you ready? Work, work, work...work. 
1. Caracterização Termoquímica das Reações 
A termoquímica é a área da Química que estuda as energias absorvidas ou liberadas das 
reações químicas. As reações químicas que absorvem energia são chamadas de reações 
endotérmicas, enquanto as reações químicas que liberam energia são chamadas de reações 
exotérmicas. 
Mundialmente, utiliza-se duas espécies de plantas para a produção de papel: o pinheiro e 
o eucalipto. O pinheiro necessita de 17 a 25 anos para atingir o seu máximo crescimento vertical, 
enquanto o eucalipto atinge o seu máximo em 7 anos. O pinheiro é mais resistente à baixas 
temperaturas e é plantado pelo uso de sementes, por sua vez, o eucalipto é plantado por galhos 
de outros eucaliptos. Tanto o eucalipto, quanto o pinheiro realizam fotossíntese para a 
manutenção e crescimento de suas matérias orgânicas, pois, é assim que conseguem o seu 
alimento. Uma das formas químicas que eles utilizam para armazenar energia é a síntese da 
celulose, que é o componente principal das folhas de papel. Além da celulose, os principais 
componentes de um papel são: lignina e hemicelulose. Quanto maior a resistência do papel, 
maior a quantidade de lignina presente, por exemplo, papelão e papel pardo. O eucalipto e o 
pinheiro realizam a reação de fotossíntese abaixo para a produção de celulose identificada por 
fotossíntese: 
Água + gás carbônico + energia solar → celulose + gás oxigênio 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 5 
Ao queimar uma folha de papel, percebe-se que ocorre liberação de energia. 
Considerando que um papel seja formado apenas por celulose, a reação de combustão do papel 
é representada por: 
Celulose + oxigênio → gás carbônico + água + energia 
Caso não tenha percebido as reações de fotossíntese e da queima, ambos da celulose, 
são igualmente contrárias (tandaam!). 
 
Observe que as reações acima envolvem as mesmas substâncias e as mesmas energias. 
Uma das reações absorve energia, enquanto a outra libera a energia. Porém, essas reações não 
são reversíveis, porque o mecanismo de reação delas não é pelo contato entre, somente, essas 
substâncias. O simples contato da água e gás carbônico não consegue produzir uma árvore, 
mas as energias das reações globais são numericamente equivalentes. 
 
Representação das energias das reações 
 
As energias das reações podem ser representadas por: 
Reações Endotérmicas Reações Exotérmicas 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 6 
A + energia → C C → A + energia 
A → C - energia C - energia → A 
A → C ∆H > 0 C → A ∆H < 0 
 
Entalpia – H 
 
A entalpia (H) pode ser entendida pelo conteúdo calorífico de um material, sendo o estado 
físico e suas energias das ligações os parâmetros mais importantes analisados pela Química. 
Portanto, ao sofrer uma transformação física ou química, esses processos podem aumentar ou 
diminuir a entalpia. Exemplos de transformações que alteraram as quantidades de suas 
entalpias: 
Fervendo água Queimando carvão 
 
 Portanto, a entalpia é uma medida comparativa (relativa), apenas conseguimos 
determinar o aumento ou diminuição da entalpia. A entalpia é uma propriedade extensiva da 
matéria, ou seja, depende de alguns fatores: 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 7 
 
 
Como sabemos as calorias dos alimentos? 
Usualmente, o termo caloria é utilizado para 
determinar a quantidade de energia presente em um 
alimento. Porém, como medir a energia de um alimento? 
Uma técnica interessante é o calorímetro. Por exemplo, 
quantas calorias existem em uma maravilhosa fatia de 
banoffee. Você sabe o que é um banoffee? Então para 
tudo. Vou explicar. 
 
Figure 1Figura 1 - Uma fatia de banoffee [fonte: 
tudogostoso.com.br] 
 
 
Banoffee = banana + toffee (caramelo, em inglês) – definição: uma torta inglesa banana, 
chantilly, caramelo e uma camada de massa de biscoito. Descobri essa MA-RA-VI-LHO-SA 
sobremesa acidentalmente quando a professora de língua portuguesa Maria Celina me enviou 
uma fatia de presente. Meu mundo mudou. É, simplesmente, fantástico. 
Para facilitar o entendimento, vou usar, como exemplo, o açúcar. Ao colocar 1 grama de 
açúcar dentro de um recipiente com oxigênio, mergulhado em 1000 g de água (1 litro), ela é 
aquecida em 4 °C. Traduzindo: 1 litro de água, a 25 °C, é aquecido a 29 °C, ao absorver a energia 
da combustão completa de 1 grama de açúcar. Portanto, diz-se que a caloria desse açúcar é de 
4 kcal por grama de açúcar. 
Essa fatia de banoffee apresenta 530 kcal. (ops!). Isso quer dizer que 1 litro de água iria 
aquecer 530 °C? Não faz sentido pensar nisso, porque a água entra em ebulição a 100 °C. 
Quantidade da 
Substância
•↑ quantidade em massa 
ou mol da substância
•↑ Entalpia
Entalpia por Estado físico de 
uma Substância
•Gasoso > Líquido > Sólido
Formas Alotrópicas
•O alótropo mais estável 
apresenta menor energia
•Ex: entalpia do Carbono grafite é 
menor que a entalpia do carbono 
diamante
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 8 
Porém, ao aumentar a quantidade de água, pode-se afirmar que essa fatia aqueceria 5 °C em 
100 litros de água. 
Essas 530 kcal presentes no banoffee, quando queimadas no calorímetro (um crime!), 
libera essa quantidade de energia de maneira intensa e rápida. No corpo humano, a fatia de 
banoffee participa de muitas reações que liberam pequenas quantidades de energia até somar 
a 530 kcal. Parece simples, mas isso equivale a 1 hora correndo ou nadando. Porém, essa 
quantidade de caloria gasta em um exercício físico depende da intensidade e da massa corporal 
do indivíduo. 
2. Entalpia das Reações Químicas 
Existem três maneiras de determinar a entalpia de uma reação química: 
 
Até o momento de nossa evolução tecnológica como sociedade, desconhece-se uma 
maneira de medir ou calcular a energia de uma substância. Todos os procedimentos energéticos 
são calculados a partir de valores de referência, ou seja, adotamos alguns materiais como valor 
zero de energia e, a partir disso, medimos e calculamos a energia envolvidana transformação. 
As energias liberadas ou absorvidas por uma reação química são chamadas de variação de 
entalpia (∆H) ou calor da reação. 
∆H = H𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
A seguir serão apresentados dois tipos de reações importantes para o estudo das 
energias: reação padrão de formação e reação de combustão. 
Cálculo da entalpia de uma reação 
química
Entalpia das Substâncias ou Entalpia das 
Reações Padrão de Formação
Entalpia das Ligações
Entalpia de Reações Sucessivas
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 9 
Entalpia Padrão de Formação 
Sabe-se que é necessário adotar parâmetros para comparar energias e adotar valores, 
logo, inicialmente, adota-se a condição padrão para comparar substâncias e elementos: 
Uma substância é encontrada no estado padrão quando se apresenta em seu estado mais 
estável a 25 °C e a 1 atm. 
O termo estado padrão deve ser entendido por estado padronizado, ou seja, todos os 
materiais a serem comparados se encontram nas mesmas condições ambientes e em suas 
respectivas formas mais estáveis. A partir dessa condição padrão determinada, adota-se um 
critério para inferir acerca dos valores das entalpias: 
As substâncias simples, no estado padrão, apresentam entalpia igual a zero. 
Assim, as seguintes substâncias simples abaixo apresentam entalpias iguais a zero: 
Entalpia = zero a 25 °C e 1 atm 
H2 (g) N2 (g) O2 (g) C (graf) Fe (s) 
Até então definimos dois critérios: 
1) Condição padrão: 25 °C e 1 atm. 
2) Entalpia zero: substâncias simples nas condições padrão. 
A partir desses dois critérios estabelecidos, verifica-se, experimentalmente, as energias 
das transformações químicas a partir das substâncias simples, nos seus estados padrão, ou seja, 
uma reação de formação. Observe o cálculo das variações de entalpia das reações de formação 
abaixo: 
∆𝐻𝑓→ 𝑖𝑛𝑑𝑖𝑐𝑎 𝑞𝑢𝑒 é 𝑢𝑚𝑎 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 𝑑𝑒 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎çã𝑜
0 → 𝑖𝑛𝑑𝑖𝑐𝑎 𝑐𝑜𝑛𝑑𝑖çã𝑜 𝑝𝑎𝑑𝑟ã𝑜
 
Reações Químicas de Formação no Estado Padrão 
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C (s) + O2 (g) → CO2 (g) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O () N2 (g) + O2 (g) → NO2 (g) 
∆H = H𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 ∆H = H𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 ∆H = H𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
∆𝐻𝑓
0 = 𝐻𝐶𝑂2 − [𝐻𝐶(𝑠) + 𝐻𝑂2] ∆𝐻𝑓
0 = 𝐻𝐻2𝑂 − [𝐻𝐻2 +
1
2
𝐻𝑂2] ∆𝐻𝑓
0 = 𝐻𝑁𝑂2 − [
1
2
 𝐻𝑁2 + 𝐻𝑂2] 
Hsubstância simples = zero Hsubstância simples = zero Hsubstância simples = zero 
∆𝐻𝑓
0 = 𝐻𝐶𝑂2 − [0 + 0] ∆𝐻𝑓
0 = 𝐻𝐻2𝑂 − [0 +
1
2
0] ∆𝐻𝑓
0 = 𝐻𝑁𝑂2 − [
1
2
0 + 0] 
∆𝐻𝑓
0 = 𝐻𝐶𝑂2 ∆𝐻𝑓
0 = 𝐻𝐻2𝑂 ∆𝐻𝑓
0 = 𝐻𝑁𝑂2 
Portanto, chegamos a brilhante conclusão que o ∆H da equação de formação nas 
condições padrão é igual a entalpia da substância. Assim, estabelece-se a definição da variação 
de entalpia de uma reação padrão de formação. 
Entalpia (ou calor) padrão de uma reação de formação (∆𝑯𝒇
𝟎) de uma substância é a 
energia absorvida ou liberada durante o processo de síntese de 1 mol dela, a partir de 
substâncias simples no estado padrão. 
 
Ao se deparar com o ∆𝐻𝑓
0 , leia-se: “entalpia da substância”. 
Substância ∆𝐻𝑓
0 
CO2 (g) - 393,5 kJ/mol 
H2O () - 286,0 kJ/mol 
NO2 (g) + 90,4 kJ/mol 
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Portanto, a entalpia da água no estado líquido é de -286,0 kJ/mol. Isso não significa que 
a substância água apresente energia negativa, mas sim, que a água apresenta energia menor 
que as substâncias simples em seus estados padrão. Lembre-se que adotamos, arbitrariamente, 
um valor zero para essas substâncias simples. 
É comum, alguns vestibulares chamarem os valores de ∆𝐻𝑓
0 por entalpia das substâncias. 
 
Entalpia de Combustão 
As reações de combustão são reações que liberam energia pelo consumo de combustível 
e comburente. 
Entalpia (ou calor) padrão de uma reação de combustão (∆𝑯𝒄𝒐𝒎𝒃
𝟎 ) de uma substância é a 
energia liberada durante o processo de combustão de 1 mol dela no estado padrão. 
As reações de combustão são divididas em reações de combustão completa ou 
incompleta. As reações de combustão completa ocorrem oxidação total dos elementos presentes 
no combustível, enquanto, a combustão incompleta não ocorre total oxidação desses. Exemplos 
de reações de combustão: 
Combustão completa Combustão Incompleta 
C2H4 + 3 O2 → 2 CO2 + 2 H2O C2H4 + 2 O2 → 2 CO + 2 H2O 
2 H2 + O2 → 2 H2O N2 + O2 → 2 NO 
 
Exemplos de algumas energias de combustão: 
Combustível Entalpia de combustão 
(∆𝑯𝒄𝒐𝒎𝒃
𝟎 ) 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 12 
Etanol - 1368 kJ/mol 
Glicose - 2808 kJ/mol 
Gasolina - 5400 kJ/mol 
Metano - 890 kJ/mol 
Hidrogênio - 286 Kj/mol 
 
 (UFGD MS/2019) 
Atualmente, a grande produção de lixo tornou-se um problema mundial, pois o tratamento 
inadequado pode acarretar sérios problemas na área da saúde pública, em virtude de 
facilitar o ressurgimento de diferentes epidemias a partir do contato humano com materiais 
contaminados. Visando a diminuir esse contato com o lixo, um dos métodos de tratamento 
pode ser o aterro sanitário. Os gases produzidos em um aterro sanitário podem ser 
reutilizados como fonte de energia (biogás), diminuindo assim o consumo de fontes de 
energias não renováveis. Sabendo que o metano é o principal componente do biogás e que 
sua reação de combustão é dada pela equação: 
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O () 
na qual as entalpias de formação padrão para: 
CH4 (g) = –17,9 kcal/mol, 
CO2 (g) = –94,1 kcal/mol e 
H2O () = –68,3 kcal/mol. 
 
Assinale a alternativa que corresponde à variação da entalpia (∆H) para a combustão 
completa de 1 mol de metano. 
 
a) –144,5 kcal 
b) –180,3 kcal 
c) +318,4 kcal 
d) –212,8 kcal 
e) –348,6 kcal 
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Comentários: 
Sabendo que foi informado as entalpias padrão de formação, logo, entende-se, 
simplificadamente, por entalpia das substâncias. 
 
Gabarito: D 
 
(UEFS BA/2017) 
Um motociclista foi de Salvador-BA para Feira de Santana-BA, percorrendo no total 110,0 
km. Para percorrer o trajeto, sua motocicleta flex consumiu 5 litros de etanol (C2H5OH, d = 
0,8 g·cm–3), tendo um consumo médio de 22,0 km/L. 
 
Com base nos dados de entalpia de formação de algumas substâncias, o calor envolvido 
na combustão completa por litro de etanol foi, em kJ, aproximadamente, 
 
01. –1367 
02. +1367 
03. –18200 
04. +10936 
05. –23780 
 
Comentários: 
São necessários realizar dois cálculos: 
- Determinar a quantidade de energia liberada pela combustão do etanol. 
- Calcular a quantidade de etanol, em gramas, consumida em 1 litro de combustível. 
∆H = H𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
∆H = H𝐶𝑂2 + 2 𝐻𝐻2𝑂 − H𝐶𝐻4 + 2 𝐻𝑂2 
Sabe-se que a entalpia de substâncias simples é igual a zero, logo: 
∆H = H𝐶𝑂2 + 2 𝐻𝐻2𝑂 − H𝐶𝐻4 + 2 · 0 
Substituindo os valores, tem-se: 
∆H = [−94,1 + 2 · −68,3] − [−17,9] 
∆H = −212,8 kcal 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 14 
 
A densidade do etanol é de 0,8 g/cm3, logo, 1 L apresenta 800 g de etanol. Calcula-se a 
quantidade de energia liberada por 800 g: 
 
Sabendo que a massa molar do etanol é igual a 46 g/mol, tem-se: 
 
Gabarito: 05 
3. Entalpia de Ligação 
Conforme já dito, existem três principais maneiras de calcular a energia de uma reação 
química: pelas substâncias, pelas ligações e pelas reações. Neste tópico será abordado sobre o 
cálculo da energia de uma reação química pelas ligações químicas. 
As ligações químicas armazenam energia potencialmente. Cada ligação química 
apresenta uma energia armazenada, logo, é necessárioter uma tabela com os valores das 
ligações químicas para poder calcular a energia total de uma reação química. 
Em uma reação química, algumas ligações são rompidas e outras são formadas, isso quer 
dizer, que é necessário absorver energia para romper a ligação existente e, posteriormente, é 
necessário liberar energia para formar a nova ligação. Todas as reações químicas apresentam 
a etapa de absorção e a de liberação de energia, porém, uma dessas etapas são majoritárias. 
∆HCombustão do etanol 
 C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O 
∆H = H𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
∆H = 2 · 𝐻𝐶𝑂2 + 3 · 𝐻𝐻2𝑂 − 𝐻𝐶2𝐻6𝑂 + 3 · 𝐻𝑂2 
∆H = 2 · 𝐻𝐶𝑂2 + 3 · 𝐻𝐻2𝑂 − 𝐻𝐶2𝐻6𝑂 
∆H = [2 · −393,5 + 3 · −286,0] − [−277,8] 
∆H = −1367,2 kJ/mol 
−1367,2 𝑘𝐽 − − − − 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙
𝑥 𝑘𝐽 − − − − 800 𝑔 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙
 
−1367,2 𝑘𝐽 − − − − 1 · 46 𝑔 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙
𝑥 𝑘𝐽 − − − − 800 𝑔
 
x = -23777,4 kJ 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 15 
 
Perceba que no exemplo da reação acima, a energia liberada é maior do que a energia 
liberada, por isso a reação é classificada por reação exotérmica. Logo, a partir das energias das 
ligações, calcula-se a entalpia da reação por: 
∆H = ∑𝐻𝐿𝑖𝑔𝑎çõ𝑒𝑠𝑟𝑜𝑚𝑝𝑖𝑑𝑎𝑠 − ∑𝐻𝐿𝑖𝑔𝑎çõ𝑒𝑠𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎𝑑𝑎𝑠 
Exemplo 
A seguir, calcula-se o ∆H de uma reação de hidrogenação catalítica do propeno: 
C C C
H
H
H
H
H
H
+ H H C C CH
H
H H
H
H
H
H
propeno propano
Ni
 
Energia de 
ligação (kJ/mol) 
H – H 436,0 
C – H 413,4 
C = C 614,2 
C – C 346,8 
∆H = ∑𝐻𝐿𝑖𝑔𝑎çõ𝑒𝑠𝑟𝑜𝑚𝑝𝑖𝑑𝑎𝑠 − ∑𝐻𝐿𝑖𝑔𝑎çõ𝑒𝑠𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎𝑑𝑎𝑠 
∆H = [𝐻𝐶=𝐶 + 𝐻𝐻−𝐻] − [2 · 𝐻𝐶−𝐻 + 𝐻𝐶−𝐶] 
∆H = [614,2 + 436,0] − [2 · 413,4 + 346,8] 
∆H = −122,6 kJ/mol 
Portanto, a energia da reação é -122,6 kJ/mol, ou seja, essa reação é exotérmica. 
 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 16 
 (UFRGS RS/2016) 
Com base no seguinte quadro de entalpias de ligação, assinale a alternativa que 
apresenta o valor da entalpia de formação da água gasosa. 
 
a) – 243 kJ · mol–1 
b) – 134 kJ · mol–1 
c) + 243kJ · mol–1 
d) + 258 kJ · mol–1 
e) + 1532 kJ · mol–1 
 
Comentários: 
A reação de formação da água é representada por: 
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g) 
 
 
Gabarito: A 
4. Lei de Hess 
A terceira maneira de calcular a entalpia de reações químicas é a partir da entalpia de 
reações sucessivas que apresentam a reação global. Por exemplo: 
Observe um caso representado por substâncias hipotéticas A, B, X e Z que reagem em 
etapas a seguir: 
A → B ∆H = + 20 kJ 
H H + O O
O
HH1/2
∆H = ∑𝐻𝐿𝑖𝑔𝑎 çõ𝑒𝑠𝑟𝑜𝑚𝑝𝑖𝑑𝑎𝑠 − ∑𝐻𝐿𝑖𝑔𝑎 çõ𝑒𝑠𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎𝑑𝑎𝑠 
∆H = [
1
2
𝐻𝑂=𝑂 + 𝐻𝐻−𝐻] − [2 · 𝐻𝑂−𝐻] 
∆H = [
1
2
498 + 436] − [2 · 464] 
∆H = −243 kJ · 𝑚𝑜𝑙−1 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 17 
B → X ∆H = - 45 kJ 
X → Z ∆H = + 15 kJ 
Logo, a reação global: X → Z apresenta ∆H = - 10 kJ e é graficamente explicada por: 
 
Lei de Hess: 
∆H = ∑∆H𝑒𝑡𝑎𝑝𝑎𝑠 
Cuidados na determinação do ∆H pela Lei de Hess: 
 
Isole a equação que deseja calcular a energia liberada ou 
absorvida
Compare uma substância da etapa sucessiva que seja comum 
com a reação global
Adeque o sentido (direto ou inverso) e a quantidade da etapa 
sucessiva.
Ao inverter o sentido da reação, deve-se trocar o sinal do ∆H.
Ao multiplicar a equação para adequar o coeficiente 
estequiométrico, deve-se multiplicar o valor do ∆H.
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 18 
 
(FPS PE/2017) 
O monóxido de carbono (CO) é um gás incolor, inodoro, insípido que é ligeiramente 
menos denso do que o ar. Ele é tóxico para os animais hemoglóbicos (incluindo seres 
humanos), quando encontrado em concentrações acima de 35 ppm (partes por milhão). 
Este gás pode ser produzido pela combustão de combustíveis fósseis, principalmente nos 
grandes centros urbanos. Determine a entalpia de formação do CO (reação (1)), a partir 
das entalpias das reações (2) e (3), a 20 °C e 1 atm, que estão indicadas nas equações 
termoquímicas a seguir: 
 
1. 2 C(s) + O2(g) → 2 CO(g) ∆H0 = ? 
2. C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H0 = -394 kJ·mol-1 
3. 2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2(g) ∆H0 = -283 kJ·mol-1 
 
a) –505 kJ·mol–1 
b) –172 kJ·mol–1 
c) –111 kJ·mol–1 
d) +172 kJ·mol–1 
e) +505 kJ·mol–1 
 
Comentários: 
Primeiramente, isola-se a equação desejada que é a entalpia de formação do CO: 
2 C (s) + 1 O2 (g) → 2 CO (g) ∆H0 = ? 
A partir das reações informadas, calcula-se a energia necessária: 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 19 
 
Gabarito: A 
5. Estequiometria e Termoquímica 
Nos processos industriais é necessário saber exatamente e precisamente quanto de 
energia envolve o gasto dos reagentes ou a absorção da formação dos produtos. Para fazer uma 
análise entre a quantidade de um reagente ou produto com a energia da reação, basta realizar 
um cálculo estequiométrico relacionando o reagente/produto com a energia envolvida: 
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑢𝑏𝑠𝑡â𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑛𝑎 𝑒𝑞𝑢𝑎çã𝑜 𝑞𝑢í𝑚𝑖𝑐𝑎 − − − − 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔𝑖𝑎 𝑒𝑛𝑣𝑜𝑙𝑣𝑖𝑑𝑎
𝑑𝑎𝑑𝑜 𝑜𝑢 𝑖𝑛𝑐ó𝑔𝑛𝑖𝑡𝑎 𝑑𝑎 𝑠𝑢𝑏𝑠𝑡â𝑛𝑐𝑖𝑎 − − − − 𝑑𝑎𝑑𝑜 𝑜𝑢 𝑖𝑛𝑐ó𝑔𝑛𝑖𝑡𝑎 𝑑𝑎 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔𝑖𝑎
 
O álcool combustível e a gasolina são utilizados em automóveis e 
apresentam entalpia de combustão igual a 1357 kJ/mol e 5472 kJ/mol, 
respectivamente. Supondo a composição de 100% de etanol para o álcool 
combustível e 100% isooctano para a gasolina, qual a razão entre as 
quantidades de CO2 emitidos por esses combustíveis quando liberam a 
mesma quantidade de energia? 
 
Inicialmente, adota-se a mesma quantidade de energia e calcula-se a quantidade, em 
mols, liberada por cada combustível: 
Álcool Combustível Gasolina 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 20 
C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O 
∆H = -1357 kJ/mol 
C8H18 + 12,5 O2 → 8 CO2 + 9 H2O 
∆H = -5472 kJ/mol 
Arbitrariamente, calcula-se a quantidade, em mol, liberada para cada 5472 kJ em cada reação. 
2 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 − − − − −1357 𝑘𝐽
𝑥 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 − − − − −5472 𝑘𝐽
 
x = 8,064 mols de CO2 
8 mols CO2 → -5472 kJ 
A razão das quantidades, em mol, de CO2 é de: 
𝑟𝑎𝑧ã𝑜 =
8,064 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 𝑑𝑜 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙
8 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 𝑑𝑎 𝑔𝑎𝑠𝑜𝑙𝑖𝑛𝑎
= 1,008 
 
Durante o plantio de cana-de-açúcar, por exemplo, lembre-se que o etanol 
é um biocombustível renovável, ou seja, a quantidade liberada de CO2 pode ser 
incorporada novamente a matéria orgânica da planta. Enquanto, a quantidade de 
CO2 emitida pela gasolina não repõe a quantidade de gasolina consumida. 
 
(UNITAU SP/2018) 
O gás acetileno é muito utilizado em operações de soldagem de metais, devido a sua 
natureza inflamável. A combustão completa do gás acetileno com oxigênio libera 650 kJ de 
calor para 1,0 mol de CO2 formado. A equação de combustão é 
 
C2H2 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (g) + calor 
 
A quantidade de calor liberada pela combustão de 104 g de acetileno é de 
 
a) 4550 kJ 
b) 3900 kJ 
c) 3250 kJ 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 21 
d) 5200 kJ 
e) 2600 kJ 
 
Comentários: 
A reação balanceada é: 
1 C2H2 + 1,5 O2 → 2 CO2 + 1 H2O 
Sabendo que o texto forneceu a quantidade de energia proporcional à quantidade de 1 
mol de CO2, afirma-se: 
½ C2H2 + ¾ O2 → CO2 + ½ H2O ∆H = -650 kJ por mol de CO2 
Segundo o texto, tem-se: 
 
Sabendo que a massa molar do acetileno é igual a 26 g/mol, tem-se: 
 
Gabarito: D 
6. Entropia e Energia Livre de Gibbs 
Entropia (S) 
O grau de desordem de um sistema é determinado pela propriedadechamada entropia 
(S). Quanto maior a desorganização de um sistema, maior o seu caráter entrópico. Por exemplo, 
a entropia da água no estado gasoso é maior do que da água no estado sólido, ou seja, as 
partículas gasosas se movimentam livremente e, por isso, o estado entrópico (a desordem) é 
maior. 
Em uma transformação química ou física, a entropia pode aumentar ou diminuir. 
Transformação Química Transformação Física 
0,5 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶2𝐻2 − − − − 650 𝑘𝐽 𝑙𝑖𝑏𝑒𝑟𝑎𝑑𝑜𝑠
104 𝑔 𝑑𝑒 𝐶2𝐻2 − − − − 𝑥 𝑘𝐽
 
0,5 · 26 𝑔 𝑑𝑒 𝐶2𝐻2 − − − − 650 𝑘𝐽 𝑙𝑖𝑏𝑒𝑟𝑎𝑑𝑜𝑠
104 𝑔 𝑑𝑒 𝐶2𝐻2 − − − − 𝑥 𝑘𝐽
 
x = 5200 kJ 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 22 
A reação de decomposição do peróxido de 
hidrogênio é caracterizada pelo aumento de 
entropia. 
2 H2O2 () → 2 H2O () + O2 (g) 
Perceba que a reação transforma um 
material líquido em substâncias líquidas e 
gasosas, logo, ocorre aumento no grau de 
desordem. 
A dissolução do cloreto de sódio também 
caracteriza uma transformação que ocorre 
aumento de entropia, pois os íons são 
retirados de uma estrutura cristalina reticular 
iônica e são solvatados por moléculas de 
água em movimento. 
NaC (s) → Na+ (aq) + C- (aq) 
Assim, dizemos que tanto a dissolução do cloreto de sódio em água, quanto a 
decomposição do peróxido de hidrogênio são fenômenos com ∆S > 0, porque ocorreu aumento 
de desordem. Por sua vez, os fenômenos que ocorrem diminuição da desordem são indicados 
por ∆S < 0. 
 
Energia Livre de Gibbs (G) 
A energia livre de Gibbs é utilizada na Química para prever a ocorrência de reações. 
Quando a variação da energia livre de Gibbs é menor que zero, diz que essa reação é possível 
de ser realizada, porém, quando a energia livre de Gibbs é maior que zero, diz-se que é 
impossível. 
Por exemplo, a reação de combustão da madeira é uma reação com ∆G < 0 (possível). 
Porém, o contato entre o gás carbônico e a água, encontrados no ar, não formam a madeira, 
porque ∆G > 0. Portanto, a variação da energia livre de Gibbs pode ser interpretado pela 
ocorrência ou não de um processo químico. 
∆S > 0
(↑ desordem)
• Aumento da desorganização do 
sistema.
• Ex:
C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O
∆S < 0
(↓ desordem)
• Diminuição da desorganização do 
sistema.
• Ex:
C2H2 (g) + 2 H2 (g) → C2H6 (g)
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 23 
ΔG = ΔH – T·ΔS 
Análise da espontaneidade de uma reação química a partir dos valores positivos ou 
negativos de ΔH e ΔS. 
Processo espontâneo (ΔG < 0) Processo não espontâneo (ΔG > 0) 
ΔH T·ΔS ΔH T·ΔS 
- + + - 
+ 
+ 
(se ΔH for menor que 
|T·ΔS|) 
+ 
+ 
(se ΔH for maior que 
|T·ΔS|) 
- 
- 
(se ΔH for maior que 
|T·ΔS|) 
- 
- 
(se ΔH for maior que 
|T·ΔS|) 
Uma reação será espontânea (ou possível) quando a reação for exotérmica e aumento de 
desorganização. Uma reação química será impossível quando for endotérmica e tiver aumento 
de organização. Em todas as outras opções, é necessário identificar a quantidade de energia da 
reação e a variação da entropia. 
Calorimetria 
A partir dos fundamentos da Física, é possível calcular a energia envolvida durante o 
aquecimento de um material com ou sem mudança de estado físico: 
Sem mudança de estado físico Com mudança de estado físico 
Q = m · c · ΔT Q = m · L 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 24 
Sendo, Q: quantidade de energia, c: calor específico, ΔT: variação de temperatura e L: 
calor latente. 
 
7. Questões Fundamentais 
Questão Fundamental 1 
A partir das entalpias de formação das substâncias na tabela abaixo, calcule a entalpia das 
seguintes reações químicas (não se esqueça de balancear as reações): 
 
Substância ∆Hf (kJ/mol) Substância ∆Hf (kJ/mol) 
CO (g) - 110,3 NH3 (g) - 45,9 
CO2 (g) - 393,3 HNO3 () - 173,1 
CH4 (g) - 74,8 C2H4(g) + 52,31 
CH3OH () - 238,7 C2H6 (g) - 84,72 
H2O (g) - 241,98 H2O () -286,03 
CHC3 () - 131,8 NH4NO3 (s) - 365,1 
HC () - 92,3 
 
a) CO (g) + O2 (g) → CO2 (g) 
b) CH4 (g) + O2(g) → CO2 + H2O (g) 
c) C2H4 (g) + H2 (g) → C2H6 (g) 
d) CH3OH () + O2 (g) → CO2 (g) + H2O () 
e) H2 (g) + N2 (g) → NH3 (g) 
f) CH4 (g) + C2 (g) → CHC3 () + HC () 
g) NH3 (g) + HNO3 () → NH4NO3 (aq) 
 
Questão Fundamental 2 
A partir das entalpias das ligações químicas na tabela abaixo, calcule a entalpia das seguintes 
reações químicas: 
 
Ligação kJ/mol Ligação kJ/mol 
H – H 436,0 C = O 716 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 25 
H – F 563 H – O 463 
C – H 413 F – F 153 
C – O 353 N ≡ N 946 
C – C 347 C ≡ C 833 
O=O 498 N-H 391 
C = C 614 C-F 434 
 
a) H2 (g) + N2 (g) → NH3 (g) 
b) CH3OH () + O2 (g) → CO2 (g) + H2O () 
c) C2H4 (g) + H2 (g) → C2H6 (g) 
d) CH4 (g) + F2 (g) → CHF3 (g) + HF () 
 
Questão Fundamental 3 
A partir das entalpias das reações abaixo, faça o que se pede: 
 
C (graf) + O2 (g) → CO2 (g) ∆H = - 94 kJ/mol 
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O () ∆H = - 68 kJ/mol 
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O () ∆H = - 213 kJ/mol 
Determine o ∆H da reação global: C(graf) + 2 H2 (g) → CH4 (g) 
 
Questão Fundamental 4 
A partir das entalpias das reações químicas abaixo, calcule a entalpia das seguintes reações 
químicas: 
C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + H2O () ∆H = - 310 kcal/mol 
C6H6 () + 15/2 O2 (g) → 6 CO2 (g) + 3 H2O 
() 
∆H = - 780 kcal/mol 
Determine a variação de entalpia da reação: 3 C2H2 () → C6H6 () 
 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 26 
8. Já Caiu nos Principais Vestibulares 
Caracterização Termoquímica das Reações 
1. (UFSC/2022) 
Em 4 de agosto de 2020, a cidade de Beirute, capital do Líbano, presenciou uma das maiores 
tragédias envolvendo um acidente com produtos químicos, causado pela explosão de 2.750 
toneladas de nitrato de amônio (NH4NO3). Esse composto químico, utilizado como fertilizante 
agrícola e presente em formulações de explosivos, estava estocado no porto da cidade. O 
acidente matou mais de 220 pessoas, deixando aproximadamente 5 mil feridos e mais de 300 
mil desabrigados.1 
Infelizmente, explosões causadas por NH4NO3 (80,05 g/mol) já causaram acidentes em 
países como Estados Unidos, França, China e até mesmo no Brasil. O NH4NO3, quando exposto 
a altas temperaturas, sofre decomposição térmica, gerando produtos gasosos, o que resulta em 
risco de explosão.2 
A decomposição do NH4NO3 é representada por 3: 
NH4NO3 (s) → N2O (g) + 2H2O(g) ; (ΔH = – 36,0 kJ mol−1) 
1. Disponível em: https://www.nature.com/articles/d41586-020-02361-x. Acesso em: 22 out. 2021. 
2. Disponível em: https://noticias.uol.com.br/amp-stories/como-nitrato-de-amonio-causou-tragedias-pelo-mundo/index.htm. Acesso em: 22 out. 2021. 
3. Disponível em: https://doi.org/10.1016/j.jece.2017.12.003. Acesso em: 22 out. 2021. 
Considerando as características do nitrato de amônio e as informações sobre sua 
decomposição, é correto afirmar que: 
01. a decomposição do NH4NO3 representa uma reação exotérmica. 
02. conforme a reação de decomposição, para produzir 180 g de água seriam necessários 
90,0 g de NH4NO3. 
04. a porcentagem em massa de nitrogênio no NH4NO3 é de 17,5%. 
08. a decomposição de 16,1 g de NH4NO3 resulta na formação de 0,201 mol de N2O e 0,402 
mol de H2O. 
16. o poder destrutivo da explosão resulta da rápida compressão dos gases que são 
produzidos por decomposição do NH4NO3 em alta temperatura. 
 
2. (ENEM - PPL/2021) 
Grande parte da atual frota brasileira de veículos de passeio tem tecnologia capaz de 
identificar e processar tanto o etanol quanto a gasolina. Quando queimados, no interior do motor, 
esses combustíveis são transformados em produtos gasoso, num processo com variação de 
entalpia menor que zero (∆H < 0). Esse processo necessitade uma energia de ativação, a qual 
é fornecida por uma centelha elétrica. 
O gráfico que esboça a variação da energia potencial no progresso da reação é representado 
por: 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 27 
a) 
 
d) 
 
b) 
 
e) 
 
c) 
 
 
 
3. (UDESC SC/2018) 
O uso de hidrogênio, como combustível para automóveis, é uma das apostas da indústria 
automobilística para o futuro, já que a queima do gás hidrogênio libera apenas água como 
produto da reação e uma grande quantidade de calor. A reação de combustão do gás hidrogênio 
é apresentada abaixo. 
 
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g) ΔH= - 483,6 kJ 
 
A reação acima é uma reação: 
 
a) endotérmica, com absorção de 241,8 kJ por mol de gás hidrogênio. 
b) exotérmica, com liberação de 483,6 kJ por mol de gás hidrogênio. 
c) endotérmica, com absorção de 483,6 kJ por mol de gás hidrogênio. 
d) endotérmica, com liberação de 483,6 kJ por mol de gás hidrogênio. 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 28 
e) exotérmica, com liberação de 241,8 kJ por mol de gás hidrogênio. 
 
4. (UniCESUMAR PR/2018) 
A garrafa, que se chama Fontus e foi criada por um designer austríaco, usa um mecanismo 
inteligente para extrair a umidade do ar. Ela deve ser presa ao quadro de uma bicicleta. Quando 
você sai pedalando, e a bicicleta se desloca, uma grande quantidade de ar passa por dentro da 
garrafa – que, ao mesmo tempo, capta eletricidade por um painel solar. A energia é usada para 
alimentar uma placa que resfria o ar dentro da garrafinha. Isso faz com que a umidade condense, 
formando gotículas de água. Segundo o criador do produto, ele coleta até 500 mL por hora. A 
garrafa tem um filtro que retém poeira e alguns poluentes do ar. 
(Adaptado de: Superinteressante. Março de 2016, p. 18) 
 
O texto descreve a mudança de estado físico denominada ...I..., ...II..., e o fracionamento de 
mistura ...III..., pelo processo de ...IV.... 
As lacunas I, II, III e IV são, correta e respectivamente, preenchidas por 
 
a) liquefação – endotérmica – homogênea – sedimentação. 
b) liquefação – exotérmica – heterogênea – filtração. 
c) sublimação – exotérmica – heterogênea – sedimentação. 
d) fusão – endotérmica – heterogênea – sedimentação. 
e) fusão – exotérmica – homogênea – filtração. 
 
5. (Escola Bahiana de Medicina e Saúde Pública/2017) 
O "polietileno verde", obtido na reação de polimerização de eteno e representado de maneira 
simplificada por ―(CH2―CH2)n—, é usado na confecção de recipientes para líquidos, de sacos 
plásticos para embalagens e acondicionamento de lixo, entre outras aplicações. A produção 
desse polímero utiliza o eteno, obtido na desidratação intramolecular do etanol ‒ derivado da 
cana-de-açúcar ‒, de acordo com a reação química representada de maneira simplificada pela 
equação 
CH3CH2OH () H2C = CH2(g) + H2O () 
 
Considerando-se que a obtenção de etanol a partir da cana-de-açúcar envolve os processos 
de hidrólise da sacarose, representado de maneira simplificada em I, e da fermentação alcoólica, 
em II, é correto afirmar: 
 
 
(aq)SOH
C170º
42
⎯⎯ →⎯
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 29 
 
a) A fermentação alcoólica com produção de etanol e dióxido de carbono é um processo 
químico exotérmico. 
b) O etanol obtido no processo II é separado completamente da água e do dióxido de carbono 
por destilação simples. 
c) A glicose e a frutose obtidas em I são substâncias isômeras porque apresentam as mesmas 
propriedades químicas. 
d) O processo representado em II é possível devido à utilização da enzima que reduz a 
variação de entalpia da reação química. 
e) A hidrólise da sacarose envolve a liberação de energia na ruptura de ligações químicas 
para a formação dos monossacarídeos. 
 
6. (UFRR/2016) 
Biodigestor é uma espécie de câmara isolada, que possibilita a transformação e o 
aproveitamento de certos detritos orgânicos para a geração de gás e adubo, conhecidos como 
biogás e biofertilizante. Do ponto de vista ambiental, o biogás constitui uma importante fonte de 
energia alternativa para produção de combustível para fogões, motores e geração de energia 
elétrica. 
O processo de combustão do principal componente do biogás, o metano, corresponde a: 
 
a) uma reação não espontânea; 
b) uma reação endotérmica; 
c) uma reação exotérmica; 
d) uma transformação física; 
e) uma reação que ocorre sem troca de calor. 
 
7. (Fac. de Ciências da Saúde de Barretos SP/2013) 
Oxigênio, nitrogênio e hélio são gases utilizados em ambientes hospitalares com diversas 
aplicações em sistemas de manutenção da vida. Em geral, são fornecidos em cilindros, sob 
pressão. 
Considere a reação. 
 
1/2 N2 (g) + 1/2 O2 (g) → NO (g) H = +90 kJ/mol NO 
 
A equação que descreve corretamente a reação, incluindo os aspectos termoquímicos nela 
envolvidos, é 
 
a) N2 (g) + O2 (g) → 2NO (g) + 90 kJ 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 30 
b) 1/2N2 (g) +1/2O2 (g) → NO (g) + 180 kJ 
c) N2 (g) + O2 (g) + 90 kJ → 2NO (g) 
d) N2 (g) + O2 (g) + 180 kJ → 2NO (g) 
e) N2 (g) + O2 (g) → 2NO (g) + 180 kJ 
 
Entalpia das Reações Químicas 
8. (FM Petrópolis RJ/2019) 
Dióxido de Nitrogênio (NO2) é um gás poluente com ação altamente oxidante, e sua presença 
na atmosfera é fator chave na formação do ozônio troposférico. Além de efeitos sobre a saúde 
humana, ele apresenta, também, efeitos sobre as mudanças climáticas globais. 
Disponível em: <http://www.mma.gov.br/cidades-sustentaveis/ 
qualidade-do-ar/poluentes-atmosf%C3%A9ricos>. 
Acesso em: 10 jul. 2018. Adaptado. 
 
A reação do NO2 com a água presente no ar atmosférico é representada pela equação 
 
2 NO2 (g) + O3 (g) + H2O (g) → 2 HNO3 (aq) + O2 (g) 
 
Com base na Tabela acima, e sabendo que a reação libera 383,0 kJ, a entalpia de formação 
do dióxido de nitrogênio, em kJ/mol, é 
 
a) +34 
b) +68 
c) –75 
d) +75 
e) –25 
 
9. (Mackenzie SP/2019) 
Considere a combustão completa do gás acetileno, utilizado em maçaricos para soldas em 
serralherias e na fabricação de estruturas metálicas na construção civil, sendo realizada sob 
temperatura de 25 ºC e 1 atm de pressão. A partir dos dados abaixo, é correto que o valor da 
entalpia-padrão de combustão para o gás acetileno é de 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 31 
 
 
a) –451,9 kJ·mol–1. 
b) –679,3 kJ·mol–1. 
c) –845,4 kJ·mol–1. 
d) –906,7 kJ·mol–1. 
e) –1300,2 kJ·mol–1. 
 
10. (UEL PR/2019) 
A hipoglicemia é caracterizada por uma concentração de glicose abaixo de 0,70 g·L–1 no 
sangue. O quadro de hipoglicemia em situações extremas pode levar a crises convulsivas, perda 
de consciência e morte do indivíduo, se não for revertido a tempo. Entretanto, na maioria das 
vezes, o indivíduo, percebendo os sinais de hipoglicemia, consegue reverter este déficit, 
consumindo de 15 a 20 gramas de carboidratos, preferencialmente simples, como a glicose. 
A metabolização da glicose, C6H12O6, durante a respiração, pode ser representada pela 
equação química de combustão: 
 
C6H12O6(s) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O () 
 
No quadro a seguir, são informadas reações químicas e seus respectivos calores de formação 
a 25 ºC e 1 atm: 
 
 
 
Sabendo que a Massa Molar (MM) da glicose é igual a 180,0 g mol–1, determine a quantidade 
aproximada de energia liberada em kJ mol–1 no estado padrão, ΔHr0, na combustão da glicose, 
consumida em 350 mL de refrigerante do tipo Cola, o qual possui, em sua composição, 35 g de 
glicose. 
 
a) –315 
b) –113 
c) –471 
d) –257 
e) –548 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 32 
 
11. (UERJ/2019) 
Na produção industrial dos comercialmentechamados leites “sem lactose”, o leite integral é 
aquecido a altas temperaturas. Após o resfriamento, adiciona-se ao leite a enzima lactase. Com 
esse processo, o produto gera menos desconforto aos intolerantes à lactose, que é o carboidrato 
presente no leite integral. 
 
A lactose é hidrolisada no leite “sem lactose”, formando dois carboidratos, conforme a 
equação química: 
lactose + água → glicose + galactose 
Se apenas os carboidratos forem considerados, o valor calórico de 1 litro tanto do leite integral 
quanto do leite “sem lactose” é igual a –90 kcal, que corresponde à entalpia-padrão de 
combustão de 1 mol de lactose. 
Assumindo que as entalpias-padrão de combustão da glicose e da galactose são iguais, a 
entalpia de combustão da glicose, em kcal/mol, é igual a: 
 
a) –45 
b) –60 
c) –120 
d) –180 
 
12. (UDESC SC/2018) 
A nitroglicerina - C3H5(NO3)3 – é um nitrato de alquila, descoberta em 1847 por Ascanio 
Sobrero (químico italiano, 1812-1888), que a obteve misturando glicerina, ácido nítrico e ácido 
sulfúrico. No estado puro e à temperatura ambiente, a nitroglicerina é um líquido muito explosivo 
e perigoso. Em 1867, Alfred Nobel (químico sueco, 1833-1896) realizou testes no sentido de 
melhorar a manipulação da nitroglicerina, misturando-a com materiais inertes, como sílica, pós 
cerâmicos, argila, gesso, carvão e terras diatomáceas. Esses materiais, agora moldáveis, viriam 
a se tornar um explosivo muito importante, conhecido como dinamite. 
A equação abaixo (não balanceada) representa a reação de decomposição da nitroglicerina: 
 
C3H5(NO3)3() → N2(g) + O2(g) + CO2(g) + H2O(g) (não balanceada) 
 
Dados: ΔHf C3H5(NO3)3() = –364 kJ/mol; ΔHf CO2(g) = –393 kJ/mol; ΔHf H2O(g) = –242 
kJ/mol 
 
De posse das informações, assinale a alternativa que representa a variação de entalpia da 
reação acima, em kJ por mol de nitroglicerina. 
 
a) –4263 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 33 
b) –3725 
c) –1420 
d) –2830 
e) –5690 
 
Estequiometria e Termoquímica 
13. (FAMERP/2022) 
Quando ferro metálico é mergulhado em uma solução de ácido clorídrico, ocorre a seguinte 
reação: 
Fe + 2HCℓ → FeCℓ2 + H2 ΔH = -88 kJ/mol 
Considerando o volume molar dos gases igual a 25 L/mol e que em um experimento realizado 
à temperatura ambiente foram liberados 7,04 kJ de energia, o volume de gás hidrogênio 
produzido nesse experimento foi de 
(A) 0,16 L 
(B) 1,00 L 
(C) 2,50 L 
(D) 2,00 L 
(E) 0,08 L 
 
14. (PUC RS/2019) 
A maior parte da energia de que o nosso corpo necessita vem da combustão de carboidratos 
por meio da respiração celular. O corpo utiliza a energia para contrair os músculos, construir e 
reparar os tecidos e manter a temperatura corporal. O excesso é armazenado como gordura, 
reserva de energia para o corpo. A composição de óleos e gorduras, de origem animal ou vegetal, 
comumente indicados nas embalagens dos alimentos, é expressa como “gorduras”. Um tipo de 
óleo vegetal geralmente usado pela população é o óleo de soja. Considere a fórmula do óleo de 
soja como sendo C56H100O6 (massa molar = 868 g/mol) e os dados da tabela a seguir: 
 
Adaptada de Costa, R.A.B. Estudo das eficiências de operação e 
consumo de energia em plantas de produção de biodiesel. 
Escola Politécnica da USP, São Paulo, 2009. 
A partir dos dados, conclui-se que a energia liberada na combustão completa de 1g do 
referido óleo de soja é de aproximadamente 
 
a) 34500 kJ 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 34 
b) 1129 kJ 
c) 39,74 kJ 
d) 1,30 kJ 
 
15. (UERJ/2018) 
A capacidade poluidora de um hidrocarboneto usado como combustível é determinada pela 
razão entre a energia liberada e a quantidade de CO2 formada em sua combustão completa. 
Quanto maior a razão, menor a capacidade poluidora. A tabela abaixo apresenta a entalpia-
padrão de combustão de quatro hidrocarbonetos. 
 
 
 
A partir da tabela, o hidrocarboneto com a menor capacidade poluidora é: 
 
a) octano 
b) hexano 
c) benzeno 
d) pentano 
 
16. (UDESC SC/2017) 
Macarrão é um alimento rico em carboidratos e pode ser consumido por atletas antes de 
treinos exaustivos ou competições, para obtenção de energia. Considere o macarrão como 
sendo constituído apenas por glicose (C6H12O6). 
(Dados: entalpia de formação em kJ/mol: glicose: –1274; gás carbônico: –394; água: –242) 
Sobre a ingestão de carboidratos e a sua consequente transformação, analise as 
proposições. 
 
I. Um atleta que ingere 500 g de macarrão, sendo que no metabolismo ocorre toda oxidação 
da glicose em gás carbônico e água, gera, aproximadamente, 733g de gás carbônico. 
II. A quantidade de energia liberada devido à combustão completa de um mol de glicose 
ingerido pelo atleta é de 2542 kJ. 
III. Um atleta que ingere 500 g de macarrão irá consumir 200 g de oxigênio, exclusivamente, 
para sua completa metabolização. 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 35 
Assinale a alternativa correta. 
 
a) Somente as afirmativas II e III são verdadeiras. 
b) Somente as afirmativas I e II são verdadeiras. 
c) Somente as afirmativas I e III são verdadeiras. 
d) Somente a afirmativa I é verdadeira. 
e) Somente a afirmativa III é verdadeira. 
 
17. (UFJF MG/2017) 
Os alimentos ao serem consumidos são digeridos e metabolizados liberando energia química. 
Uma barra de cereal light de avelã com chocolate, que contém 77% de carboidratos, 4% de 
proteínas e 7 % de lipídios, é um dos alimentos utilizados para adquirir energia, uma vez que a 
energia de combustão das proteínas e dos carboidratos é de 4 kcal·g–1 e, dos lipídios é de 9 
kcal·g–1. 
Com base nisso, calcule a quantidade de energia fornecida a um indivíduo que consome uma 
unidade de 22 gramas dessa barra de cereal. 
 
a) 3,87 kcal. 
b) 7,37 kcal. 
c) 162,1 kcal. 
d) 85,1 kcal. 
e) 387,0 kcal. 
 
18. (Fac. Direito de São Bernardo do Campo SP/2016) 
Dados: Entalpia de combustão padrão (∆H0c): 
gás hidrogênio = –285 kJ·mol–1 
gás acetileno = –1300 kJ·mol–1 
gás etileno = –1410 kJ·mol–1 
Massa molares (M): 
gás hidrogênio = 2 g·mol–1 
gás acetileno = 26 g·mol–1 
gás etileno = 28 g·mol–1 
 
Uma das aplicações industriais do acetileno (etino) é a produção de etileno (eteno) a partir 
de uma reação de hidrogenação. 
Na produção de 560 kg de etileno são 
 
a) absorvidos aproximadamente 3,5·106 kJ. 
b) liberados aproximadamente 3,5·106 kJ. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 36 
c) absorvidos aproximadamente 6,0·107 kJ. 
d) liberados aproximadamente 6,0·107 kJ. 
 
Entalpia das Ligações Químicas 
19. (FCMMG/2021.2) 
Este diagrama de entalpia ilustra as mudanças de entalpia na formação do cloreto de sódio 
sólido, a partir de seus constituintes. 
 
Analisando o diagrama e utilizando seus conhecimentos de ligações químicas e 
termoquímica, assinale a alternativa CORRETA. 
a) A energia envolvida no rompimento da ligação covalente da espécie molecular é de apenas 
2,9kcal a mais do que a envolvida na sublimação do metal, ambas em kcal/mol. 
b) As energias envolvidas nos processos de formação e rompimento das ligações químicas 
são sempre absorvidas, com valores positivos de ∆H. 
c) O valor da energia envolvida, em kcal/mol, na formação do cloreto de sódio sólido, 
independe do estado físico do metal envolvido 
d) O valor da energia na formação do cloreto de sódio sólido, a partir de seus átomos isolados, 
é de 153,1kcal/mol. 
 
20. (PUC SP/2018) 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 37 
Dados os valores de energia de ligação em kJ/mol e a reação a seguir, calcule o ΔH desse 
processo. 
H2(g) + C2 (g) → 2 HC (g) 
 
 
a) – 184 kJ/mol. 
b) + 184 kJ/mol. 
c) + 247 kJ/mol. 
d) – 247 kJ/mol.21. (Unioeste PR/2019) 
Os organoclorados são poluentes considerados perigosos, mas, infelizmente, têm sido 
encontradas quantidades significativas destas substâncias em rios e lagos. Uma reação de 
cloração comumente estudada é a do etano com o gás cloro, como mostrada abaixo: 
C2H6 (g) + C2(g) → CH3CH2C (g) + HC (g) 
Sabendo os valores de ∆H de cada ligação (Tabela abaixo), determine o valor de ∆H da 
reação pelo método das energias de ligação. 
 
 
a) –102 kJ/mol 
b) +102 kJ/mol 
c) +367 kJ/mol 
d) –367 kJ/mol 
e) +17 kJ/mol 
 
22. (FCM MG/2018) 
Este quadro ilustra as distâncias internucleares, as temperaturas de ebulição e as energias 
de ligação de quatro haletos de hidrogênio: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 38 
 
 
Os haletos 1, 2, 3 e 4 são, respectivamente: 
 
a) HC, HI, HF e HBr 
b) HF, HC, HBr e HI 
c) HI, HBr, HC e HF 
d) HBr, HF, HI e HC 
 
23. (UFGD MS/2018) 
A amônia é produzida a partir de nitrogênio e hidrogênio usando-se o processo Harber. A 
equação que representa a reação química é: 
 
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) 
 
Usando as energias de ligação dadas na tabela a seguir, marque a alternativa que apresenta 
a variação de energia (∆H) da reação de formação da amônia. 
 
a) ∆H = +2249 kJ 
b) ∆H = -2346 kJ 
c) ∆H = -97 kJ 
d) ∆H = +97 kJ 
e) ∆H = +2346 kJ 
 
24. (ACAFE SC/2017) 
Considere a reação entre o eteno gasoso e cloro gasoso produzindo 1,2-dicloroetano no 
estado gasoso. 
Assinale a alternativa que contém o valor da energia liberada (em módulo) na produção de 
297g de 1,2-dicloroetano gasoso. 
391HN
436HH
941NN
)mol/kJ(EnergiaLigação
−
−

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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 39 
Dados: energias de ligação C = C: 612 kJ/mol; C – C: 243 kJ/mol; C – C: 347 kJ/mol; C – 
C: 331 kJ/mol. C: 12g/mol; C: 35,5g/mol; H: 1,0 g/mol. 
 
a) 177 kJ 
b) 154 kJ 
c) 462 kJ 
d) 531 kJ 
 
Lei de Hess 
25. (FUVEST/2022) 
Oxigênio (O2) e ozônio (O3) estão em constante processo de consumo e produção na 
estratosfera, como representado pelas equações químicas a seguir. As reações I e II ilustram 
etapas da produção de ozônio a partir de oxigênio, e a reação III mostra a restauração de 
oxigênio a partir de ozônio. 
 Reação ∆H (kcal/mol de O2) 
I O2 → 2 O -118 
II 2 O2 + 2 O → 2 O3 ∆HII 
III 2 O3 → 3 O2 +21 
O ΔHII, relacionado à reação II, pode ser calculado a partir dos dados fornecidos para as 
reações I e III. O valor de ΔHII, em kcal/mol de O2 consumido, é igual a: 
A) -90,5 
B) -55 
C) +27,5 
D) +48,5 
E) +55 
 
26. (FAMERP SP/2021) 
O etanol (C2H6O) pode ser produzido em laboratório por meio da hidratação do etileno (C2H4), 
conforme a equação: 
C2H4 + H2O →C2H6O 
A entalpia dessa reação pode ser calculada por meio da Lei de Hess, utilizando-se as 
equações: 
C2H4 + 3O2 → 2CO2 + 2H2O ΔH = – 1 322 kJ/mol de C2H4 
C2H6O + 3O2 → 2CO2 + 3H2O ΔH = – 1 367 kJ/mol de C2H6O 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 40 
Com base nas informações fornecidas, a produção de 10 mol de etanol 
a) absorve 2 689 kJ de energia. 
b) libera 45 kJ de energia. 
c) libera 450 kJ de energia. 
d) absorve 450 kJ de energia. 
e) libera 2 689 kJ de energia. 
 
27. (Fac. Israelita de C. da Saúde Albert Einstein SP/2018) 
Observe a equação de formação de etanol a seguir: 
 
2 Cgraf + 3 H2(g) + ½ O2(g) → C2H6O () 
 
Com base nas equações abaixo que resultam na reação de interesse, calcule o ∆H da reação 
de formação do etanol. 
 
I. Cgraf + O2 (g) → CO2 (g) ∆H = –394 kJ/mol 
II. H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O () ∆H = –286 kJ/mol 
III. C2H6O () + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O () ∆H= –1368 kJ/mol 
 
a) –278 kJ/mol. 
b) –2048 kJ/mol. 
c) –688 kJ/mol. 
d) +294 kJ/mol. 
 
28. (ACAFE SC/2018) 
Considere as reações químicas a seguir, nas condições padrão. 
 
(1) KC (s) → K+(g) + C–(g) ∆H= +718 kJ 
(2) KC (s) → K(s) + 1/2C2(g) ∆H= +436 kJ 
(3) K(s) + 1/2C2(g) → K(g) + C (g) ∆H= +211 kJ 
(4) K+(g) + C–(g) → K(g) + C (g) ∆H= ? kJ 
 
Analisando a reação 4, a massa de potássio formado (K(g)) quando é liberado 14,2 kJ de 
calor é: 
Dados: K = 39 u. 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 41 
a) 7,8 g 
b) 71 g 
c) 25,8 g 
d) 39 g 
 
29. (IFBA/2018) 
Para transformar grafite em diamante, é preciso empregar pressão e temperatura muito 
elevadas, em torno de 105 atm e 2.000 ºC. O carbono precisa ser praticamente vaporizado e, 
por isso, apesar de o processo ser possível, é difícil. Consideremos, então, as entalpias de 
combustão do grafite e do diamante: 
 
I. C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ∆H= –394 kJ 
II. C(diamante) + O2(g) → CO2(g) ∆H= –396 kJ 
 
Quantos kJ são necessários para transformar grafite em diamante? 
 
a) +2 
b) –790 
c) +790 
d) +10 
e) –2 
 
30. (UEFS BA/2018) 
Por mais de 600 anos, os naturalistas sabiam que os formigueiros exalavam um vapor ácido. 
Em 1961, o naturalista inglês John Ray descreveu o isolamento do composto ativo desse vapor. 
Para fazer isso, coletou e destilou um grande número de formigas mortas. O ácido descoberto 
ficou conhecido como ácido fórmico (CH2O2), cuja nomenclatura IUPAC é ácido metanoico. 
(http://qnint.sbq.org.br. Adaptado.) 
A reação da combustão completa do ácido metanoico é representada pela equação: 
 
CH2O2 () + ½ O2 (g) → CO2 (g) + H2O () 
 
Considere as equações a seguir para determinar a entalpia de combustão do ácido 
metanoico. 
 
C (g) + O2 (g) + H2 (g) → CH2O2 () ∆Hf0 = -255 kJ/mol 
C (g) + O2 (g) → CO2 (g) ∆Hf0 = -394 kJ/mol 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 42 
H2 (g) + O2 (g) → H2O () ∆Hf0 = -286 kJ/mol 
 
A entalpia de combustão do ácido metanoico é igual a 
 
a) –312 kJ/mol. 
b) –425 kJ/mol. 
c) –363 kJ/mol. 
d) –147 kJ/mol. 
e) –935 kJ/mol. 
 
31. (UNIFOR CE/2016) 
Na produção de ferro metálico, Fe(s), o óxido ferroso (FeO) é reduzido por ação do monóxido 
de carbono (CO) conforme a reação abaixo 
 
FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g) 
 
sendo desconhecida a variação total da entalpia neste processo. 
Utilizando as equações termoquímicas abaixo e baseando-se na Lei de Hess, pode-se 
determinar que o valor de ∆ H desconhecido será aproximadamente igual a: 
 
Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g) ∆H= –25 kJ 
3 FeO(s) + CO2(g) → Fe3O4(s) + CO(g) ∆H = –36 kJ 
2 Fe3O4(s)+ CO2(g) → 3 Fe2O3(s) + CO(g) ∆H = +47 kJ 
 
a) –17 kJ. 
b) +14 kJ. 
c) –100 kJ. 
d) –36 kJ. 
e) +50 kJ. 
 
Entropia e Energia Livre de Gibbs 
32. (UEG GO/2019) 
A fluorexetina é um fármaco largamente utilizado para distúrbios de ansiedade e depressão. 
O processo de cristalização desse fármaco impacta diretamente na biodisponibilidade no 
organismo humano. No processo de cristalização do oxalato de fluorexetina, estima-se uma 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 43 
variação da energia livre de Gibbs e da entalpia, a 25 °C de aproximadamente –180 kJ·mol–1 e 
–259 kJ·mol–1, respectivamente. 
Com base nesses parâmetros termodinâmicos, verifica-se que esse processo de cristalização 
é, a 25 °C, 
 
a) não espontâneo e em equilíbrio químico em solução 
b) não espontâneo e endotérmico 
c) não espontâneo e exotérmico 
d) espontâneo e endotérmico 
e) espontâneo e exotérmico 
 
33. (UEG GO/2019) 
As chalconas são uma classe de moléculas que possuem vários tipos de atividades 
farmacológicas. No processo de cristalização de um dos derivados de chalcona, mediu-se uma 
variação da energia livre de Gibbs e da entalpia a 27 ºC de –64 kcal·mol–1 e –164 kcal·mol–1, 
respectivamente. 
Nesse caso, a temperatura, em Kelvin, a partirda qual a cristalização sofrerá uma transição 
de um processo espontâneo para não-espontâneo, será de aproximadamente 
 
a) 492 
b) 605 
c) 164 
d) 228 
e) 300 
 
34. (UFT TO/2019) 
Transições de fase são mudanças físicas que envolvem mudanças na entalpia e na entropia 
do sistema. Qual das transições abaixo envolve a maior VARIAÇÃO DE ENTROPIA para o 
sistema? 
 
a) A conversão de diamante em grafite. 
b) O derretimento do gelo. 
c) A sublimação do iodo. 
d) A evaporação da água. 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 44 
Calorimetria 
35. (UEG/2022) 
Um lanche típico de shopping é formado por um sanduíche, contendo um hambúrguer de 100 
g e um pão francês de 50 g, acompanhado de um copo de 200 g de um refrigerante sabor cola. 
O quadro 1 apresenta alguns dos principais nutrientes presentes no lanche. 
Quadro 1. Composição dos alimentos contidos no lanche 
Nutrientes Hambúrguer (100 g) Pão francês (50 g) 
Refrigerante sabor 
cola (200 g) 
Água 59,20 g 12,35 g 182,6 g 
Carboidrato total 11,30 g 30,80 g 17,32 g 
Lipídios 12,40 g 1,06 g - 
O valor energético por grama de nutriente é apresentado no quadro 2. 
Quadro 2. Valor energético por grama de nutriente 
Água 0,00 kJ 
Carboidrato 17,00 kJ 
Lipídios 38,00 kJ 
Com base nas informações contidas nos quadros 1 e 2 e sabendo que uma pessoa com 
massa corporal de 70 kg, caminhando com velocidade moderada, consome 1100 kJ por hora, 
infere-se que o tempo, em minutos, que essa pessoa deveria caminhar, para consumir a mesma 
quantidade de energia presente no lanche supracitado seria de: 
 a) 13,65 minutos. 
 b) 9,72 minutos. 
 c) 125 minutos. 
 d) 83 minutos. 
 e) 55 minutos. 
 
36. (FCMMG/2022) 
Em reações em recipientes abertos, com a pressão constante e com a variação de calor, o 
sistema sofre mudanças com a absorção ou a liberação de calor, que pode ser medido em 
calorias, sendo 1,0 caloria a quantidade de calor necessária para aumentar de 1ºC a temperatura 
de 1 g de água 
(Calor específico da água = 1,0 cal/g.cºC; ∆H combustão do Etanol = 1367 kJ/mol; Volume 
molar 25L) 
 Baseando-se nessas informações e em seus conhecimentos de termoquímica, é CORRETO 
considerar que: 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 45 
a) em uma ligação carbono – carbono simples (C – C), sendo seu valor de 350,0 kj/mol, a 
ligação carbono – carbono dupla (C = C) terá um valor igual a 700,0 kj/mol, ao passo que, se na 
queima completa de 460,0 g de etanol ocorrer liberação de 13.670 kJ, haverá consumo de 75 
Litros de O2 (g) e formação de 88,0 g de gás carbônico. 
b) em um porão ou mesmo em uma caverna, o ar úmido parece estar mais frio do que o ar 
mais seco do lado de fora pelo fato de as moléculas de água gasosa realizarem mais colisões e 
absorver mais energia do que as moléculas do ar. 
c) no aquecimento de 1,0 kg de água, de 30ºC a 60ºC, necessita-se de um fornecimento de 
30.000 cal, valor diferente se 1,0 x103 g de água fossem aquecidos apenas de 10ºC até 40ºC. 
d) na atomização de 6,02 x 1023 moléculas de amônia absorvendo 1.170 kj.mol-1, a energia 
da ligação N – H na amônia será de 390 j.mol-1. 
 
37. (UERJ/2018) 
Para explicar o princípio das trocas de calor, um professor realiza uma experiência, 
misturando em um recipiente térmico 300 g de água a 80 °C com 200 g de água a 10 °C. 
Desprezadas as perdas de calor para o recipiente e para o meio externo, a temperatura de 
equilíbrio térmico da mistura, em °C, é igual a: 
 
a) 52 
b) 45 
c) 35 
d) 28 
 
38. (UERJ/2017) 
O gráfico abaixo indica o comportamento térmico de 10 g de uma substância que, ao receber 
calor de uma fonte, passa integralmente da fase sólida para a fase líquida. 
 
 
O calor latente de fusão dessa substância, em cal/g, é igual a: 
 
a) 70 
b) 80 
c) 90 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 46 
d) 100 
 
39. (UFGD MS/2017) 
Uma barra de parafina, inicialmente sólida à temperatura ambiente, com massa de 0,5 kg, 
passa pela transformação de fase mostrada no gráfico abaixo. 
 
O calor latente de fusão e o calor específico na fase líquida desta substância são, 
respectivamente: 
 
a) 25 cal/g e 1,0 cal/g·°C 
b) 35 cal/g e 0,8 cal/ g·°C 
c) 25 cal/g e 0,5 cal/ g·°C 
d) 15 cal/g e 0,5 cal/ g·°C 
e) 15 cal/g e 0,8 cal/ g·°C 
 
9. Gabarito Sem Comentários 
 
1. 09 
2. E 
3. E 
4. B 
5. A 
6. C 
7. D 
8. A 
22. C 
23. E 
24. C 
25. C 
26. D 
27. A 
28. A 
29. A 
 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 47 
9. E 
10. E 
11. A 
12. C 
13. D 
14. D 
15. B 
16. D 
17. B 
18. A 
19. D 
20. A 
21. A 
 
30. B 
31. A 
32. E 
33. A 
34. C 
35. D 
36. B 
37. A 
38. A 
39. B 
 
 
10. Resolução das Questões Fundamentais 
Questão Fundamental 1 
A partir das entalpias de formação das substâncias na tabela abaixo, calcule a entalpia 
das seguintes reações químicas (não se esqueça de balancear as reações): 
 
Substância ∆Hf (kJ/mol) Substância ∆Hf (kJ/mol) 
CO (g) - 110,3 NH3 (g) - 45,9 
CO2 (g) - 393,3 HNO3 () - 173,1 
CH4 (g) - 74,8 C2H4(g) + 52,31 
CH3OH () - 238,7 C2H6 (g) - 84,72 
H2O (g) - 241,98 H2O () -286,03 
CHC3 () - 131,8 NH4NO3 (s) - 365,1 
HC () - 92,3 
 
a) CO (g) + O2 (g) → CO2 (g) 
CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g) 
∆𝐻 = 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
∆𝐻 = 𝐻𝐶𝑂2 − [𝐻𝐶𝑂 +
1
2
𝐻𝑂2] 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 48 
∆𝐻 = −393,3 − [−110,3 +
1
2
· 0] = −283 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
 
b) CH4 (g) + O2(g) → CO2 + H2O (g) 
CH4 (g) + 2 O2(g) → CO2 + 2 H2O (g) 
∆𝐻 = 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
∆𝐻 = 𝐻𝐶𝑂2 + 2𝐻𝐻2𝑂 − 𝐻𝐶𝐻4 + 2 𝐻𝑂2 
∆𝐻 = [−393,3 + 2 · −241,98] − [−74,8 + 2 · 0] 
∆𝐻 = −802,46 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
 
c) C2H4 (g) + H2 (g) → C2H6 (g) 
C2H4 (g) + H2 (g) → C2H6 (g) 
∆𝐻 = 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
∆𝐻 = 𝐻𝐶2𝐻6 − 𝐻𝐶2𝐻4 + 𝐻𝐻2 
∆𝐻 = −84,72 − [+52,31 + 0] = −137,03 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
 
d) CH3OH () + O2 (g) → CO2 (g) + H2O () 
CH3OH () + 3/2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O () 
∆𝐻 = 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
∆𝐻 = 𝐻𝐶𝑂2 + 2 𝐻𝐻2𝑂 − [𝐻𝐶𝐻3𝑂𝐻 +
3
2
 𝐻𝑂2] 
∆𝐻 = [−393,3 + 2 · −286,03] − [−238,7 +
3
2
· 0] 
∆𝐻 = −726,66 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
 
e) H2 (g) + N2 (g) → NH3 (g) 
3 H2 (g) + 1 N2 (g) → 2 NH3 (g) 
∆𝐻 = 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
∆𝐻 = 2 𝐻𝑁𝐻3 − 𝐻𝑁2 + 3 𝐻𝐻2 
∆𝐻 = 2 · −45,9 − [0 + 3 · 0] = −91,8 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
 
f) CH4 (g) + C2 (g) → CHC3 () + HC () 
CH4 (g) + 3 C2 (g) → CHC3 () + 3 HC () 
∆𝐻 = 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
∆𝐻 = 𝐻𝐶𝐻𝐶𝑙3 + 3 𝐻𝐻𝐶𝑙 − 𝐻𝐶𝐻4 + 3 𝐻𝐶𝑙2 
∆𝐻 = [−131,8 + 3 · −92,3] − [−74,8 + 3 · 0] 
∆𝐻 = −333,9 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
 
g) NH3 (g) + HNO3 () → NH4NO3 (s) 
∆𝐻 = 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
∆𝐻 = 𝐻𝑁𝐻4𝑁𝑂3 − 𝐻𝑁𝐻3 + 𝐻𝐻𝑁𝑂3 
∆𝐻 = [−365,1] − [−45,9 − 173,1] 
∆𝐻 = −146,1 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 49 
 
Questão Fundamental 2 
A partir das entalpias das ligações químicas na tabela abaixo, calcule a entalpia das seguintes 
reações químicas: 
 
Ligação kJ/mol Ligação kJ/mol 
H – H 436,0 C = O 716 
H – F 563 H – O 463 
C – H 413 F – F 153 
C – O 353 N ≡ N 946 
C – C 347 C ≡ C 833 
O=O 498 N-H 391 
C = C 614 C-F 434 
 
a) H2 (g) + N2 (g) → NH3 (g) 
3 H2 (g) + N2 (g) → 2 NH3 (g) 
H H N N
N
H
H
H23 +
 
∆𝐻 = ∑𝐻𝑙𝑖𝑔𝑎çõ𝑒𝑠 𝑟𝑜𝑚𝑝𝑖𝑑𝑎𝑠 − ∑𝐻𝑙𝑖𝑔𝑎çõ𝑒𝑠 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎𝑑𝑎𝑠 
∆𝐻 = [3 · (𝐻 − 𝐻) + (𝑁 ≡ 𝑁)] − [6(𝑁 − 𝐻)] 
∆𝐻 = [3 · (436) + (946)] − [6(391)] 
∆𝐻 = −92 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
 
b) CH3OH () + O2 (g) → CO2 (g) + H2O () 
CH3OH () + 3/2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O () 
3/2C HH
O H
H
O O C OO
O
HH
+ + 2∆𝐻 = ∑𝐻𝑙𝑖𝑔𝑎çõ𝑒𝑠 𝑟𝑜𝑚𝑝𝑖𝑑𝑎𝑠 − ∑𝐻𝑙𝑖𝑔𝑎çõ𝑒𝑠 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎𝑑𝑎𝑠 
∆𝐻 = [3 · (𝐶 − 𝐻) + (𝑂 − 𝐻) + (𝐶 − 𝑂) +
3
2
(𝑂 = 𝑂)] − [2(𝐶 = 𝑂) + 4(𝑂 − 𝐻)] 
∆𝐻 = [3 · (413) + (463) + (353) +
3
2
(498)] − [2(716) + 4(463)] 
∆𝐻 = 1239 + 463 + 353 + 747 − 1432 − 1852 = −482 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 50 
c) C2H4 (g) + H2 (g) → C2H6 (g) 
C2H4 (g) + H2 (g) → C2H6 (g) 
C C
H
H
H
H
+ H H C C H
H
H
H
H
H
 
∆𝐻 = ∑𝐻𝑙𝑖𝑔𝑎çõ𝑒𝑠 𝑟𝑜𝑚𝑝𝑖𝑑𝑎𝑠 − ∑𝐻𝑙𝑖𝑔𝑎çõ𝑒𝑠 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎𝑑𝑎𝑠 
∆𝐻 = [(𝐶 = 𝐶) + 4(𝐶 − 𝐻) + (𝐻 − 𝐻)] − [(𝐶 − 𝐶) + 6(𝐶 − 𝐻)] 
∆𝐻 = [(614) + 4(413) + (436)] − [(347) + 6(413)] 
∆𝐻 = [(614) + 1652 + (436)] − [(347) + 2478] 
∆𝐻 = −123 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
d) CH4 (g) + 3 F2 (g) → CHF3 (g) + 3 HF () 
CH4 (g) + 3 F2 (g) → CHF3 (g) + 3 HF () 
CH
H
H
H F F C FF
F
H
H F++ 3 3
 
∆𝐻 = ∑𝐻𝑙𝑖𝑔𝑎çõ𝑒𝑠 𝑟𝑜𝑚𝑝𝑖𝑑𝑎𝑠 − ∑𝐻𝑙𝑖𝑔𝑎çõ𝑒𝑠 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎𝑑𝑎𝑠 
∆𝐻 = [4(𝐶 − 𝐻) + 3(𝐹 − 𝐹)] − [4(𝐶 − 𝐹) + 3(𝐻 − 𝐹)] 
∆𝐻 = [4(413) + 3(153)] − [4(434) + 3(563)] 
∆𝐻 = [1652 + 459] − [1736 + 1689] 
∆𝐻 = −1314 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
 
Questão Fundamental 3 
A partir das entalpias das reações abaixo, faça o que se pede: 
 
C (graf) + O2 (g) → CO2 (g) ∆H = - 94 kJ/mol 
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O () ∆H = - 68 kJ/mol 
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O () ∆H = - 213 kJ/mol 
Determine o ∆H da reação global: C(graf) + 2 H2 (g) → CH4 (g) 
C(graf) + 2 H2 (g) → CH4 (g) ∆H = ? 
C (graf) + O2 (g) → CO2 (g) ∆H = - 94 kJ/mol 
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O () ∆H = - 68 kJ/mol 
CO2 (g) + 2 H2O () → CH4 (g) + 2 O2 
(g) 
∆H = + 213 kJ/mol 
C(graf) + 2 H2 (g) → CH4 (g) ∆H = +51 kJ/mol 
 
Questão Fundamental 4 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 51 
A partir das entalpias das reações químicas abaixo, calcule a entalpia das seguintes reações 
químicas: 
C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + H2O () ∆H = - 310 kcal/mol 
C6H6 () + 15/2 O2 (g) → 6 CO2 (g) + 3 H2O () ∆H = - 780 kcal/mol 
Determine a variação de entalpia da reação: 3 C2H2 (g) → C6H6 () 
3 C2H2 (g) → C6H6 () ∆H = ? 
3 C2H2 (g) + 15/2 O2 (g) → 6 CO2 (g) + 3 H2O () ∆H = 3 x- 310 kcal/mol 
6 CO2 (g) + 3 H2O () → C6H6 () + 15/2 O2 (g) ∆H = + 780 kcal/mol 
3 C2H2 (g) → C6H6 () ∆H = -150 kJ/mol 
 
11. Questões Resolvidas E Comentadas 
1. (UFSC/2022) 
Em 4 de agosto de 2020, a cidade de Beirute, capital do Líbano, presenciou uma das maiores 
tragédias envolvendo um acidente com produtos químicos, causado pela explosão de 2.750 
toneladas de nitrato de amônio (NH4NO3). Esse composto químico, utilizado como fertilizante 
agrícola e presente em formulações de explosivos, estava estocado no porto da cidade. O 
acidente matou mais de 220 pessoas, deixando aproximadamente 5 mil feridos e mais de 300 
mil desabrigados.1 
Infelizmente, explosões causadas por NH4NO3 (80,05 g/mol) já causaram acidentes em 
países como Estados Unidos, França, China e até mesmo no Brasil. O NH4NO3, quando exposto 
a altas temperaturas, sofre decomposição térmica, gerando produtos gasosos, o que resulta em 
risco de explosão.2 
A decomposição do NH4NO3 é representada por 3: 
NH4NO3 (s) → N2O (g) + 2H2O(g) ; (ΔH = – 36,0 kJ mol−1) 
1. Disponível em: https://www.nature.com/articles/d41586-020-02361-x. Acesso em: 22 out. 2021. 
2. Disponível em: https://noticias.uol.com.br/amp-stories/como-nitrato-de-amonio-causou-tragedias-pelo-mundo/index.htm. Acesso em: 22 out. 2021. 
3. Disponível em: https://doi.org/10.1016/j.jece.2017.12.003. Acesso em: 22 out. 2021. 
Considerando as características do nitrato de amônio e as informações sobre sua 
decomposição, é correto afirmar que: 
01. a decomposição do NH4NO3 representa uma reação exotérmica. 
02. conforme a reação de decomposição, para produzir 180 g de água seriam necessários 
90,0 g de NH4NO3. 
04. a porcentagem em massa de nitrogênio no NH4NO3 é de 17,5%. 
08. a decomposição de 16,1 g de NH4NO3 resulta na formação de 0,201 mol de N2O e 0,402 
mol de H2O. 
16. o poder destrutivo da explosão resulta da rápida compressão dos gases que são 
produzidos por decomposição do NH4NO3 em alta temperatura. 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 52 
Comentários: 
Analisando afirmativa por afirmativativa, tem-se: 
01. Certa. O ∆H da decomposição é negativo, logo, a reação é exotérmica. 
02. Errada. 1 mol de NH4NO3 (80 g/mol) produz 2 mols de água, H2O (18 g/mol), então, 180 
g de NH4NO3 produz uma massa de água igual a: 
80 𝑔 − − − − 18 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑂
180 𝑔 − − − − 𝑥 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑂
 
𝑥 = 40,5 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑂 
04. Errada. De nitrogênio, tem-se 28 g em uma massa de 80 g de nitrato de amônio. Sendo 
assim, isso representa uma porcentagem de nitrogênio igual a: 
80 𝑔 − − − − 100%
28 𝑔 − − − − 𝑦%
 
𝑥 = 35% 
 
08. Certa. 16,1 g de NH4NO3 (80 g/mol) corresponde a um número de mols de: 
80 𝑔 − − − − 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝐻4𝑁𝑂3
16,1 𝑔 − − − − 𝑥 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝐻4𝑁𝑂3
 
𝑥 = 0,201 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝐻4𝑁𝑂3 
Sendo assim, devido a estequometria, tem-se 0,201 mol de N2O e 0,402 mol de H2O. 
16. Errada. Nota-se que, no início, tem-se apenas um sólido e, quando a reação acontece, 
há formação de gases, ou seja, há um aumento de volume, não havendo compressão. 
Gabarito: 09 
 
 
2. (ENEM - PPL/2021) 
Grande parte da atual frota brasileira de veículos de passeio tem tecnologia capaz de 
identificar e processar tanto o etanol quanto a gasolina. Quando queimados, no interior do motor, 
esses combustíveis são transformados em produtos gasoso, num processo com variação de 
entalpia menor que zero (∆H < 0). Esse processo necessita de uma energia de ativação, a qual 
é fornecida por uma centelha elétrica. 
O gráfico que esboça a variação da energia potencial no progresso da reação é representado 
por: 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 53 
a) 
 
d) 
 
b) 
 
e) 
 
c) 
 
 
 
Comentários: 
As ligações químicas representam energia em potencial. Em uma reação exotérmica, como 
a combustão, as ligações formadas liberam mais energia do que o necessário para quebrar as 
ligações iniciais. Com isso, a energia potencial final da reação é menor do que a inicial. Então, 
as possibilidades são os gráficos da letra D e E. 
No entanto, quando se fala em energia potencial, essa se mantém constante por um tempo 
até as ligações serem rompida e formarem novas ligações. Nesse caso, a energia potencial final 
é menor do que a inicial, então, tem-se o gráfico da letra E como melhor opção porque toda 
reação necessita de energia de ativação para ocorrer. 
Gabarito: E 
 
3. (UDESC SC/2018) 
O uso de hidrogênio, como combustível para automóveis, é uma das apostas da indústria 
automobilística para o futuro, já que a queima do gás hidrogênio libera apenas água como 
produto da reação e uma grande quantidade de calor. A reação de combustão do gás hidrogênio 
é apresentada abaixo. 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 54 
 
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g) ΔH= - 483,6 kJ 
 
A reação acima é uma reação: 
 
a) endotérmica, com absorção de 241,8 kJ por mol de gás hidrogênio. 
b) exotérmica, com liberação de 483,6 kJ por mol de gás hidrogênio. 
c) endotérmica, com absorção de 483,6 kJ por mol de gás hidrogênio. 
d) endotérmica, com liberação de 483,6 kJ por mol de gás hidrogênio. 
e) exotérmica, com liberação de 241,8 kJ por mol de gás hidrogênio. 
 
Comentários: 
Uma reação que libera energia ou possui saldo negativo de energia, é uma reação 
exotérmica. Como a variação de entalpia, ΔH, foi negativa, a reação é considerada exotérmica. 
O valor do ΔH = -483,6 kJ, significa que houve perda de energia para a vizinhança do sistema, 
ou seja, liberou energia. O valor da energia de 483,6 kJ é equivalente a: 2 mols de H2, 1mol de 
O2 e 2 mols de H2O, logo, para cada 1 mol de gás hidrogênio (H2) é liberado 241,8 kJ. 
Gabarito: E 
 
4. (UniCESUMAR PR/2018) 
A garrafa, que se chama Fontus e foi criada por um designer austríaco, usa um mecanismo 
inteligente para extrair a umidade do ar. Ela deve ser presa ao quadro de uma bicicleta. Quando 
você sai pedalando, e a bicicleta se desloca, uma grande quantidade de ar passa por dentro da 
garrafa – que, ao mesmo tempo, capta eletricidade por um painel solar. A energia é usada para 
alimentar uma placa que resfria o ar dentro da garrafinha. Isso faz com que a umidade condense, 
formando gotículas de água. Segundo o criador do produto, ele coleta até 500 mL por hora. A 
garrafa tem um filtro que retém poeira e alguns poluentes do ar. 
(Adaptado de: Superinteressante. Março de 2016, p. 18) 
 
O texto descreve a mudança de estado físico denominada ...I..., ...II..., e o fracionamento de 
mistura ...III..., pelo processo de ...IV.... 
As lacunas I, II, III e IV são, correta e respectivamente, preenchidas por 
 
a) liquefação – endotérmica – homogênea – sedimentação. 
b) liquefação – exotérmica – heterogênea – filtração. 
c) sublimação – exotérmica – heterogênea – sedimentação. 
d) fusão – endotérmica – heterogênea – sedimentação. 
e) fusão – exotérmica – homogênea – filtração. 
 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 55 
Comentários: 
Ao final da linha 5 está descrito o fenômeno da condensação, que é a mudança de fase 
gasosa para líquido chamada de liquefação. Esse processo é exotérmico devido à diminuição da 
energia cinética das moléculas de água. Na linha 7, a poeira e o ar constituem duas fases, sólido 
e gás, portanto, um sistema heterogêneo. Essas duas fases são separadas através de um filtro 
que retém a fase sólida. 
Gabarito: B 
 
5. (Escola Bahiana de Medicina e Saúde Pública/2017) 
O "polietileno verde", obtido na reação de polimerização de eteno e representado de maneira 
simplificada por ―(CH2―CH2)n—, é usado na confecção de recipientes para líquidos, de sacos 
plásticos para embalagens e acondicionamento de lixo, entre outras aplicações. A produção 
desse polímero utiliza o eteno, obtido na desidratação intramolecular do etanol ‒ derivado da 
cana-de-açúcar ‒, de acordo com a reação química representada de maneira simplificada pela 
equação 
CH3CH2OH () H2C = CH2(g) + H2O () 
 
Considerando-se que a obtenção de etanol a partir da cana-de-açúcar envolve os processos 
de hidrólise da sacarose, representado de maneira simplificada em I, e da fermentação alcoólica, 
em II, é correto afirmar: 
 
 
 
a) A fermentação alcoólica com produção de etanol e dióxido de carbono é um processo 
químico exotérmico. 
b) O etanol obtido no processo II é separado completamente da água e do dióxido de carbono 
por destilação simples. 
c) A glicose e a frutose obtidas em I são substâncias isômeras porque apresentam as mesmas 
propriedades químicas. 
d) O processo representado em II é possível devido à utilização da enzima que reduz a 
variação de entalpia da reação química. 
e) A hidrólise da sacarose envolve a liberação de energia na ruptura de ligações químicas 
para a formação dos monossacarídeos. 
 
Comentários: 
a) Certo. O processo de fermentação alcoólica possui variação de entalpia menor do que 
zero, o que significa que perdeu energia para o meio, ou seja, um processo exotérmico. 
(aq)SOH
C170º
42
⎯⎯ →⎯
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 56 
b) Errado. O etanol não pode se separado da água porque forma uma mistura azeotrópica 
com a água e, assim, apresenta temperatura de ebulição constante. A destilação consiste em 
separar os componentes pelos suas diferentes temperaturas de ebulição. 
c) Errado. A glicose e a frutose são isômeros de função, a glicose é uma aldose 
(monossacarídeo e aldeído)e a frutose uma cetose (monossacarídeo e cetona), portanto, 
apresentam propriedades químicas diferentes por terem grupos funcionais diferentes. 
d) Errado. As enzimas, que são um tipo de catalisador biológico, diminuem a energia de 
ativação e não alteram a variação de entalpia. 
e) Errado. Para a ruptura de ligações químicas, necessita-se de absorção de energia., 
enquanto,na formação das novas ligações químicas, libera-se de energia. 
Gabarito: A 
 
6. (UFRR/2016) 
Biodigestor é uma espécie de câmara isolada, que possibilita a transformação e o 
aproveitamento de certos detritos orgânicos para a geração de gás e adubo, conhecidos como 
biogás e biofertilizante. Do ponto de vista ambiental, o biogás constitui uma importante fonte de 
energia alternativa para produção de combustível para fogões, motores e geração de energia 
elétrica. 
O processo de combustão do principal componente do biogás, o metano, corresponde a: 
 
a) uma reação não espontânea; 
b) uma reação endotérmica; 
c) uma reação exotérmica; 
d) uma transformação física; 
e) uma reação que ocorre sem troca de calor. 
 
Comentários: 
Uma reação de combustão é uma reação química que os reagentes se transformam em 
outras substâncias com composição química diferente da inicial com liberação de energia no 
processo, ou seja, é uma reação exotérmica. 
Gabarito: C 
 
7. (Fac. de Ciências da Saúde de Barretos SP/2013) 
Oxigênio, nitrogênio e hélio são gases utilizados em ambientes hospitalares com diversas 
aplicações em sistemas de manutenção da vida. Em geral, são fornecidos em cilindros, sob 
pressão. 
Considere a reação. 
 
1/2 N2 (g) + 1/2 O2 (g) → NO (g) H = +90 kJ/mol NO 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 57 
 
A equação que descreve corretamente a reação, incluindo os aspectos termoquímicos nela 
envolvidos, é 
 
a) N2 (g) + O2 (g) → 2NO (g) + 90 kJ 
b) 1/2N2 (g) +1/2O2 (g) → NO (g) + 180 kJ 
c) N2 (g) + O2 (g) + 90 kJ → 2NO (g) 
d) N2 (g) + O2 (g) + 180 kJ → 2NO (g) 
e) N2 (g) + O2 (g) → 2NO (g) + 180 kJ 
 
Comentários: 
Como o H é positivo, +90 kJ, significa que houve absorção de energia. A representação 
geral é escrita da seguinte forma 
Reagentes + energia → Produtos. 
Logo, 
N2 (g) + O2 (g) + 180 kJ → 2NO (g) 
Gabarito: D 
 
8. (FM Petrópolis RJ/2019) 
Dióxido de Nitrogênio (NO2) é um gás poluente com ação altamente oxidante, e sua presença 
na atmosfera é fator chave na formação do ozônio troposférico. Além de efeitos sobre a saúde 
humana, ele apresenta, também, efeitos sobre as mudanças climáticas globais. 
Disponível em: <http://www.mma.gov.br/cidades-sustentaveis/ 
qualidade-do-ar/poluentes-atmosf%C3%A9ricos>. 
Acesso em: 10 jul. 2018. Adaptado. 
A reação do NO2 com a água presente no ar atmosférico é representada pela equação 
 
2 NO2 (g) + O3 (g) + H2O (g) → 2 HNO3 (aq) + O2 (g) 
 
Com base na Tabela acima, e sabendo que a reação libera 383,0 kJ, a entalpia de formação 
do dióxido de nitrogênio, em kJ/mol, é 
 
a) +34 
b) +68 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 58 
c) –75 
d) +75 
e) –25 
 
Comentários: 
2 NO2 (g) + O3 (g) + H2O (g) → 2 HNO3 (aq) + O2 (g) H = -383,0 kJ 
∆H = ∑H𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − ∑𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
 
𝐻 = [2 𝐻𝑓
° 𝐻𝑁𝑂3(𝑎𝑞) + 𝐻𝑓
° 𝑂2(𝑔)] – [𝐻𝑓
° 𝑁𝑂2 (𝑔) + 𝐻𝑓
° 𝑂3 (𝑔) + 𝐻𝑓
° 𝐻2𝑂 (𝑔)] 
−383,0 = [2 (−207,0) + 0)] – [2 · 𝐻𝑓
° 𝑁𝑂2 (𝑔) + 143 + (−242,0)] 
H°f NO2 = +34 kJ/mol 
Gabarito: A 
 
9. (Mackenzie SP/2019) 
 
Considere a combustão completa do gás acetileno, utilizado em maçaricos para soldas em 
serralherias e na fabricação de estruturas metálicas na construção civil, sendo realizada sob 
temperatura de 25 ºC e 1 atm de pressão. A partir dos dados abaixo, é correto que o valor da 
entalpia-padrão de combustão para o gás acetileno é de 
 
 
a) –451,9 kJ·mol–1. 
b) –679,3 kJ·mol–1. 
c) –845,4 kJ·mol–1. 
d) –906,7 kJ·mol–1.e) –1300,2 kJ·mol–1. 
 
Comentários: 
C2H2(g) + 2 O2(g) → 2 CO2(g) + H2O(g) 
∆H = ∑H𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − ∑𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
𝐻 = [2𝐻°𝑓 𝐶𝑂2(𝑎𝑞) + 𝐻°𝑓 𝐻2𝑂(𝑔)] – [𝐻𝑓
° 𝐶2𝐻2(𝑔) + 𝐻𝑓
° 𝑂2 (𝑔)] 
𝐻 = [2(−393,5) + (−285,8)] – [+227,4 + 0] 
𝐻 =–1300,2 𝑘𝐽 · 𝑚𝑜𝑙–1 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 59 
Gabarito: E 
 
10. (UEL PR/2019) 
A hipoglicemia é caracterizada por uma concentração de glicose abaixo de 0,70 g·L–1 no 
sangue. O quadro de hipoglicemia em situações extremas pode levar a crises convulsivas, perda 
de consciência e morte do indivíduo, se não for revertido a tempo. Entretanto, na maioria das 
vezes, o indivíduo, percebendo os sinais de hipoglicemia, consegue reverter este déficit, 
consumindo de 15 a 20 gramas de carboidratos, preferencialmente simples, como a glicose. 
A metabolização da glicose, C6H12O6, durante a respiração, pode ser representada pela 
equação química de combustão: 
 
C6H12O6(s) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O () 
 
No quadro a seguir, são informadas reações químicas e seus respectivos calores de formação 
a 25 ºC e 1 atm: 
 
 
 
Sabendo que a Massa Molar (MM) da glicose é igual a 180,0 g mol–1, determine a quantidade 
aproximada de energia liberada em kJ mol–1 no estado padrão, ΔHr0, na combustão da glicose, 
consumida em 350 mL de refrigerante do tipo Cola, o qual possui, em sua composição, 35 g de 
glicose. 
 
a) –315 
b) –113 
c) –471 
d) –257 
e) –548 
 
Comentários: 
6C(g) + 6O2(g) → 6CO2(g) ΔHr0 = 6·(-394) kJ·mol-1 
6H2(g) + 3O2(g) → 6H2O(l) ΔHr0 =6·(-286) kJ·mol-1 
C6H12O6(s) →6C(s) +6H2(g) + 3 O2(g) ΔHr0=+1260 kJ·mol-1 
 _____________________________________________________ 
C6H12O6(s) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O () ΔHr0=-548 kJ·mol-1 
Gabarito: E 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 60 
 
11. (UERJ/2019) 
Na produção industrial dos comercialmente chamados leites “sem lactose”, o leite integral é 
aquecido a altas temperaturas. Após o resfriamento, adiciona-se ao leite a enzima lactase. Com 
esse processo, o produto gera menos desconforto aos intolerantes à lactose, que é o carboidrato 
presente no leite integral. 
 
A lactose é hidrolisada no leite “sem lactose”, formando dois carboidratos, conforme a 
equação química: 
lactose + água → glicose + galactose 
Se apenas os carboidratos forem considerados, o valor calórico de 1 litro tanto do leite integral 
quanto do leite “sem lactose” é igual a –90 kcal, que corresponde à entalpia-padrão de 
combustão de 1 mol de lactose. 
Assumindo que as entalpias-padrão de combustão da glicose e da galactose são iguais, a 
entalpia de combustão da glicose, em kcal/mol, é igual a: 
 
a) –45 
b) –60 
c) –120 
d) –180 
 
Comentários: 
 
Lactose = -90 kcal 
Glicose = x kcal 
Galactose = x kcal 
Lactose = glicose + galactose 
-90= x + x 
x=-45 kcal 
Segundo o texto, tanto o leite integral quanto o leite sem lactose apresentam o mesmo valor 
calórico, ou seja, o gasto calórico da lactose é equivalente aos gastos calóricos de glicose e 
galactose juntos. Assim, pode-se considerar:H𝑐𝑜𝑚𝑏𝑢𝑠𝑡ã𝑜𝑙𝑎𝑐𝑡𝑜𝑠𝑒 = 𝐻𝑐𝑜𝑚𝑏𝑢𝑠𝑡ã𝑜𝑔𝑙𝑖𝑐𝑜𝑠𝑒 +
𝐻𝑐𝑜𝑚𝑏𝑢𝑠𝑡ã𝑜𝑔𝑎𝑙𝑎𝑐𝑡𝑜𝑠𝑒 
−90 𝑘𝑐𝑎𝑙 = 𝑥 + 𝑥 
x = - 45 kcal 
Gabarito: A 
 
12. (UDESC SC/2018) 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 61 
A nitroglicerina - C3H5(NO3)3 – é um nitrato de alquila, descoberta em 1847 por Ascanio 
Sobrero (químico italiano, 1812-1888), que a obteve misturando glicerina, ácido nítrico e ácido 
sulfúrico. No estado puro e à temperatura ambiente, a nitroglicerina é um líquido muito explosivo 
e perigoso. Em 1867, Alfred Nobel (químico sueco, 1833-1896) realizou testes no sentido de 
melhorar a manipulação da nitroglicerina, misturando-a com materiais inertes, como sílica, pós 
cerâmicos, argila, gesso, carvão e terras diatomáceas. Esses materiais, agora moldáveis, viriam 
a se tornar um explosivo muito importante, conhecido como dinamite. 
A equação abaixo (não balanceada) representa a reação de decomposição da nitroglicerina: 
 
C3H5(NO3)3() → N2(g) + O2(g) + CO2(g) + H2O(g) (não balanceada) 
 
Dados: ΔHf C3H5(NO3)3() = –364 kJ/mol; ΔHf CO2(g) = –393 kJ/mol; ΔHf H2O(g) = –242 
kJ/mol 
 
De posse das informações, assinale a alternativa que representa a variação de entalpia da 
reação acima, em kJ por mol de nitroglicerina. 
 
a) –4263 
b) –3725 
c) –1420 
d) –2830 
e) –5690 
 
Comentários: 
Balanceando a equação: 
C3H5(NO3)3() → 3N2(g) + 1/2O2(g) + 3CO2(g) + 5/2H2O(g) 
∆H = ∑H𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − ∑𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
 
𝐻 = [3𝐻𝑓
° 𝐶𝑂2 +
5
2
𝐻𝑓
° 𝐻2𝑂 + 3𝐻𝑓
° 𝑁2 ½ 𝐻𝑓
° 𝑂2] – (𝐻𝑓
° 𝐶3𝐻5(𝑁𝑂3)3] 
𝐻 = [3(– 393) + ( 5/2(– 242) + 3 · 0 + ½ · 0)] – [– 364] 
𝐻 = – 1420 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
Gabarito: C 
 
13. (FAMERP/2022) 
Quando ferro metálico é mergulhado em uma solução de ácido clorídrico, ocorre a seguinte 
reação: 
Fe + 2HCℓ → FeCℓ2 + H2 ΔH = -88 kJ/mol 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 62 
Considerando o volume molar dos gases igual a 25 L/mol e que em um experimento realizado 
à temperatura ambiente foram liberados 7,04 kJ de energia, o volume de gás hidrogênio 
produzido nesse experimento foi de 
(A) 0,16 L 
(B) 1,00 L 
(C) 2,50 L 
(D) 2,00 L 
(E) 0,08 L 
 
Comentários: 
88 kJ de energia são liberados a cada 1 mol de H2, ou seja, 25 L do gás. Com isso, 7,04 kJ 
de energia corresponde a um volume de gás igual a: 
88 𝑘𝐽 − − − − 25 𝐿 𝑑𝑒 𝐻2
7,04 𝑘𝐽 − − − − 𝑥 𝐿 𝑑𝑒 𝐻2
 
𝑥 = 2 𝐿 𝑑𝑒 𝐻2 
Gabarito: D 
 
14. (PUC RS/2019) 
A maior parte da energia de que o nosso corpo necessita vem da combustão de carboidratos 
por meio da respiração celular. O corpo utiliza a energia para contrair os músculos, construir e 
reparar os tecidos e manter a temperatura corporal. O excesso é armazenado como gordura, 
reserva de energia para o corpo. A composição de óleos e gorduras, de origem animal ou vegetal, 
comumente indicados nas embalagens dos alimentos, é expressa como “gorduras”. Um tipo de 
óleo vegetal geralmente usado pela população é o óleo de soja. Considere a fórmula do óleo de 
soja como sendo C56H100O6 (massa molar = 868 g/mol) e os dados da tabela a seguir: 
 
Adaptada de Costa, R.A.B. Estudo das eficiências de operação e 
consumo de energia em plantas de produção de biodiesel. 
Escola Politécnica da USP, São Paulo, 2009. 
A partir dos dados, conclui-se que a energia liberada na combustão completa de 1g do 
referido óleo de soja é de aproximadamente 
 
a) 34500 kJ 
b) 1129 kJ 
c) 39,74 kJ 
d) 1,30 kJ 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 63 
Comentários: 
C56H100O6(g) + 78 O2(g) → 56CO2(g) + 50H2O(g) 
∆H = ∑H𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − ∑𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
𝐻 = [56𝐻𝑓
° 𝐶𝑂2(𝑎𝑞) + 50 𝐻𝑓
° 𝐻2𝑂(𝑔)] – [(𝐻𝑓
° 𝐶56𝐻100𝑂6(𝑔) + 78 𝐻𝑓
° 𝑂2 (𝑔)] 
𝐻 = [56(−393) + 50(−286)] – [−1808 + 78 · 0] 
𝐻 = −34.500 𝑘𝐽 · 𝑚𝑜𝑙 − 1 
A massa molar da substância equivale a massa de 1 mol, e como a massa molar é 868 g por 
mol, tem-se: 
868 g ---- -34500 kJ 
 1 g ---- x kJ 
x= -39,74 kJ 
Gabarito: C 
 
15. (UERJ/2018) 
A capacidade poluidora de um hidrocarboneto usado como combustível é determinada pela 
razão entre a energia liberada e a quantidade de CO2 formada em sua combustão completa. 
Quanto maior a razão, menor a capacidade poluidora. A tabela abaixo apresenta a entalpia-
padrão de combustão de quatro hidrocarbonetos. 
 
 
 
A partir da tabela, o hidrocarboneto com a menor capacidade poluidora é: 
 
a) octano 
b) hexano 
c) benzenot.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 64 
d) pentano 
 
Comentários: 
O prefixo do composto orgânico informar quantos carbonos ele possui: 
Oct= 8, Hex=6, Pent=5 
O benzeno apresenta 6 carbonosem um anel hexagonal. 
O número de carbonos é proporcional ao número de mols de CO2 que será liberado. 
CxHy +O2 → xCO2 +yH2O 
Para descobrir a relação de CO2 e energia liberada basta dividir o valor pelo número de mols 
de CO2: 
Octano = 8 C = 8 CO2 → 680 kJ por mol de CO2. 
Hexano = 6 C = 6 CO2 → 690 kJ por mol de CO2. 
Benzeno = 6 C = 6 CO2 → 545 kJ por mol de CO2. 
Pentano = 5 C = 5 CO2 → 702 kJ por mol de CO2. 
Gabarito: D 
 
16. (UDESC SC/2017) 
Macarrão é um alimento rico em carboidratos e pode ser consumido por atletas antes de 
treinos exaustivos ou competições, para obtenção de energia. Considere o macarrão como 
sendo constituído apenas por glicose (C6H12O6). 
(Dados: entalpia de formação em kJ/mol: glicose: –1274; gás carbônico: –394; água: –242) 
Sobre a ingestão de carboidratos e a sua consequente transformação, analise as 
proposições. 
 
I. Um atleta que ingere 500 g de macarrão, sendo que no metabolismo ocorre toda oxidação 
da glicose em gás carbônico e água, gera, aproximadamente, 733g de gás carbônico. 
II. A quantidade de energia liberada devido à combustão completa de um mol de glicose 
ingerido pelo atleta é de 2542 kJ. 
III. Um atleta que ingere 500 g de macarrão irá consumir 200 g de oxigênio, exclusivamente, 
para sua completa metabolização. 
 
Assinale a alternativa correta. 
 
a) Somente as afirmativas II e III são verdadeiras. 
b) Somente as afirmativas I e II são verdadeiras. 
c) Somente as afirmativas I e III são verdadeiras. 
d) Somente a afirmativa I é verdadeira. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 65 
e) Somente a afirmativa III é verdadeira. 
 
Comentários: 
I -Certo. A oxidação da glicose é representada pela equação C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 
H2O 
A massa molar da glicose é de 180 g·mol-1 e do gás carbônico 44 g·mol-1 
180 g ---- 6·44 g 
500 g ---- x g 
x= 733,3 g 
II -Certo. C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O 
∆H = ∑H𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − ∑𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
𝐻 = [6 𝐻𝑓
° 𝐶𝑂2(𝑎𝑞) + 6 𝐻𝑓
° 𝐻2𝑂(𝑔)] – [𝐻𝑓
° 𝐶6𝐻12𝑂6 (𝑔) + 6 𝐻𝑓
° 𝑂2 (𝑔)] 
𝐻 = [6(– 394) + 6(– 242)] – [– 1274 + 6 0] 
𝐻 = −2542 𝑘𝐽 
III-Errado. C6H12O6 + 6O2 → 6 CO2 + 6 H2O 
Massa molar da glicose 180 g·mol-1. 
Massa molar da água 18g·mol-1. 
180 g ---- 6·18 g 
500 g ---- x g 
x= 300 g 
Gabarito: B 
 
17. (UFJF MG/2017) 
Os alimentos ao serem consumidos são digeridos e metabolizados liberando energia química. 
Uma barra de cereal light de avelã com chocolate, que contém 77% de carboidratos, 4% de 
proteínas e 7 % de lipídios, é um dos alimentos utilizados para adquirir energia, uma vez que a 
energia de combustão das proteínas e dos carboidratos é de 4 kcal·g–1 e, dos lipídios é de 9 
kcal·g–1. 
Com base nisso, calcule a quantidade de energia fornecida a um indivíduo que consome uma 
unidade de 22 gramas dessa barra de cereal. 
 
a) 3,87 kcal. 
b) 7,37 kcal. 
c) 162,1 kcal. 
d) 85,1 kcal. 
e) 387,0 kcal. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 66 
 
Comentários: 
Carboidratos 22g · 0,77 = 16,94 g 
16,94 g ---- x 1 cal 
 1 g ---- 4 cal 
x1=67,76 g 
Proteínas 22g · 0,04 = 0,88 g 
0,88 g ---- x 2 cal 
 1 g ---- 4 cal 
x2= 3,52 g 
Lipídios 22g 0,07 = 1,54 g 
1,54 g ---- x 3 cal 
 1 g ---- 9 cal 
x3=13,86 
Total de calorias: x1 + x2 + x3 = 67,76 + 3,52 + 13,86= 85,14 cal. 
Gabarito: D 
 
18. (Fac. Direito de São Bernardo do Campo SP/2016) 
Dados: Entalpia de combustão padrão (∆H0c): 
gás hidrogênio = –285 kJ·mol–1 
gás acetileno = –1300 kJ·mol–1 
gás etileno = –1410 kJ·mol–1 
Massa molares (M): 
gás hidrogênio = 2 g·mol–1 
gás acetileno = 26 g·mol–1 
gás etileno = 28 g·mol–1 
 
Uma das aplicações industriais do acetileno (etino) é a produção de etileno (eteno) a partir 
de uma reação de hidrogenação. 
Na produção de 560 kg de etileno são 
 
a) absorvidos aproximadamente 3,5·106 kJ. 
b) liberados aproximadamente 3,5·106 kJ. 
c) absorvidos aproximadamente 6,0·107 kJ. 
d) liberados aproximadamente 6,0·107 kJ. 
 
Comentários: 
As entalpias das seguintes combustões foram fornecidas: 
H2(g) + O2(g) → H2O(g) H = –285 kJ·mol–1 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 67 
C2H2(g) + 2O2(g) → 2CO2(g) + H2O(g) H = –1300 kJ·mol–1 
C2H4(g) + 2O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(g) H =–1410 kJ·mol–1 
C2H2(g) +H2(g) → C2H4(g) H= ? 
Aplicando a lei de Hess: 
H2 + ½O2 → H2O H =–285 kJ·mol–1 
C2H2(g) + 2O2(g) → 2CO2(g) + H2O(g) H= –1300 kJ·mol–1 
2CO2(g) + 2H2O(g) → C2H4(g) + 3O2(g) H=+1410 kJ·mol–1 
 _____________________________________________________________________________________________ 
C2H2(g) +H2(g) ▬→ C2H4(g) H= -175 kJ·mol–1 
 
Massa molar C2H2= 26g·mol-1 
26 g ---- -175 kJ 
56000 g ---- x kJ 
x= -376.923 kJ = -3,8 105 kJ 
Gabarito: B 
 
19. (FCMMG/2021.2) 
Este diagrama de entalpia ilustra as mudanças de entalpia na formação do cloreto de sódio 
sólido, a partir de seus constituintes. 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 68 
Analisando o diagrama e utilizando seus conhecimentos de ligações químicas e 
termoquímica, assinale a alternativa CORRETA. 
a) A energia envolvida no rompimento da ligação covalente da espécie molecular é de apenas 
2,9kcal a mais do que a envolvida na sublimação do metal, ambas em kcal/mol. 
b) As energias envolvidas nos processos de formação e rompimento das ligações químicas 
são sempre absorvidas, com valores positivos de ∆H. 
c) O valor da energia envolvida, em kcal/mol, na formação do cloreto de sódio sólido, 
independe do estado físico do metal envolvido 
d) O valor da energia na formação do cloreto de sódio sólido, a partir de seus átomos isolados, 
é de 153,1kcal/mol. 
 
Comentários: 
Analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
a) Errada. A sublimação do metal sólido, Na, ocorre com absorção de 26 kcal, em seguida, 
tem-se a atomização do cloro, em que ½ mol de Cl2 se transforma em 1 mol de Cl, absorvendo 
28,9 kcal de energia. Essa diferença de energia é de apenas kcal a cada 0,5 mol de ligação. 
b) Errada. As energias envolvidas nos processos de formação são processos exotérmico, já 
a quebra de ligações são processos endotérmicos. 
c) Errada. A mesma substância em estado físico diferente possui valor de entalpia diferente, 
logo, o valor da energia envolvida na formação do cloreto de sódio sólido depende do estado 
físico envolvido. 
d) Certa. Como visto no gráfico, o valor envolvido na transformação de Na (g) + Cl (g) em 
NaCl (s) é a liberação de 153,1 kcal. 
Gabarito: D 
 
20. (PUC SP/2018) 
Dados os valores de energia de ligação em kJ/mol e a reação a seguir, calcule o ΔH desse 
processo. 
H2(g) + C2 (g) → 2 HC (g) 
 
 
a) – 184 kJ/mol. 
b) + 184 kJ/mol. 
c) + 247 kJ/mol. 
d) – 247 kJ/mol. 
 
Comentários: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 69 
Para o rompimento das ligações dos reagentes há absorção de energia e ao formar novas 
ligações químicas há liberação de energia: 
∆H = ∑Ligações𝑟𝑜𝑚𝑝𝑖𝑑𝑎𝑠 − ∑𝐿𝑖𝑔𝑎çõ𝑒𝑠𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎𝑑𝑎𝑠 
H-H + C-C →2x H-C 
H= (436 + 242) – (2 x 431) 
H= – 184 kJ/mol. 
Gabarito: A 
 
21. (Unioeste PR/2019) 
Os organoclorados são poluentes considerados perigosos, mas, infelizmente, têm sido 
encontradas quantidades significativas destassubstâncias em rios e lagos. Uma reação de 
cloração comumente estudada é a do etano com o gás cloro, como mostrada abaixo: 
 
C2H6 (g) + C2(g) → CH3CH2C (g) + HC (g) 
Sabendo os valores de ∆H de cada ligação (Tabela abaixo), determine o valor de ∆H da 
reação pelo método das energias de ligação. 
 
 
a) –102 kJ/mol 
b) +102 kJ/mol 
c) +367 kJ/mol 
d) –367 kJ/mol 
e) +17 kJ/mol 
 
Comentários: 
C CH
H
H
H
H
H
Cl Cl+ C CH
Cl
H
H
H
Cl
H Cl+ 2
 
∆H = ∑H𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − ∑𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
H= (6· C-H + C-C + C-C) – (4· C-H + C-C + 2x C-C + 2· H-C) 
H =(6· 415 +350 + 243) – (4· 415 +350 + 328 +2· 432) 
H = –102 kJ/mol 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 70 
Gabarito: A 
 
22. (FCM MG/2018) 
Este quadro ilustra as distâncias internucleares, as temperaturas de ebulição e as energias 
de ligação de quatro haletos de hidrogênio: 
 
 
Os haletos 1, 2, 3 e 4 são, respectivamente: 
 
a) HC, HI, HF e HBr 
b) HF, HC, HBr e HI 
c) HI, HBr, HC e HF 
d) HBr, HF, HI e HC 
 
Comentários: 
Como todas as substâncias são haletos, significa que são todos halogênios e estão no 
mesmo grupo da tabela periódica. O flúor é o elemento químico de menor raio atômico e o mais 
eletronegativo, por isso, a distância internuclear com o hidrogênio deve ser a menor. Além disso, 
por ser o mais eletronegativo, faz ligação de hidrogênio como interação intermolecular, o que 
caracteriza a maior temperatura de ebulição dentre os demais compostos. A única alternativa 
que apresenta o flúor como o haleto 3 é a letra A. 
Gabarito: A 
 
23. (UFGD MS/2018) 
A amônia é produzida a partir de nitrogênio e hidrogênio usando-se o processo Harber. A 
equação que representa a reação química é: 
 
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) 
 
Usando as energias de ligação dadas na tabela a seguir, marque a alternativa que apresenta 
a variação de energia (∆H) da reação de formação da amônia. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 71 
 
a) ∆H = +2249 kJ 
b) ∆H = -2346 kJ 
c) ∆H = -97 kJ 
d) ∆H = +97 kJ 
e) ∆H = +2346 kJ 
 
Comentários: 
N N + H H3
N
H
H
H2
 
∆H = ∑H𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − ∑𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
 
H= (N≡N+ 3· H-H) –(2·3·N-H) 
H= (941 + 3·436) – (6·391) 
H= -97 kJ 
Gabarito: C 
 
24. (ACAFE SC/2017) 
Considere a reação entre o eteno gasoso e cloro gasoso produzindo 1,2-dicloroetano no 
estado gasoso. 
Assinale a alternativa que contém o valor da energia liberada (em módulo) na produção de 
297g de 1,2-dicloroetano gasoso. 
Dados: energias de ligação C = C: 612 kJ/mol; C – C: 243 kJ/mol; C – C: 347 kJ/mol; C – 
C: 331 kJ/mol. C: 12g/mol; C: 35,5g/mol; H: 1,0 g/mol. 
 
a) 177 kJ 
b) 154 kJ 
c) 462 kJ 
d) 531 kJ 
 
Comentários: 
391HN
436HH
941NN
)mol/kJ(EnergiaLigação
−
−

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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 72 
C C
H
H
H
H
Cl Cl+ C CH
Cl
H
H
H
Cl
 
∆H = ∑H𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − ∑𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
H = (4· C-H + C=C + C-C) – (4· C-H + C-C + 2 C-C) 
H = (4· C-H + 612 + 243) – (4· C-H +347 + 2· 331) 
H = -154 kJ 
Massa molar 1,2-dicloroetano = 12· 2 + 4· 1 + 35,5· 2 = 99 g·mol-1 
-154 kJ ---- 99 g 
x kJ ---- 297g 
x = -462 kJ 
Gabarito: C 
 
25. (FUVEST/2022) 
Oxigênio (O2) e ozônio (O3) estão em constante processo de consumo e produção na 
estratosfera, como representado pelas equações químicas a seguir. As reações I e II ilustram 
etapas da produção de ozônio a partir de oxigênio, e a reação III mostra a restauração de 
oxigênio a partir de ozônio. 
 Reação ∆H (kcal/mol de O2) 
I O2 → 2 O -118 
II 2 O2 + 2 O → 2 O3 ∆HII 
III 2 O3 → 3 O2 +21 
O ΔHII, relacionado à reação II, pode ser calculado a partir dos dados fornecidos para as 
reações I e III. O valor de ΔHII, em kcal/mol de O2 consumido, é igual a: 
A) -90,5 
B) -55 
C) +27,5 
D) +48,5 
E) +55 
 
Comentários: 
É importante lembrar que, na tabela, tem-se o ∆H por mol de O2, mas, na reação II tem-se 2 
mols de O2 e, na reação III, tem-se 3 mols de O3, logo, deve-se multiplicar cada valor de entalpia 
pelo número de mols de O2 na respectiva reação. 
Portanto, somando I e II, tem-se a reação III: 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 73 
O2 → 2 O -118 kcal 
2 O3 → 3 O2 2 x ∆HII 
3 O2 → 2 O3 3 x -21 kcal 
Sendo assim, ∆HII é dado por: 
−118 𝑘𝑐𝑎𝑙 + 2 ⋅ ∆𝐻𝐼𝐼 = 3 ⋅ −21 𝑘𝑐𝑎𝑙 
∆𝐻𝐼𝐼 = +27,5 𝑘𝑐𝑎𝑙 𝑎 𝑐𝑎𝑑𝑎 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂2 
Gabarito: C 
 
26. (FAMERP SP/2021) 
O etanol (C2H6O) pode ser produzido em laboratório por meio da hidratação do etileno 
(C2H4), conforme a equação: 
C2H4 + H2O →C2H6O 
A entalpia dessa reação pode ser calculada por meio da Lei de Hess, utilizando-se as 
equações: 
C2H4 + 3O2 → 2CO2 + 2H2O ΔH = – 1 322 kJ/mol de C2H4 
C2H6O + 3O2 → 2CO2 + 3H2O ΔH = – 1 367 kJ/mol de C2H6O 
Com base nas informações fornecidas, a produção de 10 mol de etanol 
a) absorve 2 689 kJ de energia. 
b) libera 45 kJ de energia. 
c) libera 450 kJ de energia. 
d) absorve 450 kJ de energia. 
e) libera 2 689 kJ de energia. 
 
Comentários: 
Para chegar na formação do etanol, basta somar a reação 1 com o inverso da reação 2. Com 
isso, tem-se: 
𝐶2𝐻4 + 3𝑂2 → 2𝐶𝑂2 + 2𝐻2𝑂 ∆𝐻 = −1322 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
2𝐶𝑂2 + 3𝐻2𝑂 → 𝐶2𝐻6𝑂 + 3𝑂2 ∆𝐻 = +1367 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
𝐶2𝐻4 + 𝐻2𝑂 → 𝐶2𝐻6𝑂 ∆𝐻 = +45 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
Sendo assim, se 1 mol absorve 45 kJ, então, 10 mols de etanol absorvem: 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 − − − − 45 𝑘𝐽
10 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 − − − − 𝑥 𝑘𝐽
 
𝑥 = 450 𝑘𝐽 
Gabarito: : D 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 74 
 
27. (Fac. Israelita de C. da Saúde Albert Einstein SP/2018) 
Observe a equação de formação de etanol a seguir: 
 
2 Cgraf + 3 H2(g) + ½ O2(g) → C2H6O () 
 
Com base nas equações abaixo que resultam na reação de interesse, calcule o ∆H da reação 
de formação do etanol. 
 
I. Cgraf + O2 (g) → CO2 (g) ∆H = –394 kJ/mol 
II. H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O () ∆H = –286 kJ/mol 
III. C2H6O () + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O () ∆H= –1368 kJ/mol 
 
a) –278 kJ/mol. 
b) –2048 kJ/mol. 
c) –688 kJ/mol. 
d) +294 kJ/mol. 
 
Comentários: 
2Cgraf +2 O2 (g) → 2CO2 (g) ∆H =2· –394 kJ/mol 
3H2 (g) +3/2 O2 (g) → 3H2O () ∆H = 3· –286 kJ/mol 
2CO2 (g) + 3H2O ()→ C2H6O () + 3O2 (g) ∆H= +1368 kJ/mol 
_____________________________________________________ 
2Cgraf + 3H2(g) + ½ O2(g) → C2H6O () ∆H= –278 kJ/mol. 
Gabarito: A 
 
28. (ACAFE SC/2018) 
Considere as reações químicas a seguir, nas condições padrão. 
 
(1) KC (s) → K+(g) + C–(g) ∆H= +718 kJ 
(2) KC (s) → K(s) + 1/2C2(g) ∆H= +436 kJ 
(3) K(s) + 1/2C2(g) → K(g) + C (g) ∆H= +211 kJ 
(4) K+(g) + C–(g) → K(g) + C (g) ∆H= ? kJ 
 
Analisando a reação 4, a massa de potássio formado (K(g)) quando é liberado 14,2 kJ de 
calor é: 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 75 
Dados: K = 39 u. 
 
a) 7,8 g 
b) 71 g 
c) 25,8 g 
d) 39 g 
 
Comentários: 
K+(g) + C–(g) → KC (s) ∆H= -718 kJ 
KC (s) → K(s) + 1/2C2(g) ∆H= +436 kJ 
K(s) + 1/2C2(g) → K(g) + C (g) ∆H= +211 kJ 
 __________________________________________ 
K+(g) + C–(g) → K(g) + C (g) ∆H= -71 kJ 
39g------ -71 kJ 
 x g ---- 14,2 kJ 
x= 7,8 g 
Gabarito: A 
 
29. (IFBA/2018) 
Para transformar grafite em diamante, é preciso empregar pressão e temperatura muito 
elevadas, em torno de 105 atm e 2.000 ºC. O carbono precisa ser praticamente vaporizado e, 
por isso, apesar de o processo ser possível, é difícil. Consideremos, então, as entalpias de 
combustão do grafite e do diamante:I. C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ∆H= –394 kJ 
II. C(diamante) + O2(g) → CO2(g) ∆H= –396 kJ 
 
Quantos kJ são necessários para transformar grafite em diamante? 
 
a) +2 
b) –790 
c) +790 
d) +10 
e) –2 
 
Comentários: 
C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ∆H= –394 kJ 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 76 
CO2(g) → C(diamante) + O2(g) ∆H= +396 kJ 
 __________________________________ 
 C(grafite) → C(diamante) ∆H= +2 kJ 
Gabarito: A 
 
30. (UEFS BA/2018) 
Por mais de 600 anos, os naturalistas sabiam que os formigueiros exalavam um vapor ácido. 
Em 1961, o naturalista inglês John Ray descreveu o isolamento do composto ativo desse vapor. 
Para fazer isso, coletou e destilou um grande número de formigas mortas. O ácido descoberto 
ficou conhecido como ácido fórmico (CH2O2), cuja nomenclatura IUPAC é ácido metanoico. 
(http://qnint.sbq.org.br. Adaptado.) 
A reação da combustão completa do ácido metanoico é representada pela equação: 
CH2O2 () + ½ O2 (g) → CO2 (g) + H2O () 
Considere as equações a seguir para determinar a entalpia de combustão do ácido 
metanoico. 
 
C (g) + O2 (g) + H2 (g) → CH2O2 () ∆Hf0 = -255 kJ/mol 
C (g) + O2 (g) → CO2 (g) ∆Hf0 = -394 kJ/mol 
H2 (g) + O2 (g) → H2O () ∆Hf0 = -286 kJ/mol 
 
A entalpia de combustão do ácido metanoico é igual a 
 
a) –312 kJ/mol. 
b) –425 kJ/mol. 
c) –363 kJ/mol. 
d) –147 kJ/mol. 
e) –935 kJ/mol. 
 
Comentários: 
CH2O2 () → C (g) + O2 (g) + H2 (g) ∆Hf0 = +255 kJ/mol 
C (g) + O2 (g) → CO2 (g) ∆Hf0 = -394 kJ/mol 
H2 (g) + O2 (g) → H2O () ∆Hf0 = -286 kJ/mol 
____________________________________________________ 
CH2O2 () + O2(g) → CO2 (g) + H2O () ∆Hf0 = –425 kJ/mol. 
Gabarito: B 
 
31. (UNIFOR CE/2016) 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 77 
Na produção de ferro metálico, Fe(s), o óxido ferroso (FeO) é reduzido por ação do monóxido 
de carbono (CO) conforme a reação abaixo 
 
FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g) 
 
sendo desconhecida a variação total da entalpia neste processo. 
Utilizando as equações termoquímicas abaixo e baseando-se na Lei de Hess, pode-se 
determinar que o valor de ∆ H desconhecido será aproximadamente igual a: 
Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g) ∆H= –25 kJ 
3 FeO(s) + CO2(g) → Fe3O4(s) + CO(g) ∆H = –36 kJ 
2 Fe3O4(s)+ CO2(g) → 3 Fe2O3(s) + CO(g) ∆H = +47 kJ 
 
a) –17 kJ. 
b) +14 kJ. 
c) –100 kJ. 
d) –36 kJ. 
e) +50 kJ. 
 
Comentários: 
6 FeO (s) + 2 CO2 → 2 Fe3O4 (s) + 2 CO ΔH= 2 x - 36 kJ·mol-1 
2Fe3O4(s) + CO2 → 3 Fe2O3 (s)+ CO (g) ΔH= +47kJ·mol-1 
3 Fe2O3 (s) + 9 CO (g) → 6 Fe(s) + 9 CO2 
(g) 
ΔH= 3 x -25kJ·mol-1 
6 FeO (s) + 6 CO (g) → 6 Fe(s) + 6 CO2 
(g) 
ΔH= -102 kJ·mol-1 
FeO (s) + CO (g) → Fe(s) + CO2 (g) ΔH= -17kJ·mol-1 
Gabarito: A 
 
32. (UEG GO/2019) 
A fluorexetina é um fármaco largamente utilizado para distúrbios de ansiedade e depressão. 
O processo de cristalização desse fármaco impacta diretamente na biodisponibilidade no 
organismo humano. No processo de cristalização do oxalato de fluorexetina, estima-se uma 
variação da energia livre de Gibbs e da entalpia, a 25 °C de aproximadamente –180 kJ·mol–1 e 
–259 kJ·mol–1, respectivamente. 
Com base nesses parâmetros termodinâmicos, verifica-se que esse processo de cristalização 
é, a 25 °C, 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 78 
 
a) não espontâneo e em equilíbrio químico em solução 
b) não espontâneo e endotérmico 
c) não espontâneo e exotérmico 
d) espontâneo e endotérmico 
e) espontâneo e exotérmico 
 
Comentários: 
ΔG =ΔH -TΔS 
Uma variação de energia livre de Gibbs com saldo negativo, ΔG=-, confere uma reação 
espontânea e uma reação com variação de entalpia com saldo negativo, ΔH=-, confere uma 
reação exotérmica, portanto letra E. 
Gabarito: E 
 
33. (UEG GO/2019) 
As chalconas são uma classe de moléculas que possuem vários tipos de atividades 
farmacológicas. No processo de cristalização de um dos derivados de chalcona, mediu-se uma 
variação da energia livre de Gibbs e da entalpia a 27 ºC de –64 kcal·mol–1 e –164 kcal·mol–1, 
respectivamente. 
Nesse caso, a temperatura, em Kelvin, a partir da qual a cristalização sofrerá uma transição 
de um processo espontâneo para não-espontâneo, será de aproximadamente 
 
a) 492 
b) 605 
c) 164 
d) 228 
e) 300 
 
Comentários: 
ΔG =ΔH -TΔS 
–64 kcal·mol–1 = –164 kcal·mol–1 - 300K·ΔS 
ΔS=-0,33 kcal·mol-1· K-1 
Para um processo não espontâneo ΔG>0 
ΔG =ΔH -TΔS 
0>(–164) -T(-0,33) 
T > 492K 
Gabarito: A 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 79 
 
34. (UFT TO/2019) 
Transições de fase são mudanças físicas que envolvem mudanças na entalpia e na entropia 
do sistema. Qual das transições abaixo envolve a maior VARIAÇÃO DE ENTROPIA para o 
sistema? 
 
a) A conversão de diamante em grafite. 
b) O derretimento do gelo. 
c) A sublimação do iodo. 
d) A evaporação da água. 
 
Comentários: 
A entropia é a desordem do sistema e é descrita pela segunda lei da termodinâmica. A maior 
variação de entropia ocorre na transição do estado sólido, átomos ou moléculas em uma 
estrutura cristalina organizada, para o estado gasoso, movimento desordenado das moléculas 
ou átomos, , portanto, letra C. 
Gabarito: C 
 
35. (UEG/2022) 
Um lanche típico de shopping é formado por um sanduíche, contendo um hambúrguer de 100 
g e um pão francês de 50 g, acompanhado de um copo de 200 g de um refrigerante sabor cola. 
O quadro 1 apresenta alguns dos principais nutrientes presentes no lanche. 
Quadro 1. Composição dos alimentos contidos no lanche 
Nutrientes Hambúrguer (100 g) Pão francês (50 g) 
Refrigerante sabor 
cola (200 g) 
Água 59,20 g 12,35 g 182,6 g 
Carboidrato total 11,30 g 30,80 g 17,32 g 
Lipídios 12,40 g 1,06 g - 
O valor energético por grama de nutriente é apresentado no quadro 2. 
Quadro 2. Valor energético por grama de nutriente 
Água 0,00 kJ 
Carboidrato 17,00 kJ 
Lipídios 38,00 kJ 
Com base nas informações contidas nos quadros 1 e 2 e sabendo que uma pessoa com 
massa corporal de 70 kg, caminhando com velocidade moderada, consome 1100 kJ por hora, 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 80 
infere-se que o tempo, em minutos, que essa pessoa deveria caminhar, para consumir a mesma 
quantidade de energia presente no lanche supracitado seria de: 
 a) 13,65 minutos. 
 b) 9,72 minutos. 
 c) 125 minutos. 
 d) 83 minutos. 
 e) 55 minutos. 
 
Comentários: 
O lanche possui 1 pão francês de 50g + 100 g de carne de hambúrguer + 200 g de 
refrigerante. Analisando a quantidade de energia fornecida por cada elemento do lanche, tem-
se: 
I. 50 g de pão francês (12,35 g de água; 30,8 g de carboidrato; 1,06 g de lipídios) 
II. 100 g de hambúrguer (59,20 g de água; 11,30 g de carboidrato; 12,40 g de lipídios) 
III. 200 g de refrigerante (182,6 g de água; 17,32 g de carboidrato) 
Como a água não entra no cálculo energético, basta excluí-la do cálculo. Sendo assim, a 
masas de carboidrato do lanche é igual a: 
30,8 𝑔 + 11,30 𝑔 + 17,32 𝑔 = 59,42 𝑔 𝑑𝑒 𝑐𝑎𝑟𝑏𝑜𝑖𝑑𝑟𝑎𝑡𝑜 
A massa de lipídio é dada por: 
12,40 𝑔 + 1,06 = 13,46 𝑔 𝑑𝑒 𝑙𝑖𝑝í𝑑𝑖𝑜𝑠 
Sendo assim, a quantidade de energia total é dada por: 
1 𝑔 𝑐𝑎𝑟𝑏𝑜𝑖𝑑𝑟𝑎𝑡𝑜 − − − − 17 𝑘𝐽
59,42 𝑔 𝑑𝑒 𝑐𝑎𝑟𝑏𝑜𝑖𝑑𝑟𝑎𝑡𝑜 − − − − 𝑥 𝑘𝐽
 
𝑥 = 1010,14 𝑘𝐽 
1 𝑔 𝑑𝑒 𝑙𝑖𝑝í𝑑𝑖𝑜 − − − − 38 𝑘𝐽
13,46 𝑔 𝑑𝑒 𝑙𝑖𝑝í𝑑𝑖𝑜 − − − − 𝑦 𝑘𝐽
 
𝑦 = 511,48 𝑘𝐽 
 
1010,14 𝑘𝐽 + 511,48 𝑘𝐽 = 1521,62 𝑘𝐽 
Como em uma caminhada consome 1100 kJ em 1h (ou 60 minutos), então, 1521,62 kJ 
corresponde a um tempo iguala: 
1100 𝑘𝐽 − − − − 60 𝑚𝑖𝑛
1521,62 𝑘𝐽 − − − − 𝑧 𝑚𝑖𝑛
 
𝑧 = 82,99 𝑚𝑖𝑛 
Gabarito: D 
 
36. (FCMMG/2022) 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 81 
Em reações em recipientes abertos, com a pressão constante e com a variação de calor, o 
sistema sofre mudanças com a absorção ou a liberação de calor, que pode ser medido em 
calorias, sendo 1,0 caloria a quantidade de calor necessária para aumentar de 1ºC a temperatura 
de 1 g de água 
(Calor específico da água = 1,0 cal/g.cºC; ∆H combustão do Etanol = 1367 kJ/mol; Volume 
molar 25L) 
 Baseando-se nessas informações e em seus conhecimentos de termoquímica, é CORRETO 
considerar que: 
a) em uma ligação carbono – carbono simples (C – C), sendo seu valor de 350,0 kj/mol, a 
ligação carbono – carbono dupla (C = C) terá um valor igual a 700,0 kj/mol, ao passo que, se na 
queima completa de 460,0 g de etanol ocorrer liberação de 13.670 kJ, haverá consumo de 75 
Litros de O2 (g) e formação de 88,0 g de gás carbônico. 
b) em um porão ou mesmo em uma caverna, o ar úmido parece estar mais frio do que o ar 
mais seco do lado de fora pelo fato de as moléculas de água gasosa realizarem mais colisões e 
absorver mais energia do que as moléculas do ar. 
c) no aquecimento de 1,0 kg de água, de 30ºC a 60ºC, necessita-se de um fornecimento de 
30.000 cal, valor diferente se 1,0 x103 g de água fossem aquecidos apenas de 10ºC até 40ºC. 
d) na atomização de 6,02 x 1023 moléculas de amônia absorvendo 1.170 kj.mol-1, a energia 
da ligação N – H na amônia será de 390 j.mol-1. 
 
Comentários: 
Analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
a) Errada. A queima de 1 mol de etanol, CH3CH2OH (46 g/mol), é dada por: 
𝐶2𝐻6𝑂 + 3𝑂2 → 2𝐶𝑂2 + 3𝐻2𝑂 ∆𝐻 = −1367 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
460 g de etanol corresponde a 10 mols de etanol, logo, a queima dessa quantidade de álcool 
libera 13670 kJ. 1 mol de etanol reage com 3 mols de gás, então, 10 mols de etanol reage com 
um volume de gás de: 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 − − − − 3 ⋅ 25 𝐿 𝑑𝑒 𝑂2 
10 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 − − − − 𝑣 𝐿 𝑑𝑒 𝑂2
 
𝑣 = 750 𝐿 𝑑𝑒 𝑂2 
1 mol de etanol forma 2 mols de CO2 (44 g/mol), logo, 10 mols de etanol formam: 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 − − − − 2 ⋅ 44 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 
10 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 − − − − 𝑥 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑂2
 
𝑥 = 880 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 
 
b) Certa. O ar úmido possui água em estado gasoso, já o ar seco possui essa água em menor 
quantidade ou ausente. Com isso, a água gasosa no ar úmido realiza mais colisões, logo, precisa 
pegar mais energia do meio externo, trazendo a sensação de ser um ar mais frio. 
c) Errada. Nessas duas hipóteses, a massa de água é a mesma: 1000 g (ou 1 kg) e a variação 
da temperatura é igual a 30 ºC, logo, a quantidade de calor necessária é a mesma e é igual a: 
𝑄 = 𝑚 ⋅ 𝑐 ⋅ ∆𝑇 
𝑄 = 1000 𝑔 ⋅ 1 𝑐𝑎𝑙 ⋅ 𝑔−1 ⋅ ˚𝐶−1 ⋅ 30 ˚𝐶 = 30.000 𝑐𝑎𝑙 
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AULA 19 – TERMOQUÍMICA 82 
d) Errada. Sendo a entalpia da ligação N-H de 390 kJ, então, a entalpia necessária para 
quebrar as ligações da amônia (NH3, 3 ligações N-H) é de: 
3 ⋅ 390 𝑘𝐽 = 1170 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
A atomização é o processo em que se quebra todas as ligações químicas do elemento em 
seu estado padrão, formando átomos no estado gasoso. Logo, a da amônia seria: 
𝑁𝐻3 (𝑔) → 𝑁 (𝑔) + 3𝐻 (𝑔) 
Sendo assim, 1170 kJ não pode ser a entalpia de atomização. 
Gabaito: B 
 
37. (UERJ/2018) 
Para explicar o princípio das trocas de calor, um professor realiza uma experiência, 
misturando em um recipiente térmico 300 g de água a 80 °C com 200 g de água a 10 °C. 
Desprezadas as perdas de calor para o recipiente e para o meio externo, a temperatura de 
equilíbrio térmico da mistura, em °C, é igual a: 
 
a) 52 
b) 45 
c) 35 
d) 28 
 
Comentários: 
Q1 = m1·c·T1 = m1·c·(Tf -Ti1) 
Q2 = m2·c·T2 = m2 ·c · (Tf -Ti2) 
Q1 +Q2 = 0 
m1 · c · (Tf -Ti1) + m2 · c · (Tf -Ti2)= 0 
300 · 1(Tf - 80) + 200 · 1·(Tf - 10) 
Tf = 52°C 
Gabarito: A 
 
38. (UERJ/2017) 
O gráfico abaixo indica o comportamento térmico de 10 g de uma substância que, ao receber 
calor de uma fonte, passa integralmente da fase sólida para a fase líquida. 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 83 
 
O calor latente de fusão dessa substância, em cal/g, é igual a: 
 
a) 70 
b) 80 
c) 90 
d) 100 
 
Comentários: 
Q = m· L 
1000-300 = 10 L 
L=70cal/g 
Gabarito: A 
 
39. (UFGD MS/2017) 
Uma barra de parafina, inicialmente sólida à temperatura ambiente, com massa de 0,5 kg, 
passa pela transformação de fase mostrada no gráfico abaixo. 
 
O calor latente de fusão e o calor específico na fase líquida desta substância são, 
respectivamente: 
 
a) 25 cal/g e 1,0 cal/g·°C 
b) 35 cal/g e 0,8 cal/ g·°C 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 84 
c) 25 cal/g e 0,5 cal/ g·°C 
d) 15 cal/g e 0,5 cal/ g·°C 
e) 15 cal/g e 0,8 cal/ g·°C 
 
Comentários: 
Para fusão: 
Q = m·L 
25000 – 7500 = 500 · L 
L = 35 cal/g 
 
Para o calor específico: 
Q= m·c·T 
7500-0=500·c·(65-25) 
c = 0,8 cal/ g·°C 
Gabarito: B 
 
12. Considerações Finais das Aulas 
Pronto! Aula terminada! Parabéns! Uma pausa para celebrar mais uma conquista. Afinal 
de contas é importante celebrar seus passos. 
 
“Tente mover o mundo – o primeiro passo será mover a si 
mesmo” 
Platão 
 
 
13. Referências 
Figura 1 – Tudo Gostoso. Disponível em https://www.tudogostoso.com.br/receita/304367-
torta-banoffee.html acesso em 04/08/2020. 
 
@professorprazeres 
 
 
Folha de versão 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
AULA 19 – TERMOQUÍMICA 85 
01/02/2023 
 
 
 
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	Introdução
	1. Caracterização Termoquímica das Reações
	2. Entalpia das Reações Químicas
	Entalpia Padrão de Formação
	Entalpia de Combustão
	3. Entalpia de Ligação
	4. Lei de Hess
	5. Estequiometria e Termoquímica
	6. Entropia e Energia Livre de Gibbs
	Entropia (S)
	Energia Livre de Gibbs (G)
	Calorimetria
	7. Questões Fundamentais
	8. Já Caiu nos Principais Vestibulares
	Caracterização Termoquímica das Reações
	Entalpia das Reações Químicas
	Estequiometria e Termoquímica
	Entalpia das Ligações Químicas
	Lei de Hess
	Entropia e Energia Livre de Gibbs
	Calorimetria
	9. Gabarito Sem Comentários
	10. Resolução das Questões Fundamentais
	11. Questões Resolvidas E Comentadas
	12. Considerações Finais das Aulas
	13. Referências