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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FUVEST 
Prof. Guilherme Alves 
Aula 15 – Termoquímica 
Caderno de Questões 
Exasiu 
estretegiavestibulares.com.br 
EXTENSIVO 
ABRIL DE 2022 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 2 
Sumário 
JÁ CAIU NOS PRINCIPAIS VESTIBULARES 3 
JÁ CAIU NA FUVEST 47 
GABARITO SEM COMENTÁRIOS 55 
QUESTÕES RESOLVIDAS E COMENTADAS 56 
QUESTÕES RESOLVIDAS E COMENTADAS DA FUVEST 136 
 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 3 
Já Caiu Nos Principais Vestibulares 
1. (ACAFE SC/2020) 
Uma empresa resolveu analisar a substituição do combustível utilizado em suas caldeiras com o objetivo 
de diminuir os impactos ambientais de sua atividade econômica. O projeto em estudo prevê substituir o 
carvão mineral por gás natural (CH4) como combustível. Sabendo que, atualmente, a empresa utiliza 10 
kg de carvão mineral com 90% de pureza em carbono para aquecer certa massa de água de 25 ºC até 75 
ºC, assinale a alternativa que apresenta os valores aproximados da massa de água aquecida e do volume 
de gás natural necessário (nas CNTP) para substituir o carvão mineral, neste processo industrial. 
Dados: c = 1 cal/g.ºC; Calores de Combustão: C = 96 kcal/mol; CH4 = 212 kcal/mol 
 
a) 1,44  106 g e 7610 litros 
b) 1,44  106 g e 8450 litros 
c) 1,60  103 g e 7610 litros 
d) 1,60  103 g e 8450 litros 
 
2. (ACAFE SC/2019) 
A nitroglicerina, além da produção de explosivos, pode ser utilizada na medicina como medicamento no 
tratamento de insuficiência cardíaca congestiva (após infarto agudo do miocárdio); hipertensão (pré-
operatória) e indução de hipotensão controlada durante cirurgia. A decomposição da nitroglicerina 
(C3H5N3O9(l)) nas condições padrão libera gás nitrogênio, gás carbônico, água líquida e gás oxigênio. 
 
Assinale a alternativa correta que contém o valor da energia liberada (em módulo) na decomposição de 
6,81g de nitroglicerina sob condições padrão: 
Dados: Massa molar da nitroglicerina: 227 g/mol; = –364 kJ/mol; = –393,5 kJ/mol; 
 = –285,8 kJ/mol. 
 
a) 7,4 kJ 
b) 67,8 kJ 
c) 9,8 kJ 
d) 45,9 kJ 
 
3. (ACAFE SC/2019) 
Assinale a alternativa que contém o valor da energia liberada (em módulo) da combustão completa de 
110 g do gás propano nas condições padrão. 
Dados: ΔHocombustão do gás propano = –530 kcal/mol; C = 12 u; H = 1 u. 
 
a) 530 kcal 
b) 1325 kcal 
c) 1060 kcal 
d) 2650 kcal 
 
4. (ACAFE SC/2018) 
Considere as reações químicas a seguir, nas condições padrão. 
 
))(ONHC(
o
f 9353
H
l

))g(CO(
o
f 2
H
))(OH(
o
f 2
H
l

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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 4 
(1) KCl(s) K+(g) + Cl–(g) = +718 kJ 
(2) KCl(s) K(s) + 1/2Cl2(g) = +436 kJ 
(3) K(s) + 1/2Cl2(g) K(g) + Cl(g) = +211 kJ 
(4) K+(g) + Cl–(g) K(g) + Cl(g) = ? 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. 
 
a) 7,8 g 
b) 71 g 
c) 25,8 g 
d) 39 g 
 
5. (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; Cl – Cl: 243 kJ/mol; C – C: 347 kJ/mol; C – Cl: 331 kJ/mol. C: 
12g/mol; Cl: 35,5g/mol; H: 1,0 g/mol. 
 
a) 177 Kj 
b) 154 kJ 
c) 462 kJ 
d) 531 kJ 
 
6. (ACAFE SC/2016) 
O benzeno é um hidrocarboneto aromático que pode ser usado nas refinarias de petróleo e nas indústrias 
de álcool anidro. 
Baseado nas informações fornecidas e nos conceitos químicos, assinale a alternativa que contém a energia 
liberada (em módulo) na combustão completa de 156g de benzeno, nas condições padrão. 
Dados: Entalpias de formação nas condições padrão: C6H6(l): 49,0 kJ/mol; CO2(g): –393,5kJ/mol; H2O(l): –
285,8 kJ/mol. C: 12 g/mol; H: 1 g/mol. 
 
a) 6338,8 kJ 
b) 6534,8 kJ 
c) 3169,4 kJ 
d) 3267,4 kJ 
 
7. (ACAFE SC/2015) 
O nitrato de amônio pode ser utilizado na fabricação de fertilizantes, herbicidas e explosivos. Sua reação 
de decomposição está representada abaixo: 
 
NH4NO3(s) N2O(g) + 2H2O(g) = –37 kJ 
 
A energia liberada (em módulo) quando 90g de água é formada por essa reação é: 
→ H
→ H
→ H
→ H
→ H
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 5 
Dados: H: 1g/mol; O: 16g/mol; N: 14 g/mol. 
 
a) 74 kJ. 
b) 92,5 kJ. 
c) 185 kJ. 
d) 41,6 kJ. 
 
8. (ACAFE SC/2015) 
O cloreto de sódio pode ser usado na cozinha, na salga de alimentos e conservação de carnes. Na indústria 
pode ser usado como matéria prima na produção de gás cloro que este pode ser usado no tratamento de 
água potável. 
 
Considere as reações químicas abaixo. 
Na(s) + 1/2Cl2(g) Na(g) + Cl(g) = + 230kJ 
Na(g) + Cl(g) Na+(g) + Cl–(g) = + 147kJ 
Na(s) + 1/2Cl2(g) NaCl(s) = – 411kJ 
 
Calcule o valor de para a reação de síntese do NaCl mostrada abaixo e assinale a alternativa correta. 
Na+(g) + Cl–(g) NaCl(s) 
 
a) –328 kJ 
b) –34 kJ 
c) –494 kJ 
d) –788 kJ 
 
9. (ACAFE SC/2014) 
Foi publicado uma reportagem no site do UOL no dia 19 de setembro de 2013 sobre uma pesquisa onde 
fezes de ursos pandas podem dar origem a um biocombustivel “[...] Segundo pesquisadores, 40 micróbios 
presentes no sistema digestivo dos pandas teriam mostrado alta eficiência no processo de quebra de 
moléculas de material orgânico presente nas fezes usado na obtenção de etanol […]” 
Dado:Considere que a entalpia de combustão completa do etanol (C2H6O(l)) a pressão constante seja –
1368 kJ/mol. C: 12 g/mol; H: 1g/mol; O: 16 g/mol. 
Fonte: http://noticias.uol.com.br/meio-ambiente/ultimas-noticia/redacao/ 
2013/09/19/fezes-de-ursos-pandas-podem-dar-origem-anovo- 
biocombustivel-dizpesquisa.htm#fotoNav=4 acesso dia 04/10/2013. 
 
Baseado nas informações fornecidas e nos conceitos químicos é correto afirmar, exceto: 
 
a) A combustão completa de 115 g de etanol sob pressão constante libera uma energia (em módulo) de 
3420 kJ. 
b) O 1-butanol é mais solúvel em água que o etanol. 
c) O etanol possui maior solubilidade em água que na gasolina. 
d) Na estrutura da molécula do etanol existe um grupo hidroxila ligado a um carbono saturado, sendo que 
na molécula inteira existem 8 ligações covalentes do tipo sigma. 
 
10. (ACAFE SC/2013) 
→ H
→ H
→ H
H
→
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 6 
Considere que a reação química abaixo possui um H = -154 kJ/mol. 
 
 
 
Calcule a energia média em módulo da ligação C = C presente na molécula do etileno e assinale a 
alternativa correta. 
Dados: Para resolução dessa questão considere as seguintes energias de ligação (valores médios): Cl – Cl: 
243 kJ/mol, C – C: 347 kJ/mol, C – Cl: 331 kJ/mol. 
 
a) 766 kJ/mol 
b) 265 kJ/mol 
c) 694 kJ/mol 
d) 612 kJ/mol 
 
11. (ACAFE SC/2013) 
Sobre a termoquímica, julgue os itens a seguir. 
 
I. Colocando um pequeno cubo de gelo na palma da mão, o gelo começa a derreter dando a sensação de 
frio na palma da mão. Logo, a fusão do gelo é uma transformação exotérmica. 
III. As substâncias simples no estado padrão (estado mais estável a 25ºC e 1 atm) terão por convenção 
entalpia zero. 
III. O princípio de funcionamento de um calorímetro pressupõe que o sistema seja adiabático. 
IV. A entalpia de formação é o calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol de substância composta 
a partir das substâncias simples no estado padrão. 
 
Todas as afirmações corretas estão nos itens: 
 
a) I - II 
b) I - II - III - IV 
c) II - III - IV 
d) III – IV 
 
12. (ACAFE SC/2012) 
Nos grandes centros urbanos, impurezas sólidas liberadaspelos canos de escapamento dos veículos, 
quando misturadas à neblina, provocam uma névoa de poluição ao nível do solo, denominada smog (do 
inglês, smoke: fumaça e fog: neblina). 
Uma reação importante na formação do smog é representada por: 
 
O3(g) + NO(g) O2(g) + NO2(g) 
 
Dados: K=6,0x 1034 
 
Valores de entalpia de formação 
 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 7 
 
 
Considerando as informações anteriores, assinale a alternativa correta. 
 
a) Na reação, a quantidade de calor absorvida é igual a +199,86 kJ. 
b) A quantidade de calor envolvida na reação é igual a -199,86 kJ e a reação é exotérmica. 
c) O valor numérico de K indica que na situação de equilíbrio químico haverá mais reagentes do que 
produtos. 
d) A diminuição da concentração de NO desloca o equilíbrio para a direita. 
 
13. (ACAFE SC/2012) 
No jornal Folha de São Paulo, de 16 de setembro de 2011, foi publicada uma reportagem sobre o Shopping 
Center Norte de São Paulo - SP “[...] Segundo a Cetesb, foi encontrado gás metano no terreno, que serviu 
como depósito de lixo na década de 1980, antes da construção do shopping […]”. 
Dado: CH4 = 16g/mol, Entalpia de combustão do metano = – 889,5 kJ/mol 
 
Com base no texto acima e nos conceitos químicos, analise as afirmações a seguir. 
 
I. O gás metano é uma molécula apolar, possui estrutura tetraédrica e fórmula molecular CH4. 
II. O gás metano é um dos principais gases presentes no biogás. 
III. A energia liberada na combustão de 100 kg de metano é +5,56106 kJ, aproximadamente. 
IV. Caso a concentração do gás metano na região do shopping seja elevada, há o risco de ocorrer 
explosões. 
 
Assinale a alternativa correta. 
 
a) Apenas a afirmação III está correta. 
b) Apenas I, II e IV estão corretas. 
c) Apenas I e IV estão corretas. 
d) Todas as afirmações estão corretas. 
 
14. (ACAFE SC/2011) 
A produção de energia que ocorre no organismo humano está baseada essencialmente na reação entre o 
carboidrato, a glicose (C6H12O6) e o oxigênio (obtido na respiração), conforme a reação representada pela 
equação química não balanceada representada abaixo. 
 
C6H12O6 + O2 → CO2 + H2O ΔH = – 671 Kcal/mol 
 
 Sobre a equação acima, é correto afirmar: 
 
a) É uma reação endotérmica (entalpia negativa) que necessita do calor para ocorrer. 
b) A queima de 10g de glicose produz 22,4 L de CO2, medidos nas CNTP. 
c) Os números 1 – 6 – 6 – 6 ajustam corretamente a equação. 
10,33NO
29,90NO
67,142O
0O
)mol (kJ Formação de EntalpiaSubstância
2
3
2
1−
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 8 
d) Estruturalmente o dióxido de carbono, produto da reação, é constituído por moléculas de geometria 
angular e de carácter polar. 
 
15. (ACAFE SC/2011) 
“A água, como solvente universal, fomentou a vida no planeta. É a única substância que, nas condições 
físico-químicas da terra, apresenta-se nos três estados da matéria.” 
(MORTIMER, E. F.; MACHADO, A. H. Química para o Ensino Médio. 
São Paulo: Scipione, volume único, 2003, p. 198). 
 
Em relação às propriedades físico-químicas da água, assinale a alternativa correta. 
 
a) Na formação de ligações de hidrogênio, átomos de oxigênio de uma molécula de água atraem átomos 
de oxigênio de moléculas vizinhas. 
b) O valor de entalpia molar de vaporização (ΔHVap = 40,7 kJ/mol) indica que a passagem da fase líquida 
para a gasosa é um processo endotérmico. 
c) O valor de entalpia molar de vaporização (HVap = 40,7 kJ/mol) indica que no estado líquido 
predominam interações muito fracas entre as moléculas. 
d) A água é considerada solvente universal porque suas moléculas são apolares. 
 
16. (ENEM/2019) 
Glicólise é um processo que ocorre nas células, convertendo glicose em piruvato. Durante a prática de 
exercícios físicos que demandam grande quantidade de esforço, a glicose é completamente oxidada na 
presença de O2. Entretanto, em alguns casos, as células musculares podem sofrer um déficit de O2 e a 
glicose ser convertida em duas moléculas de ácido lático. As equações termoquímicas para a combustão 
da glicose e do ácido lático são, respectivamente, mostradas a seguir: 
 
C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) 6 CO2 (g) + 6 H2O (l) = –2 800 kJ 
CH3CH(OH)COOH (s) + 3 O2 (g) 3 CO2 (g) + 3 H2O (l) = –1 344 kJ 
 
O processo anaeróbico é menos vantajoso energeticamente porque 
 
a) libera 112 kJ por mol de glicose. 
b) libera 467 kJ por mol de glicose. 
c) libera 2 688 kJ por mol de glicose. 
d) absorve 1 344 kJ por mol de glicose. 
e) absorve 2 800 kJ por mol de glicose. 
 
17. (ENEM/2019) 
O etanol é um combustível renovável obtido da cana-de-açúcar e é menos poluente do que os 
combustíveis fósseis, como a gasolina e o diesel. O etanol tem densidade 0,8 , massa molar 46 e 
calor de combustão aproximado de –1 300 . Com o grande aumento da frota de veículos, tem sido 
incentivada a produção de carros bicombustíveis econômicos, que são capazes de render até 20 em 
rodovias, para diminuir a emissão de poluentes atmosféricos. 
 
→ Hc
→ Hc
3cm
g
mol
g
mol
kJ
L
km
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 9 
O valor correspondente à energia consumida para que o motorista de um carro econômico, movido a 
álcool, percorra 400 km na condição de máximo rendimento é mais próximo de 
 
a) 565 MJ. 
b) 452 MJ. 
c) 520 kJ. 
d) 390 kJ. 
e) 348 kJ. 
 
18. (ENEM/2019) 
O gás hidrogênio é considerado um ótimo combustível — o único produto da combustão desse gás é o 
vapor de água, como mostrado na equação química. 
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g) 
Um cilindro contém 1 kg de hidrogênio e todo esse gás foi queimado. Nessa reação, são rompidas e 
formadas ligações químicas que envolvem as energias listadas no quadro. 
 
 
 
Massas molares : H2 = 2; O2 = 32; H2O = 18. 
 
Qual é a variação da entalpia, em quilojoule, da reação de combustão do hidrogênio contido no cilindro? 
 
a) –242 000 
b) –121 000 
c) –2 500 
d) +110 500 
e) +234 000 
 
19. (ENEM/2018) 
Por meio de reações químicas que envolvem carboidratos, lipídeos e proteínas, nossas células obtêm 
energia e produzem gás carbônico e água. A oxidação da glicose no organismo humano libera energia, 
conforme ilustra a equação química, sendo que aproximadamente 40% dela é disponibilizada para 
atividade muscular. 
 
C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) 6 CO2 (g) + 6 H2O(l) kJ 
 
Considere as massas molares (em g mol–1): H = 1; C = 12; O = 16. 
LIMA, L. M.; FRAGA, C. A. M.; BARREIRO, E. J. Química na saúde. 
São Paulo: Sociedade Brasileira de Química, 2010 (adaptado). 
 
→






mol
g
→ 2800Hc −=
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 10 
Na oxidação de 1,0 grama de glicose, a energia obtida para atividade muscular, em quilojoule, é mais 
próxima de 
 
a) 6,2. 
b) 15,6. 
c) 70,0. 
d) 622,2. 
e) 1 120,0. 
 
20. (ENEM/2018) 
Sobre a diluição do ácido sulfúrico em água, o químico e escritor Primo Levi afirma que, “está escrito em 
todos os tratados, é preciso operar às avessas, quer dizer, verter o ácido na água e não o contrário, senão 
aquele líquido oleoso de aspecto tão inócuo está sujeito a iras furibundas: sabem-no até os meninos do 
ginásio”. 
(furibundo: adj. furioso) 
LEVI, P. A tabela periódica. 
Rio de Janeiro: Relume-Dumará, 1994 (adaptado). 
 
O alerta dado por Levi justifica-se porque a 
 
a) diluição do ácido libera muito calor. 
b) mistura de água e ácido é explosiva. 
c) água provoca a neutralização do ácido. 
d) mistura final de água e ácido separa-se em fases. 
e) água inibe a liberação dos vapores provenientes do ácido. 
 
21. (ENEM/2017) 
O ferro é encontrado na natureza na forma de seus minérios, tais como a hematita ( -Fe2O3), a magnetita 
(Fe3O4) e a wustita (FeO). Na siderurgia, o ferro-gusa é obtido pela fusão de minérios de ferro em altosfornos em condições adequadas. Uma das etapas nesse processo é a formação de monóxido de carbono. 
O CO (gasoso) é utilizado para reduzir o FeO (sólido), conforme a equação química: 
 
FeO (s) + CO (g) Fe (s) + CO2 (g) 
 
Considere as seguintes equações termoquímicas: 
 
Fe2O3 (s) + 3 CO (g) 2 Fe (s) + 3 CO2 (g) = –25 kJ/mol de Fe2O3 
3 FeO (s) + CO2 (g) Fe3O4 (s) + CO (g) = –36 kJ/mol de CO2 
2 Fe3O4 (s) + CO2 (g) 3 Fe2O3 (s) + CO (g) = +47 kJ/mol de CO2 
 
O valor mais próximo de , em kJ/mol de FeO, para a reação indicada do FeO (sólido) com o CO (gasoso) 
é 
 
a) –14. 
b) –17. 
c) –50. 
d) –64. 

→
→
→
→
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 11 
e) –100. 
 
22. (ENEM/2016) 
O benzeno, um importante solvente para a indústria química, é obtido industrialmente pela destilação do 
petróleo. Contudo, também pode ser sintetizado pela trimerização do acetileno catalisada por ferro 
metálico sob altas temperaturas, conforme a equação química: 
 
3 C2H2 (g) C6H6 (l) 
 
A energia envolvida nesse processo pode ser calculada indiretamente pela variação de entalpia das 
reações de combustão das substâncias participantes, nas mesmas condições experimentais: 
 
I. C2H2 (g) + O2 (g) 2 CO2 (g) + H2O (l) kcal/mol 
II. C6H6 (l) + O2 (g) 6 CO2 (g) + 3 H2O (l) kcal/mol 
 
A variação de entalpia do processo de trimerização, em kcal, para a formação de um mol de benzeno é 
mais próxima de 
 
a) –1 090. 
b) –150. 
c) –50. 
d) +157. 
e) +470. 
 
23. (ENEM/2016) 
Num experimento, um professor deixa duas bandejas de mesma massa, uma de plástico e outra de 
alumínio, sobre a mesa do laboratório. Após algumas horas, ele pede aos alunos que avaliem a 
temperatura das duas bandejas, usando para isso o tato. Seus alunos afirmam, categoricamente, que a 
bandeja de alumínio encontra-se numa temperatura mais baixa. Intrigado, ele propõe uma segunda 
atividade, em que coloca um cubo de gelo sobre cada uma das bandejas, que estão em equilíbrio térmico 
com o ambiente, e os questiona em qual delas a taxa de derretimento do gelo será maior. 
 
O aluno que responder corretamente ao questionamento do professor dirá que o derretimento ocorrerá 
 
a) mais rapidamente na bandeja de alumínio, pois ela tem uma maior condutividade térmica que a de 
plástico. 
b) mais rapidamente na bandeja de plástico, pois ela tem inicialmente uma temperatura mais alta que a 
de alumínio. 
c) mais rapidamente na bandeja de plástico, pois ela tem uma maior capacidade térmica que a de 
alumínio. 
d) mais rapidamente na bandeja de alumínio, pois ela tem um calor específico menor que a de plástico. 
e) com a mesma rapidez nas duas bandejas, pois apresentarão a mesma variação de temperatura. 
 
24. (ENEM/2016) 
→
2
5
→ 310Hoc −=
2
15
→ 780Hoc −=
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 12 
O quadro apresenta o consumo médio urbano de veículos do mesmo porte que utilizam diferentes 
combustíveis e seus respectivos preços. No caso do carro elétrico, o consumo está especificado em termos 
da distância percorrida em função da quantidade de energia elétrica gasta para carregar suas baterias. 
 
 
* Valores aferidos em agosto de 2012. 
 
Considerando somente as informações contidas no quadro, o combustível que apresenta o maior custo 
por quilômetro rodado é o(a) 
 
a) diesel. 
b) etanol. 
c) gasolina. 
d) eletricidade. 
e) gás natural. 
 
25. (ENEM/2016) 
Atualmente, soldados em campo seja em treinamento ou em combate, podem aquecer suas refeições, 
prontas e embaladas em bolsas plásticas, utilizando aquecedores químicos, sem precisar fazer fogo. 
Dentro dessas bolsas existe magnésio metálico em pó e, quando o soldado quer aquecer a comida, ele 
coloca água dentro da bolsa, promovendo a reação descrita pela equação química: 
 
Mg (s) + 2 H2O (l) Mg(OH)2 (s) + H2 (g) + 350 kJ 
 
O aquecimento dentro da bolsa ocorre por causa da 
 
a) redução sofrida pelo oxigênio, que é uma reação exotérmica. 
b) oxidação sofrida pelo magnésio, que é uma reação exotérmica. 
c) redução sofrida pelo magnésio, que é uma reação endotérmica. 
d) oxidação sofrida pelo hidrogênio, que é uma reação exotérmica. 
e) redução sofrida pelo hidrogênio, que é uma reação endotérmica. 
 
26. (ENEM/2016) 
Para comparar a eficiência de diferentes combustíveis, costuma-se determinar a quantidade de calor 
liberada na combustão por mol ou grama de combustível. O quadro mostra o valor de energia liberada na 
combustão completa de alguns combustíveis. 
 
→
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 13 
 
 
As massas molares dos elementos H, C e O são iguais a 1 g/mol, 12 g/mol e 16 g/mol, respectivamente 
ATKINS, P. Princípios de química. 
Porto Alegre: Bookman, 2007 (adaptado). 
 
Qual combustível apresenta maior liberação de energia por grama? 
 
a) Hidrogênio. 
b) Etanol. 
c) Metano. 
d) Metanol. 
e) Octano. 
 
27. (ENEM/2015) 
O urânio é um elemento cujos átomos contêm 92 prótons, 92 elétrons e entre 135 e 148 nêutrons. O 
isótopo de urânio 235U é utilizado como combustível em usinas nucleares, onde, ao ser bombardeado por 
nêutrons, sofre fissão de seu núcleo e libera uma grande quantidade de energia (2,35 1010 kJ/mol). O 
isótopo 235U ocorre naturalmente em minérios de urânio, com concentração de apenas 0,7%. Para ser 
utilizado na geração de energia nuclear, o minério é submetido a um processo de enriquecimento, visando 
aumentar a concentração do isótopo 235U para, aproximadamente, 3% nas pastilhas. Em décadas 
anteriores, houve um movimento mundial para aumentar a geração de energia nuclear buscando 
substituir, parcialmente, a geração de energia elétrica a partir da queima do carvão, o que diminui a 
emissão atmosférica de CO2 (gás com massa molar igual a 44 g/mol). A queima do carvão é representada 
pela equação química: 
 
C (s) + O2 (g) CO2 (g) 
 
Qual é a massa de CO2, em toneladas, que deixa de ser liberada na atmosfera, para cada 100 g de pastilhas 
de urânio enriquecido utilizadas em substituição ao carvão como fonte de energia? 
 
a) 2,10 
b) 7,70 
c) 9,00 
d) 33,0 
e) 300 
 
28. (ENEM/2015) 
O aproveitamento de resíduos florestais vem se tornando cada dia mais atrativo, pois eles são uma fonte 
renovável de energia. A figura representa a queima de um bio-óleo extraído do resíduo de madeira, sendo 

→ mol/kJ400H −=
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 14 
 a variação de entalpia devido à queima de 1 g desse bio-óleo, resultando em gás carbônico e água 
líquida, e a variação de entalpia envolvida na conversão de 1 g de água no estado gasoso para o 
estado líquido. 
 
 
 
A variação de entalpia, em kJ, para a queima de 5 g desse bio-óleo resultando em CO2 (gasoso) e H2O 
(gasoso) é: 
 
a) –106. 
b) –94,0. 
c) –82,0. 
d) –21,2. 
e) –16,4. 
 
29. (ENEM/2014) 
A escolha de uma determinada substância para ser utilizada como combustível passa pela análise da 
poluição que ela causa ao ambiente e pela quantidade de energia liberada em sua combustão completa. 
O quadro apresenta a entalpia de combustão de algumas substâncias. As massas molares dos elementos 
H, C e O são, respectivamente, iguais a 1 g/mol, 12 g/mol e 16 g/mol 
 
 
 
Levando-se em conta somente o aspecto energético, a substância mais eficiente para a obtenção de 
energia, na combustão de 1 kg de combustível, é o 
 
a) etano. 
b) etanol. 
c) metanol. 
d) acetileno. 
1H
2H
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 15 
e) hidrogênio. 
 
30. (ENEM/2013) 
Aquecedores solares usados em residências têm o objetivo de elevar a temperatura da água até 70ºC. No 
entanto, a temperatura ideal da água para um banho é de 30ºC. Por isso, deve-se misturar a água aquecidacom a água à temperatura ambiente de um outro reservatório, que se encontra a 25ºC. 
Qual a razão entre a massa de água quente e a massa de água fria na mistura para um banho à 
temperatura ideal? 
 
a) 0,111. 
b) 0,125. 
c) 0,357. 
d) 0,428. 
e) 0,833. 
 
31. (ENEM/2011) 
Um dos problemas dos combustíveis que contêm carbono é que sua queima produz dióxido de carbono. 
Portanto, uma característica importante, ao se escolher um combustível, é analisar seu calor de 
combustão , definido como a energia liberada na queima completa de um mol de combustível no 
estado padrão. O quadro seguinte relaciona algumas substâncias que contêm carbono e seu . 
 
 
 
Neste contexto, qual dos combustíveis, quando queimado completamente, libera mais dióxido de 
carbono no ambiente pela mesma quantidade de energia produzida? 
 
a) Benzeno. 
b) Metano. 
c) Glicose. 
d) Octano. 
e) Etanol. 
 
32. (ENEM/2011) 
Considera-se combustível aquele material que, quando em combustão, consegue gerar energia. No caso 
dos biocombustíveis, suas principais vantagens de uso são a de serem oriundos de fontes renováveis e a 
de serem menos poluentes que os derivados de combustíveis fósseis. Por isso, no Brasil, tem-se 
estimulado o plantio e a industrialização de sementes oleaginosas para produção de biocombustíveis. 
 
)H( oc
o
cH
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 16 
No quadro, estão os valores referentes à energia produzida pela combustão de alguns biocombustíveis: 
 
 
Disponível em: http://www.biodieselecooleo.com.br. 
Acesso em: 8 set. 2010 (adaptado). 
 
Entre os diversos tipos de biocombustíveis apresentados no quadro, aquele que apresenta melhor 
rendimento energético em massa é proveniente 
 
a) da soja. 
b) do dendê. 
c) do babaçu. 
d) da mamona. 
e) da cana-de-açúcar. 
 
33. (ENEM/2011) 
A reciclagem exerce impacto considerável sobre a eficiência energética. Embora restaurar materiais que 
foram descartados também consuma energia, é possível que essa energia seja substancialmente menor. 
O gráfico seguinte indica a quantidade de energia necessária para a produção de materiais primários e 
reciclados. A maioria dos metais ocorre na crosta terrestre como óxidos que devem ser reduzidos para 
recuperar o metal elementar, o que consome grande quantidade de energia. As entalpias-padrão de 
formação dos óxidos de alumínio e ferro são, respectivamente: –1 675,7 kJ/mol e –824,2 kJ/mol. 
 
 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 17 
SPIRO, T. G.; STIGLIANI, W. M. Química Ambiental. 
São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2008 (adaptado). 
 
A energia gasta na obtenção do alumínio a partir do seu material primário é maior do que a do aço, porque 
o alumínio 
 
a) forma seu óxido absorvendo menos energia que o ferro. 
b) requer 200 vezes mais energia para ser isolado do seu minério do que o ferro. 
c) requer praticamente o dobro de energia para ser isolado do seu óxido do que requer o ferro, no estado 
padrão. 
d) apresenta entalpia de formação no seu óxido menor do que a entalpia do ferro. 
e) apresenta somente uma valência constante, enquanto o ferro pode apresentar normalmente duas 
valências. 
 
34. (ENEM/2010) 
Em nosso cotidiano, utilizamos as palavras “calor” e “temperatura” de forma diferente de como elas são 
usadas no meio científico. Na linguagem corrente, calor é identificado como “algo quente” e temperatura 
mede a “quantidade de calor de um corpo”. Esses significados, no entanto, não conseguem explicar 
diversas situações que podem ser verificadas na prática. 
 
Do ponto de vista científico, que situação prática mostra a limitação dos conceitos corriqueiros de calor e 
temperatura? 
 
a) A temperatura da água pode ficar constante durante o tempo em que estiver fervendo. 
b) Uma mãe coloca a mão na água da banheira do bebê para verificar a temperatura da água. 
c) A chama de um fogão pode ser usada para aumentar a temperatura da água em uma panela. 
d) A água quente que está em uma caneca é passada para outra caneca a fim de diminuir sua temperatura. 
e) Um forno pode fornecer calor para uma vasilha de água que está em seu interior com menor 
temperatura do que a dele. 
 
35. (ENEM/2010) 
No que tange à tecnologia de combustíveis alternativos, muitos especialistas em energia acreditam que 
os alcoóis vão crescer em importância em um futuro próximo. Realmente, alcoóis como metanol e etanol 
têm encontrado alguns nichos para uso doméstico como combustíveis há muitas décadas e, 
recentemente, vêm obtendo uma aceitação cada vez maior como aditivos, ou mesmo como substitutos 
para gasolina em veículos. Algumas das propriedades físicas desses combustíveis são mostradas no 
quadro seguinte. 
 
 
BAIRD, C. Química Ambiental. São Paulo. Artmed, 1995 (adaptado). 
1367,00,79
OH)CH(CH
Etanol
726,00,79
OH)(CH
Metanol
(kJ/mol)
Combustão
deCalor 
(g/mL) C25
a Densidade
Álcool
23
3
−
−

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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 18 
 
Dados: Massas molares em g/mol: 
H = 1,0; C = 12,0; O = 16,0. 
 
Considere que, em pequenos volumes, o custo de produção de ambos os alcoóis seja o mesmo. Dessa 
forma, do ponto de vista econômico, é mais vantajoso utilizar 
 
a) metanol, pois sua combustão completa fornece aproximadamente 22,7 kJ de energia por litro de 
combustível queimado. 
b) etanol, pois sua combustão completa fornece aproximadamente 29,7 kJ de energia por litro de 
combustível queimado. 
c) metanol, pois sua combustão completa fornece aproximadamente 17,9 MJ de energia por litro de 
combustível queimado. 
d) etanol, pois sua combustão completa fornece aproximadamente 23,5 MJ de energia por litro de 
combustível queimado. 
e) etanol, pois sua combustão completa fornece aproximadamente 33,7 MJ de energia por litro de 
combustível queimado. 
 
36. (ENEM/2009) 
Nas últimas décadas, o efeito estufa tem-se intensificado de maneira preocupante, sendo esse efeito 
muitas vezes atribuído à intensa liberação de CO2 durante a queima de combustíveis fósseis para geração 
de energia. O quadro traz as entalpias-padrão de combustão a do metano, do butano e do 
octano. 
 
 
 
À medida que aumenta a consciência sobre os impactos ambientais relacionados ao uso da energia, cresce 
a importância de se criar políticas de incentivo ao uso de combustíveis mais eficientes. Nesse sentido, 
considerando-se que o metano, o butano e o octano sejam representativos do gás natural, do gás 
liquefeito de petróleo (GLP) e da gasolina, respectivamente, então, a partir dos dados fornecidos, é 
possível concluir que, do ponto de vista da quantidade de calor obtido por mol de CO2 gerado, a ordem 
crescente desses três combustíveis é 
 
a) gasolina, GLP e gás natural. 
b) gás natural, gasolina e GLP. 
c) gasolina, gás natural e GLP. 
d) gás natural, GLP e gasolina. 
e) GLP, gás natural e gasolina. 
 
37. (ENEM/2009) 
Vários combustíveis alternativos estão sendo procurados para reduzir a demanda por combustíveis 
fósseis, cuja queima prejudica o meio ambiente devido à produção de dióxido de carbono (massa molar 
( )025HCº25 
5.471114HCoctano
2.87858HCbutano
89016CHmetano
(kJ/mol)
ΔH
(g/mol)
molar massa
molecular
fórmula
composto
188
104
4
0
25
−
−
−
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 19 
igual a 44 g mol–1). Três dos mais promissores combustíveis alternativos são o hidrogênio, o etanol e o 
metano. A queima de 1 mol de cada um desses combustíveis libera uma determinada quantidade de calor, 
que estão apresentadas na tabela a seguir. 
 
 
 
Considere que foram queimadas massas, independentemente, desses três combustíveis, de forma tal que 
em cada queima foram liberados 5400 kJ. O combustível mais econômico, ou seja, o que teve a menor 
massa consumida, e o combustível mais poluente, queé aquele que produziu a maior massa de dióxido 
de carbono (massa molar igual a 44 g mol–1), foram respectivamente, 
 
a) o etanol, que teve apenas 46g de massa consumida, e o metano, que produziu 900 g de CO2. 
b) o hidrogênio, que teve apenas 40g de massa consumida, e o etanol, que produziu 352 g de CO2. 
c) o hidrogênio, que teve apenas 20g de massa consumida, e o metano, que produziu 264 g de CO2. 
d) o etanol, que teve apenas 96g de massa consumida, e o metano, que produziu 176 g de CO2. 
e) o hidrogênio, que teve apenas 2g de massa consumida, e o etanol, que produziu 1350 g de CO2. 
 
38. (UEA AM/2017) 
A entalpia-padrão de formação da água líquida é igual a – 286 kJ/mol e a entalpia-padrão de formação do 
gelo é igual a – 292 kJ/mol. A partir desses dados, é correto afirmar que a fusão de 1 mol de gelo é um 
fenômeno 
 
a) endotérmico, que absorve 6 kJ. 
b) endotérmico, que libera 6 kJ. 
c) endotérmico, que absorve 578 kJ. 
d) exotérmico, que absorve 6 kJ. 
e) exotérmico, que libera 578 kJ. 
 
39. (UEA AM/2016) 
Octano, C8H18, um dos componentes da gasolina, pode ser obtido sinteticamente a partir dos gases 
butano, C4H10, e 1-buteno, C4H8, por meio de um processo catalítico conhecido como alquilação. Essa 
síntese pode ser representada pela equação: 
 
C4H10 (g) + C4H8 (g) C8H18 (l) 
 
Sabendo que as entalpias-padrão de formação do butano, do 1-buteno e do octano são, respectiva e 
aproximadamente, em kJ/mol, iguais a –2 880, zero e –5 470, é correto afirmar que a síntese de 1 mol de 
octano por essa reação 
 
a) absorve 2 590 kJ. 
→
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 20 
b) absorve 5 470 kJ. 
c) libera 2 590 kJ. 
d) libera 5 470 kJ. 
e) libera 8 350 kJ. 
 
40. (UEA AM/2014) 
A espontaneidade de uma transformação química está relacionada às variações de entropia e de entalpia 
que ocorrem quando se comparam reagentes e produtos. São sempre espontâneas, em qualquer 
temperatura e independentemente de sua velocidade, as transformações que ocorrem com liberação de 
energia e aumento de entropia, como a 
 
a) fotossíntese dos vegetais. 
b) combustão do carvão. 
c) evaporação do álcool. 
d) solidificação da água. 
e) sublimação do iodo. 
 
41. (UEA AM/2014) 
O estanho, metal utilizado em ligas de solda e no revestimento interno de latas de folha de flandres, é 
obtido pelo aquecimento do mineral cassiterita, SnO2, com carbono, em fornos a temperaturas de 1 200 
ºC a 1 300 ºC. A reação que ocorre nesse processo é: 
 
SnO2 (s) + C (s) Sn (l) + CO2 (g) 
 
Considere os dados: 
 
Sn (s) + O2 (g) SnO2 (s) = –578 kJ/mol 
C (s) + O2 (g) CO2 (g) = –394 kJ/mol 
Sn (s) Sn (l) = 7 kJ/mol 
 
A partir desses dados, é correto afirmar que a obtenção de 1 mol de Sn (l), a partir da cassiterita, 
 
a) absorve 191 kJ. 
b) absorve 965 kJ. 
c) libera 177 kJ. 
d) libera 191 kJ. 
e) libera 965 kJ. 
 
42. (UEA AM/2013) 
O açaí é considerado um alimento de alto valor calórico, com elevado percentual de lipídeos, e nutricional, 
pois é rico em proteínas e minerais. Nas áreas de exploração extrativa, o açaí representa a principal base 
alimentar da população, notadamente dos ribeirinhos da região do estuário do rio Amazonas. 
O óleo extraído do açaí é composto de ácidos graxos de boa qualidade, com 60% de monoinsaturados e 
13% de poli-insaturados. Com relação às proteínas, possui teor superior ao do leite (3,50%) e do ovo 
(12,49%), enquanto o perfil em aminoácidos é semelhante ao do ovo. 
→
→ H
→ H
→ H
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 21 
Processos de conservação 
O açaí, quando não submetido a processos de conservação, tem a vida de prateleira muito curta, no 
máximo 12 horas, mesmo sob refrigeração. A sua alta perecibilidade pode estar associada, 
principalmente, à elevada carga microbiana presente no fruto, causada por condições inadequadas de 
colheita, acondicionamento, transporte e processamento. 
A adoção de boas práticas agrícolas e de fabricação minimizam a probabilidade de contaminação 
microbiológica dos frutos e do açaí durante o processamento, contribuindo para a conservação do 
produto. 
Em adição a essas boas práticas, deve ser realizado um conjunto de etapas de procedimentos visando a 
obtenção de produto seguro e de qualidade, tais como o branqueamento dos frutos, a pasteurização, o 
congelamento ou a desidratação do açaí. 
(http://sistemasdeproducao.cnptia.embrapa.br. Adaptado.) 
 
Nos processos de congelamento e desidratação da polpa do açaí, ocorrem, respectivamente, as seguintes 
transformações: 
 
Congelamento: H2O (l) → H2O (s); H < 0 
Desidratação: H2O (l) → H2O (g); H > 0 
 
Analisando as duas transformações, pode-se concluir corretamente que 
 
a) a desidratação é endotérmica e ocorre com formação de ligações de hidrogênio. 
b) o congelamento é exotérmico e ocorre com ruptura e formação de ligações de hidrogênio. 
c) o congelamento é endotérmico e ocorre com ruptura e formação de ligações de hidrogênio. 
d) ambas são isotérmicas e ocorrem com ruptura e formação de ligações de hidrogênio. 
e) a desidratação é exotérmica e ocorre com ruptura de ligações de hidrogênio. 
 
43. (UEA AM/2013) 
Considere algumas características do Teatro Amazonas. 
 
 
(g1.globo.com) 
 
A cúpula do teatro é composta de 36 mil peças de escamas em cerâmica esmaltada e telhas vitrificadas, 
vindas da Alsácia. Foi adquirida na Casa Koch Frères, em Paris. A pintura ornamental é da autoria de 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 22 
Lourenço Machado. O colorido original,em verde, azul e amarelo é uma analogia à exuberância da 
bandeira brasileira. 
(www.culturamazonas.am.gov.br) 
 
 
Sob o chão, câmaras eram usadas para armazenar gelo que, com o vento que vinha por meio de tubos do 
lado de fora, saía por debaixo das cadeiras e servia como o ar-condicionado da época. Segundo os 
administradores do local, o gelo, na verdade, era neve que vinha de navio da Europa. 
(www.gazetaonline.globo.com) 
 
O princípio de funcionamento dessa espécie de ar-condicionado baseia-se no fato de o gelo sofrer uma 
 
a) decomposição exotérmica, que libera energia para o ambiente. 
b) decomposição endotérmica, que absorve energia do ambiente. 
c) mudança de estado exotérmica, que absorve energia do ambiente. 
d) mudança de estado endotérmica, que libera energia para o ambiente. 
e) mudança de estado endotérmica, que absorve energia do ambiente. 
 
44. (UEA AM/2013) 
Certo refrigerante à base de guaraná apresenta, em sua tabela nutricional, as seguintes informações: 
 
 
 
Sabendo que o valor energético do açúcar refinado comum (sacarose, C12H22O11) é aproximadamente 400 
kcal/100 g, conclui-se que, em termos nutricionais, a ingestão de 1 copo do refrigerante em questão 
equivale, energeticamente, à ingestão de 250 mL de uma solução aquosa que contenha dissolvida uma 
massa de açúcar, em gramas, próxima de 
 
a) 32. 
b) 52. 
c) 40. 
d) 13. 
e) 27. 
 
45. (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: 
mg 20sódio
g 26oscarboidrat
kJ) (445 kcal 106energéticovalor 
copo) (1 ml 250 de Porção
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 23 
 
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 combustãode 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 
 
46. (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 
 
47. (UERJ/2015) 
A decomposição térmica do carbonato de cálcio tem como produtos o óxido de cálcio e o dióxido de 
carbono. Na tabela a seguir, estão relacionados os períodos de quatro elementos químicos do grupo 2 da 
tabela de classificação periódica e a entalpia-padrão de decomposição do carbonato correspondente a 
cada um desses elementos. 
 
→
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 24 
 
A energia, em quilojoules, necessária para a obtenção de 280 g de óxido de cálcio a partir de seu 
respectivo carbonato é igual a: 
 
a) 500 
b) 900 
c) 1100 
d) 1300 
 
48. (UERJ/2013) 
Denomina-se beta-oxidação a fase inicial de oxidação mitocondrial de ácidos graxos saturados. 
Quando esses ácidos têm número par de átomos de carbono, a beta-oxidação produz apenas acetil-CoA, 
que pode ser oxidado no ciclo de Krebs. 
 
Considere as seguintes informações: 
 
• cada mol de acetil-CoA oxidado produz 10 mols de ATP; 
• cada mol de ATP produzido armazena 7 kcal. 
 
Sabe-se que a beta-oxidação de 1 mol de ácido palmítico, que possui 16 átomos de carbono, gera 8 mols 
de acetil-CoA e 26 mols de ATP. 
 
A oxidação total de 1 mol de ácido palmítico, produzindo CO2 e H2O, permite armazenar sob a forma de 
ATP a seguinte quantidade de energia, em quilocalorias: 
 
a) 36 
b) 252 
c) 742 
d) 1008 
 
49. (UERJ/2013) 
Em um laboratório, as amostras X e Y, compostas do mesmo material, foram aquecidas a partir da mesma 
temperatura inicial até determinada temperatura final. 
Durante o processo de aquecimento, a amostra X absorveu uma quantidade de calor maior que a amostra 
Y. 
 
Considerando essas amostras, as relações entre os calores específicos cX e cY, as capacidades térmicas CX 
e CY e as massas mX e mY são descritas por: 
 
a) 
2606º
2205º
1804º
1003º
)(kJ.mol
padrão-Entalpia
Período
1-
YXYXYX m mC Cc c =
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 25 
b) 
c) 
d) 
 
50. (UERJ/2013) 
Considere duas amostras, X e Y, de materiais distintos, sendo a massa de X igual a quatro vezes a massa 
de Y. 
As amostras foram colocadas em um calorímetro e, após o sistema atingir o equilíbrio térmico, 
determinou-se que a capacidade térmica de X corresponde ao dobro da capacidade térmica de Y. 
Admita que cX e cY sejam os calores específicos, respectivamente, de X e Y. 
A razão é dada por: 
 
a) 
b) 
c) 1 
d) 2 
 
51. (UERJ/2012) 
Cada mol de glicose metabolizado no organismo humano gera o equivalente a 3000 kJ de energia. A 
atividade da célula nervosa, em condições normais, depende do fornecimento constante dessa fonte 
energética. 
 
A equação química a seguir representa a obtenção de glicose a partir do glicogênio. 
 
(C6H10O5)n + n H2O → n C6H12O6 
glicogênio glicose 
 
Considere uma molécula de glicogênio de massa molar igual a 4,86 x 106 g.mol-1. 
 
A metabolização da glicose originada da hidrólise dessa molécula de glicogênio proporciona o ganho de 
energia, em quilojoules, equivalente a: 
 
a) 1,50 x 10-16 
b) 2,70 x 10-14 
c) 3,20 x 10-12 
d) 6,50 x 10-10 
 
52. (UERJ/2011) 
O hidrogênio vem sendo considerado um possível substituto dos combustíveis altamente poluentes de 
origem fóssil, como o dodecano, utilizado na aviação. 
Sabe-se que, sob condições-padrão, as entalpias de combustão do dodecano e do hidrogênio molecular 
são respectivamente iguais a –7500 e –280 kJ.mol–1. 
YXYXYX m mC Cc c ==
YXYXYX m mC Cc c ==
YXYXYX m mC Cc c =
Y
X
c
c
4
1
2
1
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 26 
A massa de hidrogênio, em gramas, necessária para gerar a mesma quantidade de energia que a gerada 
por 1 g de dodecano equivale a: 
 
a) 0,157 
b) 0,315 
c) 0,471 
d) 0,630 
 
53. (UERJ/2009) 
Explosivos, em geral, são formados por substâncias que, ao reagirem, liberam grande quantidade de 
energia. O nitrato de amônio, um explosivo muito empregado em atividades de mineração, se decompõe 
segundo a equação química: 
 
2 NH4NO3 (s) → 2 N2 (g) + O2 (g) + 4 H2O(g) 
 
Em um teste, essa decomposição liberou 592,5 kJ de energia e produziu uma mistura de nitrogênio e 
oxigênio com volume de 168 L, medido nas CNTP. 
Nas mesmas condições, o teste com 1 mol de nitrato de amônio libera, em quilojoules, a seguinte 
quantidade de energia: 
 
a) 39,5 
b) 59,3 
c) 118,5 
d) 158,0 
 
54. (UFPR/2018) 
Na mitocôndria, ocorre o processo final das vias de degradação oxidativa, chamado de cadeia de 
transporte de elétrons. Nesse processo, os elétrons provindos do NADH e FADH2 são transportados por 
complexos proteicos dispostos espacial e energeticamente, de modo que formem um gradiente de 
energia livre, em que o fluxo de elétrons vai do componente de maior energia livre para o de menor. O 
receptor final dos elétrons é a molécula de oxigênio, que é convertida em água. O potencial redox está 
relacionado com a energia livre através da relação , em que é a variação de energia livre, 
 é a variação de potencial, n é número de elétrons e F é a constante de Faraday. Na tabela abaixo, são 
fornecidos alguns componentes presentes na cadeia de transporte de elétrons e os respectivos valores 
de potencial de redução. 
 
 
 
Respeitando o gradiente de energia livre, o fluxo de elétrons deve percorrer a sequência mostrada em: 
 
a) I II IV III V VI. 
( )EnFG −= G
E
→ → → → →
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 27 
b) II III IV VI V I. 
c) I IV VI III V II. 
d) VI II IV III V I. 
e) VI I V II IV III. 
 
55. (UFPR/2015) 
A análise dos dados termodinâmicos de reações permite a previsão da espontaneidade. Na tabela a seguir 
estão apresentados os dados termodinâmicos de duas reações químicas. 
 
 
 
A partir dos dados apresentados, identifique as seguintes afirmativas como verdadeiras (V) ou falsas (F): 
 
( ) A diminuição da temperatura desfavorece a espontaneidade da reação (i). 
( ) O aumento da temperatura favorece a espontaneidade da reação (ii). 
( ) Na temperatura de 400 K, a reação (i) será espontânea. 
( ) Na temperatura de 4000 K, a reação (ii) será espontânea. 
 
Assinale a alternativa que apresenta a sequência correta, de cima para baixo. 
 
a) V – V – V – F. 
b) V – F – V – F. 
c) F – V – F – V. 
d) F – V – V – F. 
e) V – F – F – V. 
 
56. (UFPR/2011) 
Um dos principais mecanismos de degradação de compostos orgânicos (aqui representado pela forma 
genérica de hidrato de carbono “CH2O”) em ambientes na ausência de oxigênio é expresso pela equação 
química não-balanceada abaixo: 
 
CH2O + SO42– + H+ → CO2 + HS– + H2O Gº = –25,5 kJ.mol–1 
 
Com base nas informações fornecidas, considere as seguintes afirmativas: 
 
1. O agente oxidante da reação é SO42–. 
2. O agente redutor da reação é H+. 
3. O número de oxidação do elemento enxofre no íon HS– é igual a +2. 
4. A reação acima é espontânea, de acordo com a lei de Gibbs. 
5. A equação corretamente balanceada é: 2CH2O + SO42– + H+ → 2CO2 + HS– + 2H2O. 
 
Assinale a alternativa correta. 
→ → → → →
→ → → → →
→ → → → →
→ → → → →
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICAAULA 15 – TERMOQUÍMICA 28 
 
a) Somente as afirmativas 3 e 5 são verdadeiras. 
b) Somente as afirmativas 1, 3 e 4 são verdadeiras. 
c) Somente as afirmativas 1, 2 e 3 são verdadeiras. 
d) Somente as afirmativas 1, 4 e 5 são verdadeiras. 
e) Somente as afirmativas 2, 4 e 5 são verdadeiras. 
 
57. (UFPR/2010) 
Num experimento, um aluno dissolveu 4,04 g de nitrato de potássio em água a 25 oC, totalizando 40 g de 
solução salina. Considere que não há perda de calor para as vizinhanças e a capacidade calorífica da 
solução salina é 4,18 J.g-1.K-1. 
A entalpia de dissolução do nitrato de potássio é ΔH = 34,89 kJ.mol-1. Massas molares (g.mol-1): K = 40, N 
= 14, O = 16. 
 
Com base nos dados fornecidos, a temperatura final da solução será de: 
 
a) 20,1 oC. 
b) 16,6 oC. 
c) 33,4 oC. 
d) 29,9 oC. 
e) 12,8 oC. 
 
58. (UFPR/2008) 
A perspectiva de esgotamento das reservas mundiais de petróleo nas próximas décadas tem incentivado 
o uso de biocombustíveis. Entre eles está o etanol, que no Brasil já vem sendo usado como combustível 
de automóveis há décadas. Usando o gráfico abaixo, considere as afirmativas a seguir: 
 
1. A energia E2 refere-se à entalpia de formação do etanol. 
2. E3 é a energia molar de vaporização da água. 
3. A entalpia de formação do etanol é um processo endotérmico. 
4. E4 é a entalpia de combustão do etanol. 
 
Assinale a alternativa correta. 
a) Somente a afirmativa 4 é verdadeira. 
b) Somente a afirmativa 1 é verdadeira. 
c) Somente as afirmativas 3 e 4 são verdadeiras. 
2 C(s) + 3 H2(g) + 1/2 O2(g)
E1
C2H5OH(l) C2H5OH(l) + 3O2(g)
2 CO2(g) + 3H2O(g)
2 CO2(g) + 3 H2O(l)
E2
E4
E3
Energia 
(pressão constante)
 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 29 
d) Somente as afirmativas 1, 2 e 3 são verdadeiras. 
e) Somente as afirmativas 2 e 3 são verdadeiras. 
 
59. (UFPR/2005) 
Assinale a alternativa correta. 
a) O calor pode se transferir espontaneamente de um corpo mais quente para um corpo mais frio. 
b) À mesma temperatura, a entropia de um mol de água no estado líquido é igual à entropia de um mol 
de água no estado gasoso. 
c) A eletrodeposição de níquel é exemplo de uma reação química espontânea. 
d) Durante a mudança de fase da água pura, do estado líquido para o estado gasoso, a temperatura 
aumenta com o decorrer do tempo. 
e) Há máquinas térmicas que, operando em ciclos, são capazes de retirar calor de uma fonte e transformá-
lo integralmente em trabalho. 
 
60. (UFU MG/2018/1ªFase) 
 
 
Disponível em: <https://www.colegioweb.com.br/wp-content/uploads/21337.jpg.> 
Acesso em 30/03/2018. 
 
O esquema ilustra o aspecto energético da reação de formação de água líquida a partir dos gases 
hidrogênio e oxigênio. 
 
Essa reação é uma 
 
a) eletrólise, que gera a alteração do número de oxidação do oxigênio e do hidrogênio da molécula de 
água. 
b) queima, com absorção de energia durante toda a etapa da reação química entre os reagentes. 
c) combustão, que libera energia na forma de calor e pode ser utilizada na propulsão de naves espaciais. 
d) hidrólise, que ocorre com a formação de água pela reação do oxigênio com o hidrogênio. 
 
61. (UFU MG/2017/1ªFase) 
A obtenção do cloreto de sódio, utilizado como sal de cozinha, pode ser analisada por meio do processo 
termoquímico a que está associada essa transformação. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 30 
 
Disponível:<http://zeus.qui.ufmg.br> Acesso em: 23 abr. 2017. 
 
Desse modo, a partir da análise do gráfico, é possível inferir que 
 
a) as reações endotérmicas associadas ao processo levam a produtos mais estáveis que seus constituintes. 
b) a estabilidade do cloreto de sódio é maior que a dos constituintes do estado intermediário que o 
formam. 
c) a formação do cloro atômico gasoso é um processo espontâneo e uma das etapas finais de obtenção 
do cloreto de sódio. 
d) a emissão de energia na forma de calor produz substâncias mais estáveis energeticamente que o 
cloreto de sódio, tais como o sódio gasoso e o gás cloro. 
 
62. (UFU MG/2014/1ªFase) 
A variação total de entalpia para a conversão de glicose, C6H12O6, em CO2 e água, no metabolismo do 
corpo humano pode ser representada pela equação química abaixo. 
 
C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O(l) + 2.808kJ.mol–1 
 
A equação química mostra que a metabolização da glicose 
 
a) absorve 2.808 kJ.mol–1 na queima da glicose, liberando 6 mols de gás carbônico. 
b) libera energia para o funcionamento e o crescimento do organismo, uma vez que é uma reação 
endotérmica. 
c) libera 1.404 kJ para cada três mols de gás oxigênio que participam da reação química. 
d) possui variação de entalpia positiva e igual a 2.808 kJ/mol de glicose. 
 
63. (UFU MG/2009/1ªFase) 
O etino é conhecido pelo nome trivial de acetileno (aceito pela IUPAC). É utilizado como combustível nos 
chamados maçaricos de oxi-acetileno, uma vez que sua chama é extremamente quente (3000°C). Esses 
maçaricos destinam-se a soldar ferragens ou cortar chapas metálicas. Sob o ponto de vista industrial, o 
acetileno constitui uma das mais importantes matérias-primas. A partir dele, pode-se obter uma 
infinidade de outros compostos usados para fabricar plásticos, tintas, adesivos, fibras têxteis etc. 
O acetileno é um composto importante na chamada indústria carboquímica, isto é, aquela que utiliza 
matérias-primas provenientes do carvão. Aquecendo calcário (CaCO), podemos obter cal virgem (CaO), 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 31 
que, aquecida juntamente com carvão, em uma segunda etapa, produz o carbeto de cálcio, mais 
conhecido como carbureto de cálcio ou pedra de carbureto. 
 
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) 
Calcário Cal virgem 
CaO(s) + 3 C(graf.) → CaC2(s) + CO(g) 
carbeto de cálcio 
 
O CaC2 é um sólido iônico branco-acinzentado que, em contato com a água, reage imediatamente, 
produzindo gás acetileno. A queima do carbureto umedecido libera uma chama muito intensa em função 
da produção de acetileno a partir da reação entre a água e o carbeto. 
 
CaC2(s) + 2 HOH(l) → Ca(OH)2(aq) + C2H2(g) 
 acetileno 
ADAPTADO DE: PERUZZO, F. M.; CANTO, E. QUÍMICA. 
VOL. ED. SÃO PAULO: MODERNA, 2008. 
 
Leia o fragmento a seguir: 
 
"Possantes candeeiros a carbureto iluminam a sala espaçosa pintada a óleo, refletindo a luz forte nas 
lentes escuras que protegem os grandes olhos firmes do poeta, sob as grossas pestanas negras" 
TEJO, Orlando. O Grito de Satanás nas Melancolias in Zé Limeira, Poeta do Absurdo. 
 
Traçando um paralelo entre o texto "A Química do acetileno" e o fragmento da obra de Orlando Tejo, 
assinale a alternativa INCORRETA. 
 
a) A adição de água na pedra de carbureto em chamas impede que o fogo seja apagado. 
b) A melhor forma de se apagar a chama de carbureto do candeeiro é adicionando água. 
c) O CaCO3, presente em uma das equações, representa a fórmula química do composto iônico carbonato 
de cálcio. 
d) Os textos sugerem que a queima do carbureto libera luz e calor, sendo, portanto, uma reação química 
exotérmica de H < 0. 
 
64. (UNESP SP/2021/Conh. Gerais) 
Analise as equações termoquímicas. 
 
C (s) + O2 (g) + Ca (s) CaCO3 (s) = –1 207 kJ/mol 
C (s) + O2 (g) CO2 (g) = –394 kJ/mol 
Ca (s) + O2 (g) CaO (s) = –634 kJ/mol 
 
A partir dessas equações, pode-se prever que o da reação de decomposição do calcário que produz 
cal viva (cal virgem) e dióxido de carbono seja igual a 
 
a) +573 kJ/mol. 
b) +1 601 kJ/mol. 
3
2
→ H
→ H
1
2
→ H
H
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 32 
c) –2 235 kJ/mol. 
d) –1 028 kJ/mol. 
e) +179 kJ/mol. 
 
65. (UNESP SP/2020/Conh. Gerais) 
 
Parque Eólico de Osório, RS 
 
 
O Parque Eólico de Osórioé o maior da América Latina e o segundo maior do mundo em operação. Com 
capacidade produtiva total de 150 MW, tem potência suficiente para abastecer anualmente o consumo 
residencial de energia elétrica de cerca de 650 mil pessoas. 
(www.osorio.rs.gov.br. Adaptado.) 
 
Considere agora a combustão completa do metano, principal componente do gás natural, cuja entalpia 
de combustão completa é cerca de – 9 102 kJ/mol, e que as transformações de energia nessa combustão 
tenham eficiência ideal, de 100%. 
 
Para fornecer a mesma quantidade de energia obtida pelo Parque Eólico de Osório quando opera por 1 
hora com sua capacidade máxima, uma usina termoelétrica a gás necessitaria da combustão completa de 
uma massa mínima de metano da ordem de 
 
a) 10 t. 
b) 5 t. 
c) 25 t. 
d) 15 t. 
e) 20 t. 
 
66. (UNESP SP/2018/Conh. Gerais) 
Analise os três diagramas de entalpia. 
 
 

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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 33 
 
O da combustão completa de 1 mol de acetileno, C2H2 (g), produzindo CO2 (g) e H2O (l) é 
 
a) + 1 140 kJ. 
b) + 820 kJ. 
c) – 1 299 kJ. 
d) – 510 kJ. 
e) – 635 kJ. 
 
67. (UNESP SP/2017/Conh. Gerais) 
O esquema representa um calorímetro utilizado para a determinação do valor energético dos alimentos. 
 
 
(https://quimica2bac.wordpress.com. Adaptado.) 
 
A tabela nutricional de determinado tipo de azeite de oliva traz a seguinte informação: “Uma porção de 
13 mL (1 colher de sopa) equivale a 108 kcal.” 
 
Considere que o calor específico da água seja 1 kcal kg–1 ºC–1 e que todo o calor liberado na combustão 
do azeite seja transferido para a água. Ao serem queimados 2,6 mL desse azeite, em um calorímetro 
contendo 500 g de água inicialmente a 20,0 ºC e à pressão constante, a temperatura da água lida no 
termômetro deverá atingir a marca de 
 
a) 21,6 ºC. 
b) 33,2 ºC. 
c) 45,2 ºC. 
d) 63,2 ºC. 
e) 52,0 ºC. 
 
68. (UNESP SP/2014/Conh. Gerais) 
H
 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 34 
Insumo essencial na indústria de tintas, o dióxido de titânio sólido puro (TiO2) pode ser obtido a partir de 
minérios com teor aproximado de 70% em TiO2 que, após moagem, é submetido à seguinte sequência de 
etapas: 
 
I. aquecimento com carvão sólido 
TiO2 (s) + C (s) → Ti (s) + CO2 (g ) Hreação = +550 kJ  mol–1 
II. reação do titânio metálico com cloro molecular gasoso 
Ti (s) + 2 Cl2 (s) → TiCl4 (l) Hreação = –804 kJ  mol–1 
III. reação do cloreto de titânio líquido com oxigênio molecular gasoso 
TiCl4 (l) + O2 (g ) → TiO2 (s) + 2 Cl2 (g ) Hreação = –140 kJ  mol–1 
 
Considerando as etapas I e II do processo, é correto afirmar que a reação para produção de 1 mol de TiCl4 
(l) a partir de TiO2 (s) é 
 
a) exotérmica, ocorrendo liberação de 1 354 kJ. 
b) exotérmica, ocorrendo liberação de 254 kJ. 
c) endotérmica, ocorrendo absorção de 254 kJ. 
d) endotérmica, ocorrendo absorção de 1 354 kJ. 
e) exotérmica, ocorrendo liberação de 804 kJ. 
 
69. (UNESP SP/2014/Conh. Gerais) 
Foram queimados 4,00 g de carvão até CO2 em um calorímetro. A temperatura inicial do sistema era de 
20,0 ºC e a final, após a combustão, 31,3 ºC. Considere a capacidade calorífica do calorímetro = 21,4 
kcal/ºC e despreze a quantidade de calor armazenada na atmosfera dentro do calorímetro. A quantidade 
de calor, em kcal/g, liberada na queima do carvão, foi de 
 
a) 670. 
b) 62,0. 
c) 167. 
d) 242. 
e) 60,5. 
 
70. (UNESP SP/2013/Conh. Gerais) 
A areia comum tem como constituinte principal o mineral quartzo (SiO2), a partir do qual pode ser obtido 
o silício, que é utilizado na fabricação de microchips. 
A obtenção do silício para uso na fabricação de processadores envolve uma série de etapas. Na primeira, 
obtém-se o silício metalúrgico, por reação do óxido com coque, em forno de arco elétrico, à temperatura 
superior a 1 900 ºC. Uma das equações que descreve o processo de obtenção do silício é apresentada a 
seguir: 
 
SiO2(s) + 2C(s) → Si(l) + 2CO(g) 
 
Dados: 
Hºf SiO2 = –910,9 kJ  mol–1 
Hºf CO = –110,5 kJ  mol–1 
 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 35 
De acordo com as informações do texto, é correto afirmar que o processo descrito para a obtenção do 
silício metalúrgico corresponde a uma reação 
 
a) endotérmica e de oxirredução, na qual o Si4+ é reduzido a Si. 
b) espontânea, na qual ocorre a combustão do carbono. 
c) exotérmica, na qual ocorre a substituição do Si por C. 
d) exotérmica, na qual ocorre a redução do óxido de silício. 
e) endotérmica e de dupla troca. 
 
71. (UNESP SP/2011) 
Um professor de química apresentou a figura como sendo a representação de um sistema reacional 
espontâneo. 
 
 
 
Em seguida, solicitou aos estudantes que traçassem um gráfico da energia em função do caminho da 
reação, para o sistema representado. 
Para atender corretamente à solicitação do professor, os estudantes devem apresentar um gráfico como 
o que está representado em 
 
a) b) 
c) d) 
e) 
 
72. (UNESP SP/2011/Conh. Gerais) 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 36 
Diariamente podemos observar que reações químicas e fenômenos físicos implicam em variações de 
energia. Analise cada um dos seguintes processos, sob pressão atmosférica. 
 
I. A combustão completa do metano (CH4) produzindo CO2 e H2O. 
II. O derretimento de um iceberg. 
III. O impacto de um tijolo no solo ao cair de uma altura h. 
 
Em relação aos processos analisados, pode-se afirmar que: 
 
a) I é exotérmico, II e III são endotérmicos. 
b) I e III são exotérmicos e II é endotérmico. 
c) I e II são exotérmicos e III é endotérmico. 
d) I, II e III são exotérmicos. 
e) I, II e III são endotérmicos. 
 
73. (UNESP SP/2010/Conh. Gerais) 
O carbonato de cálcio pode ser encontrado na natureza na forma de rocha sedimentar (calcário) ou como 
rocha metamórfica (mármore). Ambos encontram importantes aplicações industriais e comerciais. Por 
exemplo, o mármore é bastante utilizado na construção civil tanto para fins estruturais como 
ornamentais. Já o calcário é usado como matéria-prima em diversos processos químicos, dentre eles, a 
produção da cal. 
 
A cal é obtida industrialmente por tratamento térmico do calcário em temperaturas acima de 900 ºC, pela 
reação: 
 
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) 
 
Por suas diferentes aplicações, constitui-se num importante produto da indústria química. Na agricultura 
é usado para correção da acidez do solo, na siderurgia como fundente e escorificante, na fabricação do 
papel é um agente branqueador e corretor de acidez, no tratamento de água também corrige a acidez e 
atua como agente floculante e na construção civil é agente cimentante. 
 
Sobre o processo de obtenção e as propriedades associadas ao produto, indique qual das afirmações é 
totalmente correta. 
 
a) A reação é de decomposição e o CaO é usado como branqueador na indústria do papel, porque é um 
agente oxidante. 
b) A reação é endotérmica e o CaO é classificado como um óxido ácido. 
c) A reação é exotérmica e, se a cal reagir com água, produz Ca(OH)2 que é um agente cimentante. 
d) A reação é endotérmica e o CaO é classificado como um óxido básico. 
e) A reação é de decomposição e no tratamento de água o CaO reduz o pH, atuando como floculante. 
 
74. (UNESP SP/2008/Conh. Gerais) 
Sódio metálico reage com água liberando grande quantidade de calor, o qual pode desencadear uma 
segunda reação, de combustão. Sobre essas reações, é correto afirmar que 
a) os valores de são positivos para as duas reações e H2O é produto da combustão. 
b) o valor de é positivo apenas para a formação de NaOH(aq) e CO2 é um produto da combustão. 
→
H
H
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 37 
c) o valor de é positivo para a formaçãode NaOH (aq) e negativo para a combustão de H2. 
d) os valores de são negativos para as duas reações e H2O é produto da combustão. 
e) os valores de são negativos para as duas reações e CO2 é produto da combustão. 
 
75. (UNESP SP/2007/Conh. Gerais) 
Retiramos diretamente dos alimentos a energia de que necessitamos para viver. Qualquer que seja a 
origem do alimento (vegetal ou animal), pode-se afirmar que seu conteúdo energético é resultado de um 
processo de acúmulo que envolve diversas etapas, sendo sempre a primeira a fotossíntese realizada por 
algum vegetal. 
Com relação a esse processo e à energia de que a vida necessita, afirmou-se: 
I. o Sol é a única fonte de energia necessária para a existência de vida na Terra; 
II. o calor de nosso corpo é resultante de reações exotérmicas; 
III. a Lei de Hess não pode explicar as relações energéticas na cadeia alimentar. 
Está correto o que se afirma apenas em 
a) II. 
b) III. 
c) I e II. 
d) I e III. 
e) II e III. 
 
76. (UNESP SP/2006/Conh. Gerais) 
O monóxido de carbono, um dos gases emitidos pelos canos de escapamento de automóveis, é uma 
substância nociva, que pode causar até mesmo a morte, dependendo de sua concentração no ar. A 
adaptação de catalisadores aos escapamentos permite diminuir sua emissão, pois favorece a formação 
do CO2, conforme a equação a seguir: 
 
CO(g) + 1/2 O2(g) CO2 (g) 
 
Sabe-se que as entalpias de formação para o CO e para o CO2 são, respectivamente, –110,5 kJ·mol–1 e –
393,5 kJ·mol–1. 
É correto afirmar que, quando há consumo de 1 mol de oxigênio por esta reação, serão 
a) consumidos 787 kJ. 
b) consumidos 183 kJ. 
c) produzidos 566 kJ. 
d) produzidos 504 kJ. 
e) produzidos 393,5 kJ. 
 
77. (UNESP SP/2005/Conh. Gerais) 
A oxidação do carbono a dióxido de carbono pode ocorrer em dois passos: 
 
C (s) + 1/2 O2 (g) → CO (g) H° = – 110,5 kJ 
CO (g) + 1/2 O2 (g) → CO2 (g) H° = – 283,0 kJ 
 
A reação total e o valor da entalpia total da reação são, respectivamente: 
 
a) C (s) + 1/2 O2 (g) → CO2 (g); H° = -393,5 kJ 
H
H
H
→

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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 38 
b) C (s) + O2 (g) → CO2 (g); H° = +393,5 kJ 
c) C (s) + O2 (g) → CO2 (g); H° = -393,5 kJ 
d) C (s) + O2 (g) → 2CO (g); H° = +393,5 kJ 
e) C (s) + O2 (g) → 2CO (g); H° = -393,5 Kj 
 
78. (UNESP SP/2005/Conh. Gerais) 
Na termodinâmica, os sistemas são classificados em relação às trocas de massa e de energia com as 
respectivas vizinhanças. O sistema aberto pode trocar com sua vizinhança matéria e energia, o sistema 
fechado pode trocar somente energia, e o sistema isolado não troca nem matéria nem energia. 
 
Considere os sistemas: 
I. café em uma garrafa térmica perfeitamente tampada; 
II. líquido refrigerante da serpentina da geladeira; 
III. calorímetro de bomba no qual foi queimado ácido benzóico. 
 
Identifique os sistemas como aberto, fechado ou isolado. 
a) I - isolado; II - fechado; III – isolado. 
b) I - isolado; II - aberto; III – isolado. 
c) I - aberto; II - isolado; III – isolado. 
d) I - aberto; II - aberto; III – fechado. 
e) I - fechado; II - isolado; III – aberto. 
 
79. (UNICAMP SP/2020) 
Numa fritadeira a ar com potência de 1400 W, um pedaço de carne ficou pronto para ser consumido após 
18 minutos de funcionamento do equipamento. Um cozimento semelhante foi realizado em menor tempo 
em um fogão a gás. Nesse caso, foram consumidos 16 gramas de gás propano, cuja reação de combustão 
é dada por: 
 
C3H8(g) + O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(g); = –2046 kJ mol–1. 
 
Comparando os dois processos de cozimento, o consumo de energia foi maior empregando-se 
 
a) o fogão a gás, sendo cerca de 1,5 vezes maior que o consumo da fritadeira a ar. 
b) o fogão a gás, sendo cerca de 12 vezes maior que o consumo da fritadeira a ar. 
c) a fritadeira a ar, sendo cerca de 6 vezes maior que o consumo do fogão a gás. 
d) a fritadeira a ar, sendo cerca de 2 vezes maior que o consumo do fogão a gás. 
 
80. (UNICAMP SP/2018) 
Mesmo em manhãs bem quentes, é comum ver um cão tomando sol. O pelo do animal esquenta e sua 
língua do lado de fora sugere que ele está cansado. O pelo do animal está muito quente, mas mesmo 
assim o cão permanece ao sol, garantindo a produção de vitamina D3. Durante essa exposição ao sol, 
ocorrem transferências de energia entre o cão e o ambiente, por processos indicados por números na 
figura abaixo. 
 
→ H
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 39 
 
(Adaptado de KHAN ACADEMY, Endotherms and ectotherms. Disponível em 
www.khanacademy.org. Acessado em 26/07/17.) 
 
Em ordem crescente, os números correspondem, respectivamente, aos processos de 
 
a) convecção, evaporação, radiação, condução e radiação. 
b) convecção, radiação, condução, radiação e evaporação. 
c) condução, evaporação, convecção, radiação e radiação. 
d) condução, radiação, convecção, evaporação e radiação. 
 
81. (UNICAMP SP/2018) 
Em 12 de maio de 2017 o Metrô de São Paulo trocou 240 metros de trilhos de uma de suas linhas, numa 
operação feita de madrugada, em apenas três horas. Na solda entre o trilho novo e o usado empregou-se 
uma reação química denominada térmita, que permite a obtenção de uma temperatura local de cerca de 
2.000 ºC. A reação utilizada foi entre um óxido de ferro e o alumínio metálico. 
De acordo com essas informações, uma possível equação termoquímica do processo utilizado seria 
 
a) Fe2O3 + 2Al 2Fe + Al2O3 ; = +852 kJ.mol–1. 
b) FeO3 + Al Fe + AlO3 ; = –852 kJ.mol–1. 
c) FeO3 + Al Fe + AlO3 ; = +852 kJ.mol–1. 
d) Fe2O3 + 2Al 2Fe + Al2O3 ; = –852 kJ.mol–1. 
 
82. (UNICAMP SP/2017) 
“Quem tem que suar é o chope, não você”. Esse é o slogan que um fabricante de chope encontrou para 
evidenciar as qualidades de seu produto. Uma das interpretações desse slogan é que o fabricante do 
chope recomenda que seu produto deve ser ingerido a uma temperatura bem baixa. 
Pode-se afirmar corretamente que o chope, ao suar, tem a sua temperatura 
 
a) diminuída, enquanto a evaporação do suor no corpo humano evita que sua temperatura aumente. 
b) aumentada, enquanto a evaporação do suor no corpo humano evita que sua temperatura diminua. 
c) diminuída, enquanto a evaporação do suor no corpo humano evita que sua temperatura diminua. 
d) aumentada, enquanto a evaporação do suor no corpo humano evita que sua temperatura aumente. 
 
83. (UNICAMP SP/2015) 
Hot pack e cold pack são dispositivos que permitem, respectivamente, aquecer ou resfriar objetos 
rapidamente e nas mais diversas situações. Esses dispositivos geralmente contêm substâncias que sofrem 
→ H
→ H
→ H
→ H
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 40 
algum processo quando eles são acionados. Dois processos bastante utilizados nesses dispositivos e suas 
respectivas energias estão esquematizados nas equações 1 e 2 apresentadas a seguir. 
 
NH4NO3(s)+H2O(l) → NH4+(aq)+NO3–(aq) Η = 26 kJ mol–1 1 
CaCl2(s)+H2O(l) → Ca2+(aq)+2Cl– (aq) Η = –82 kJ mol–1 2 
 
De acordo com a notação química, pode-se afirmar que as equações 1 e 2 representam processos de 
 
a) dissolução, sendo a equação 1 para um hot pack e a equação 2 para um cold pack. 
b) dissolução, sendo a equação 1 para um cold pack e a equação 2 para um hot pack. 
c) diluição, sendo a equação 1 para um cold pack e a equação 2 para um hot pack. 
d) diluição, sendo a equação 1 para um hot pack e a equação 2 para um cold pack. 
 
84. (UNICAMP SP/2015) 
Um artigo científico recente relata um processo de produção de gás hidrogênio e dióxido de carbono a 
partir de metanol e água. Uma vantagem dessa descoberta é que o hidrogênio poderia assim ser gerado 
em um carro e ali consumido na queima com oxigênio. Dois possíveis processos de usodo metanol como 
combustível num carro – combustão direta ou geração e queima do hidrogênio – podem ser equacionados 
conforme o esquema abaixo: 
 
CH3OH(g) + 3/2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) combustão direta 
 
CH3OH(g) + H2O(g) → CO2(g) + 3H2(g) geração e queima de 
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) hidrogênio 
 
De acordo com essas equações, o processo de geração e queima de hidrogênio apresentaria uma variação 
de energia 
 
a) diferente do que ocorre na combustão direta do metanol, já que as equações globais desses dois 
processos são diferentes. 
b) igual à da combustão direta do metanol, apesar de as equações químicas globais desses dois processos 
serem diferentes. 
c) diferente do que ocorre na combustão direta do metanol, mesmo considerando que as equações 
químicas globais desses dois processos sejam iguais. 
d) igual à da combustão direta do metanol, já que as equações químicas globais desses dois processos são 
iguais. 
 
85. (UNICAMP SP/2012) 
Apesar de todos os esforços para se encontrar fontes alternativas de energia, estima-se que em 2030 os 
combustíveis fósseis representarão cerca de 80% de toda a energia utilizada. Alguns combustíveis fósseis 
são: carvão, metano e petróleo, do qual a gasolina é um derivado. 
 
No funcionamento de um motor, a energia envolvida na combustão do n-octano promove a expansão dos 
gases e também o aquecimento do motor. Assim, conclui-se que a soma das energias envolvidas na 
formação de todas as ligações químicas é 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 41 
a) maior que a soma das energias envolvidas no rompimento de todas as ligações químicas, o que faz o 
processo ser endotérmico. 
b) menor que a soma das energias envolvidas no rompimento de todas as ligações químicas, o que faz o 
processo ser exotérmico. 
c) maior que a soma das energias envolvidas no rompimento de todas as ligações químicas, o que faz o 
processo ser exotérmico. 
d) menor que a soma das energias envolvidas no rompimento de todas as ligações químicas, o que faz o 
processo ser endotérmico. 
 
86. UNICENTRO 2019 
Quando a mistura de um mol de H2(g) e um mol de I2(g) é aquecida a 500K, o produto resultante da reação 
é HI(g). Para essa reação, a 500K, a variação na entalpia encontrada foi -10,8 kJ mol-1 e a variação da 
entropia, 17,7 J K-1 mol-1. Com relação à reação, é correto afirmar: 
 
a) A reação é exotérmica e a entropia do sistema diminui. 
b) A reação é endotérmica e um aumento na pressão sobre o sistema provoca um deslocamento da reação 
para o lado dos reagentes. 
c) A reação apresenta um aumento de entropia e ocorre espontaneamente. 
d) Valores da entalpia e da entropia do sistema indicam que a reação não ocorre espontaneamente. 
e) A reação ocorre com um aumento de entropia e é endotérmica. 
 
87. UNICENTRO 2017 
 
 
Os conversores catalíticos dos veículos automotores são dispositivos usados para reduzir as emissões 
nocivas de poluentes atmosféricos. Nas grandes cidades, a dispersão de gases tóxicos torna-se 
potencialmente grave para a população, principalmente idosa e infantil. Atualmente, o uso de sistemas 
de injeção eletrônica e de catalisadores, nos escapamentos diminuem o lançamento de poluentes para a 
atmosfera. Os catalisadores aceleram reações químicas que transformam poluentes, como o monóxido 
de carbono, CO(g), em dióxido de carbono, CO2(g), menos prejudiciais à saúde. 
 
Considerando-se essas informações e com base nos conhecimentos de química, é correto concluir: 
 
a) Os catalisadores reduzem a entalpia das reações químicas. 
b) A variação de entalpia da combustão do monóxido de carbono, representada pela equação química III, 
é 284,0kJ. 
c) Os catalisadores agem acelerando apenas a velocidade direta de reação química de um sistema em 
equilíbrio químico. 
d) O catalisador aumenta a energia do estado de transição e, consequentemente. a velocidade das 
reações químicas de redução de poluentes. 
e) Os catalisadores aumentam o rendimento de produtos menos prejudiciais à saúde, ao acelerar as 
reações químicas de transformação de poluentes. 
 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 42 
88. UNICENTRO 2017 
 
 
Em um recipiente aberto, a água evapora até o fim, na temperatura e pressão ambiente. Entretanto, 
quando o recipiente é fechado, as moléculas de água são impedidas de escapar, ocorrendo, então, um 
equilíbrio de evaporação entre água líquida e vapor, a 25oC e 1,0atm. 
 
Uma análise dessas informações permite corretamente concluir: 
 
a) A diminuição de temperatura do sistema em equilíbrio promove o aumento da velocidade de 
escapamento de moléculas de água para a fase de vapor. 
b) O rendimento de vapor de água é alterado com modificações na concentração de água do sistema em 
equilíbrio. 
c) A partir do aumento de pressão sobre o sistema em equilíbrio, as moléculas de água absorvem calor e 
retornam à fase líquida. 
d) A variação de entalpia permanece constante, quando a água atinge a mudança de estado físico, no 
equilíbrio de evaporação. 
e) As moléculas de água, na fase de vapor, possuem energias cinéticas iguais. 
 
89. UNICENTRO 2016 
Considere os dados a seguir a 25 ◦C e 1 atm. 
 
 
 
Com base nessas informações e nos conhecimentos sobre termoquímica, assinale a alternativa que 
apresenta, corretamente, a entalpia da reação C(s) + CO2(g) → 2CO(g). 
 
a) −120 kcal 
b) −70 kcal 
c) +44 kcal 
d) +45 kcal 
e) +108 kcal 
 
90. UNICENTRO 2015/1 
O cloreto de alumínio anidro é um sal e foi a primeira substância utilizada como antitranspirante. 
Entretanto, passou a causar irritações na pele e mancha nos tecidos. Por isso, vem sendo substituído pelos 
sais hidratados de cloreto de alumínio, chamados de cloridratos de alumínio, que não apresentam esses 
inconvenientes. 
 
A reação para a formação do cloreto de alumínio anidro é dada a partir das informações a seguir. 
 
2Al(s) + 3Cl2(g) → 2AlCl3(s) 
 
Dados: 2Al(s) + 6HCl(aq) → 2AlCl3(aq) + 3H2(g) ∆H = −1049,0 kJ 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 43 
 
HCℓ(g) → HCℓ(aq) ∆H = 00−74,8 kJ 
 
H2(g) + Cℓ2(g) → 2HCℓ(g) ∆H = 0−185,0 kJ 
 
AℓCℓ3(s) → AℓCℓ3(aq) ∆H = 0−323,0 kJ 
 
Assinale a alternativa que apresenta, corretamente, a entalpia dessa reação. 
 
a) ∆H = −1631,8 kJ 
b) ∆H = −1406,8 kJ 
c) ∆H =0−466,2 kJ 
d) ∆H = +1406,8 kJ 
e) ∆H = +1631,8 kJ 
 
91. UNICENTRO 2014/1 
A equação termoquímica para a combustão do carbono a monóxido de carbono é dada a seguir. 
 
 
Sabendo que 
 ΔH = −394 kJ mol−1 
 ΔH = −283 kJ mol−1 
 
Assinale a alternativa que apresenta, corretamente, o valor do calor envolvido na reação de combustão 
do carbono a monóxido de carbono. 
 
a) ΔH = −677 kJ 
b) ΔH = −394 kJ 
c) ΔH = −283 kJ 
d) ΔH = −111 kJ 
e) ΔH = +111 kJ 
 
92. UNICENTRO 2013/2 
Analisando as equações intermediárias a seguir, assinale a alternativa que indica o calor liberado ou 
absorvido, em kcal, na entalpia de formação de 88g de gás propano. 
 
• C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH = - 94 kcal 
• H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ΔH = - 68,3 kcal 
• C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(g) ΔH = - 531,1 kcal 
 
a) + 24,1. 
b) - 24,1. 
c) + 48,2. 
d) – 48,2. 
e) +84,4. 
 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 44 
93. UNICENTRO 2012/2 
 
 
Os processos de combustão do etanol, C2H6O(l), utilizado como combustível em veículos, e da propanona, 
C3H6O(l), solvente de tintas e vernizes,são representados, respectivamente, pelas equações 
termoquímicas I e II. 
 
Considerando-se essas informações e a densidade do etanol igual a 0,8g.mL, é correto concluir: 
 
a) O poder calorífico do etanol, em kJ.g−1, é maior do que o da propanona. 
b) As reações representadas pelas equações químicas são processos endotérmicos. 
c) O etanol e a propanona são isômeros funcionais utilizados como fonte de energia. 
d) A combustão de 6,0L de etanol libera uma quantidade de energia equivalente, aproximadamente, a 
1,4.105kJ. 
e) A combustão de massas iguais de etanol e de propanona libera a mesma quantidade de matéria de gás 
carbônico. 
 
94. UNICENTRO 2011/1 
Pesquisadores estão transformando restos de biomassa em briquetes e pellets, combustível granulado 
resultante do aproveitamento de resíduos de madeira que podem ser utilizados em pizzaria, churrascaria 
e também exportados para países de clima frio que utilizam óleo diesel e carvão mineral na calefação. 
Uma análise da utilização de restos de biomassa como combustível em substituição ao óleo diesel e ao 
carvão mineral permite afirmar: 
 
a) A utilização de resíduos de madeira como combustível constitui processo sustentável de produção de 
energia. 
b) O óleo diesel só é utilizado como combustível se for isento de enxofre porque, nessa circunstância, é 
usado como fonte de energia renovável. 
c) A fumaça que se desprende na combustão de lenha, utilizada em pizzarias e churrascarias, está livre de 
produtos nocivos à saúde. 
d) Os restos de biomassa transformados em briquetes e pellets seriam melhor aproveitados se fossem 
enterrados e decompostos de forma anaeróbica. 
e) A substituição de óleo diesel e de carvão mineral por biomassa não é recomendável em razão da 
poluição gerada pela emissão de CO2(g) no processo de combustão desses materiais. 
 
95. UNICENTRO 2011/1 
 
 
Em virtude de a entalpia, H, ser uma função de estado, a sua variação, ΔH, associada a qualquer processo 
químico, depende unicamente da natureza do estado inicial dos reagentes e do estado final dos produtos. 
Assim, uma determinada reação química pode ocorrer em uma única etapa ou em uma série de etapas. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 45 
Tendo em vista essas considerações sobre a variação de entalpia de uma reação química, é correto 
afirmar: 
 
a) As variações de entalpia padrão de formação do CO2(g) e da H2O(l) são, respectivamente, − 393,5kJ e − 
285,8kJ. 
b) A equação química II deve ser multiplicada por 2 e somada à equação química I no cálculo da variação 
de entalpia da equação química IV. 
c) A entalpia da reação química IV não pode ser determinada porque a entalpia dos reagentes é igual a 
zero. 
d) A variação de entalpia, ΔH, de reação química representada pela equação química IV é 620,3kJ. 
e) O calor de formação de C2H2(g) é calculado somando-se as variações de entalpia das equações químicas 
I, II e III. 
 
96. UNICENTRO 2009/2 
Em casas de artigos esportivos, é possível comprar sacos plásticos que, ao serem ativados, liberam calor 
e podem ser utilizados em acampamentos para se aquecer mãos e pés. 
 
A reação responsável pelo aquecimento é: 
 
 
 
Essa reação 
 
a) é endotérmica. 
b) precisa de calor para acontecer. 
c) apresenta ΔH=0, aquecendo o meio. 
d) tem ΔH negativo, liberando calor. 
e) possui entalpia dos produtos maior que a dos reagentes. 
 
97. UNICENTRO 2014/2 
Sabendo que os valores de calor de formação (ΔHf ) do CH4 (g) = −75 kJ/mol, do CCℓ4 (g) = −96 kJ/mol, do 
HCℓ(g) = −92 kJ/mol, assinale a alternativa que apresenta, corretamente, o valor do ΔH da reação a seguir. 
 
CH4 (g) + 4Cℓ2 (g) → CCℓ4 (g) + 4HCℓ (g) 
 
a) ΔH = −389 kJ 
b) ΔH = −226 kJ 
c) ΔH = −113 kJ 
d) ΔH = −96 kJ 
e) ΔH = −75 kJ 
 
98. UNICENTRO 2013/1 
O etanol (C2H6O) e o álcool presente nas bebidas alcoólicas utilizadas, por exemplo, na preparação de 
alimentos flambados. A combustão completa desta substância pode ser representada pela seguinte 
equação termoquímica não balanceada: 
 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 46 
C2H6O(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l) ΔH = -1368kJ mol-1 
 
Em relação às informações apresentadas, assinale a alternativa correta. 
 
a) A variação de entalpia na combustão completa pode ser denominada entalpia de combustão ou 
entalpia de formação do álcool etílico. 
b) Quando os combustíveis fósseis são formados por carbono, hidrogênio e oxigênio, os produtos das 
reações de combustão completa serão sempre CO e H2O. 
c) Esta reação é classificada como exotérmica, logo a energia dos reagentes é menor que a energia dos 
produtos. 
d) Quando 52g de álcool etílico são queimados são produzidos aproximadamente 100g de gás carbônico. 
e) A representação gráfica desta equação termoquímica pode ser representada por: 
 
 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 47 
 
Já Caiu Na FUVEST 
99. (FUVEST SP/2020) 
Equipamentos domésticos chamados de vaporizadores para roupa utilizam o vapor de água gerado por 
um sistema de resistências elétricas a partir de água líquida. Um equipamento com potência nominal de 
1.600 W foi utilizado para passar roupas por 20 minutos, consumindo 540 mL de água. Em relação ao 
gasto total de energia do equipamento, o gasto de energia utilizado apenas para vaporizar a água, após 
ela já ter atingido a temperatura de ebulição, equivale a, aproximadamente, 
 
a) 0,04%. 
b) 0,062%. 
c) 4,6%. 
d) 40%. 
e) 62%. 
 
Note e adote: 
Entalpia de vaporização da água a 100 °C = 40 kJ/mol; 
Massa molar da água = 18 g/mol; 
Densidade da água = 1 g/mL. 
 
100. (FUVEST SP/2018) 
A energia liberada na combustão do etanol de cana-de-açúcar pode ser considerada advinda da energia 
solar, uma vez que a primeira etapa para a produção do etanol é a fotossíntese. As transformações 
envolvidas na produção e no uso do etanol combustível são representadas pelas seguintes equações 
químicas: 
 
6 CO2 (g) + 6 H2O (g) C6H12O6 (aq) + 6 O2 (g) 
C6H12O6 (aq) 2 C2H5OH (l) + 2 CO2 (g) = –70 kJ/mol 
C2H5OH (l) + 3O2 (g) 2 CO2 (g) + 3 H2O (g) = –1.235 kJ/mol 
 
Com base nessas informações, podemos afirmar que o valor de para a reação de fotossíntese é 
 
a) –1.305 kJ/mol. 
b) +1.305 kJ/mol. 
c) +2.400 kJ/mol. 
d) –2.540 kJ/mol. 
e) +2.540 kJ/mol. 
 
101. (FUVEST SP/2017) 
Na estratosfera, há um ciclo constante de criação e destruição do ozônio. A equação que representa a 
destruição do ozônio pela ação da luz ultravioleta solar (UV) é 
 
O gráfico representa a energia potencial de ligação entre um dos átomos de oxigênio que constitui a 
molécula de O3 e os outros dois, como função da distância de separação r. 
→
→ H
→ H
H
OOO 2
UV
3 +⎯⎯→⎯
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 48 
 
 
 
A frequência dos fótons da luz ultravioleta que corresponde à energia de quebra de uma ligação da 
molécula de ozônio para formar uma molécula de O2 e um átomo de oxigênio é, aproximadamente, 
 
a) 1 1015 Hz 
b) 2 1015 Hz 
c) 3 1015 Hz 
d) 4 1015 Hz 
e) 5 1015 Hz 
 
Note e adote: 
E = hf 
E é a energia do fóton. 
f é a frequência da luz. 
Constante de Planck, h = 6 10–34 J s 
 
102. (FUVEST SP/2017) 
Sob certas condições, tanto o gás flúor quanto o gás cloro podem reagir com hidrogênio gasoso, 
formando, respectivamente, os haletos de hidrogênio HF e , gasosos. Pode-se estimar a variação de 
entalpia de cada uma dessas reações, utilizando-se dados de energia de ligação. A tabela apresenta 
os valores de energia de ligação dos reagentes e produtos dessas reações a 25 ºC e 1 atm. 
 
 
 
Com base nesses dados, um estudante calculou a variação de entalpia de cada uma das reações e 
concluiu, corretamente, que, nas condições empregadas, 
 
a) a formação de HF (g) é a reação que libera mais energia. 
b) ambas as reações são endotérmicas.




 
HC
)H(
)H(
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 49 
c) apenas a formação de (g) é endotérmica. 
d) ambas as reações têm o mesmo valor de H. 
e) apenas a formação de (g) é exotérmica. 
 
103. (FUVEST SP/2016) 
O biogás pode substituir a gasolina na geração de energia. Sabe-se que 60%, em volume, do biogás são 
constituídos de metano, cuja combustão completa libera cerca de 900 kJ/mol. 
Uma usina produtora gera 2.000 litros de biogás por dia. Para produzir a mesma quantidade de energia 
liberada pela queima de todo o metano contido nesse volume de biogás, será necessária a seguinte 
quantidade aproximada (em litros) de gasolina: 
 
a) 0,7 
b) 1,0 
c) 1,7 
d) 3,3 
e) 4,5 
 
Note e adote: 
Volume molar nas condições de produção de biogás: 24 L/mol; 
energia liberada na combustão completa da gasolina: 4,5 104 kJ/L. 
 
104. (FUVEST SP/2013) 
A partir de considerações teóricas, foi feita uma estimativa do poder calorífico (isto é, da quantidade de 
calor liberada na combustão completa de 1 kg de combustível) de grande número de hidrocarbonetos. 
Dessa maneira, foi obtido o seguinte gráfico de valores teóricos: 
 
 
 
Dados: 
Massas molares (g/mol) 
C = 12,0 
HC
HC

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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 50 
H = 1,00 
 
Com base no gráfico, um hidrocarboneto que libera 10.700 kcal/kg em sua combustão completa pode ser 
representado pela fórmula 
 
a) CH4 
b) C2H4 
c) C4H10 
d) C5H8 
e) C6H6 
 
105. (FUVEST SP/2012) 
Em cadeias carbônicas, dois átomos de carbono podem formar ligação simples (C–C), dupla (C=C) ou tripla 
(CC). Considere que, para uma ligação simples, a distância média de ligação entre os dois átomos de 
carbono é de 0,154 nm, e a energia média de ligação é de 348 kJ/mol. 
Assim sendo, a distância média de ligação (d) e a energia média de ligação (E), associadas à ligação dupla 
(C=C), devem ser, respectivamente, 
 
a) d < 0,154 nm e E > 348 kJ/mol. 
b) d < 0,154 nm e E < 348 kJ/mol. 
c) d = 0,154 nm e E = 348 kJ/mol. 
d) d > 0,154 nm e E < 348 kJ/mol. 
e) d > 0,154 nm e E > 348 kJ/mol. 
 
106. (FUVEST SP/2012) 
O monóxido de nitrogênio (NO) pode ser produzido diretamente a partir de dois gases que são os 
principais constituintes do ar atmosférico, por meio da reação representada por 
 
N2(g) + O2(g) → 2NO(g) H = +180 kJ. 
 
O NO pode ser oxidado, formando o dióxido de nitrogênio (NO2), um poluente atmosférico produzido nos 
motores a explosão: 
 
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) H = –114 kJ. 
 
Tal poluente pode ser decomposto nos gases N2 e O2: 
 
2NO2(g) → N2(g) + 2O2(g). 
 
Essa última transformação 
 
a) libera quantidade de energia maior do que 114 kJ. 
b) libera quantidade de energia menor do que 114 kJ. 
c) absorve quantidade de energia maior do que 114 kJ. 
d) absorve quantidade de energia menor do que 114 kJ. 
e) ocorre sem que haja liberação ou absorção de energia. 
 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 51 
107. (FUVEST SP/2010) 
O “besouro bombardeiro” espanta seus predadores, expelindo uma solução quente. Quando ameaçado, 
em seu organismo ocorre a mistura de soluções aquosas de hidroquinona, peróxido de hidrogênio e 
enzimas, que promovem uma reação exotérmica, representada por: 
 
 
 
O calor envolvido nessa transformação pode ser calculado, considerando-se os processos: 
 
C6H4(OH)2 (aq) C6H4O2(aq) + H2(g) = + 177 kJ.mol–1 
H2O(l) + 1/2 O2(g) H2O2(aq) = + 95 kJ. mol–1 
H2O(l) 1/2 O2(g) + H2(g) = + 286 kJ.mol–1 
 
Assim sendo, o calor envolvido na reação que ocorre no organismo do besouro é 
 
a) –558 kJ.mol–1 
b) –204 kJ.mol–1 
c) +177 kJ.mol–1 
d) +558 kJ.mol–1 
e) +585 kJ.mol–1 
 
108. (FUVEST SP/2008) 
Pode-se calcular a entalpia molar de vaporização do etanol a partir das entalpias das reações de 
combustão representadas por 
 
 
 
Para isso, basta que se conheça, também, a entalpia molar de 
a) vaporização da água. 
b) sublimação do dióxido de carbono. 
c) formação da água líquida. 
d) formação do etanol líquido. 
e) formação do dióxido de carbono gasoso. 
 
109. (FUVEST SP/2007) 
A dissolução de um sal em água pode ocorrer com liberação de calor, absorção de calor ou sem efeito 
térmico. Conhecidos os calores envolvidos nas transformações, mostradas no diagrama que segue, é 
possível calcular o calor da dissolução de cloreto de sódio sólido em água, produzindo Na+(aq) e Cl-(aq). 
 
nahidroquino
OHaqOHC
enzima
aqOHaqOHHC )(22)(246)(2)(2)(46 +⎯⎯⎯ →⎯+
⎯→⎯
oΔH
⎯→⎯
oΔH
⎯→⎯
oΔH
122252 H )(OH 3)g(CO 2)g(O 3)(OHHC +→+ 
222252 H )g(OH 3)g(CO 2)g(O 3)g(OHHC +→+
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 52 
 
 
Com os dados fornecidos, pode-se afirmar que a dissolução de 1 mol desse sal 
a) é acentuadamente exotérmica, envolvendo cerca de 103 kJ. 
b) é acentuadamente endotérmica, envolvendo cerca de 103 kJ. 
c) ocorre sem troca de calor. 
d) é pouco exotérmica, envolvendo menos de 10 kJ. 
e) é pouco endotérmica, envolvendo menos de 10 kJ. 
 
110. (FUVEST SP/2006) 
As reações, em fase gasosa, representadas pelas equações I, II e III, liberam, respectivamente, as 
quantidades de calor Q1J, Q2J e Q3J, sendo Q3> Q2 > Q1. 
 
I) 2NH3 + 5/2 O2 → 2NO + 3H2O H1 = –Q1J 
II) 2NH3 + 7/2 O2 → 2NO2 + 3H2O H2 = –Q2J 
III) 2NH3 + 4 O2 → N2O5 + 3H2O H3 = –Q3J 
 
Assim sendo, a reação representada por 
IV) N2O5 → 2NO2 + 1/2 O2 H4 
 
será: 
a) exotérmica, com H4 = (Q3 – Q1)J. 
b) endotérmica, com H4 = (Q2 – Q1)J. 
c) exotérmica, com H4 = (Q2 – Q3)J. 
d) endotérmica, com H4 = (Q3 – Q2)J. 
e) exotérmica, com H4 = (Q1 – Q2)J. 
 
111. (FUVEST SP/2006) 
O Ibuprofeno é um remédio indicado para o alívio da febre e da dor, como dor de cabeça, dor muscular, 
dor de dentes, enxaqueca ou cólica menstrual. Além disso, também pode ser usado para aliviar a dor no 
corpo e febre, em caso de sintomas de gripes e resfriados comuns. 
Disponível em: <https://www.tuasaude.com/ibuprofeno-alivium/>. 
Acesso em: 10 jul. 2018. Adaptado. 
 
Quimicamente falando, não se deve tomar água ..................., mas apenas água ................... . A água 
.................. inúmeros sais, por exemplo, o cloreto de .................., o mais abundante na água do mar. Em 
regiões litorâneas, ameniza variações bruscas de temperatura, graças à sua capacidade de armazenar 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 53 
grande quantidade de energia térmica, o que se deve ao seu alto .................... . Na forma de suor, sua 
evaporação abaixa a temperatura do corpo humano, para o que contribui seu elevado .................... . 
 
Completa-se corretamente o texto, obedecendo-se a ordem em que as lacunas aparecem, por: 
a) pura, potável, dissolve, sódio, calor específico, calor de vaporização. 
b) de poço, pura, dissolve, magnésio, calor específico, calor de vaporização. 
c) destilada, potável, dilui, sódio, calor de vaporização, calor específico. 
d) de poço, destilada, dissolve, magnésio, calor de vaporização, calor específico. 
e) pura, destilada, dilui, sódio, calor de vaporização, calor específico. 
 
112. (FUVEST SP/2006) 
Em determinado processo industrial, ocorre uma transformação química, que pode ser representada pela 
equação genérica 
 
x A(g) + yB(g) zC(g) 
 
 
 
O gráfico representa a porcentagem, em mols, de C na mistura, sob várias condições de pressão e 
temperatura. Com base nesses dados, pode-se afirmar que essa reação é: 
a) exotérmica, sendo x + y = z 
b) endotérmica, sendo x + y < z 
c) exotérmica, sendo x + y > z 
d) endotérmica, sendo x + y = z 
e) endotérmica, sendo x + y > z 
 
113. (FUVEST SP/2005) 
Oshidrocarbonetos isômeros antraceno e fenantreno diferem em suas entalpias (energias). Esta 
diferença de entalpia pode ser calculada, medindo-se o calor de combustão total desses compostos em 
idênticas condições de pressão e temperatura. Para o antraceno, há liberação de 7060 kJ mol–1 e para o 
fenantreno, há liberação de 7040 kJ mol–1. 
 
Sendo assim, para 10 mols de cada composto, a diferença de entalpia é igual a: 
a) 20 kJ, sendo o antraceno o mais energético. 
b) 20 kJ, sendo o fenantreno o mais energético. 
c) 200 kJ, sendo o antraceno o mais energético. 
→

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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 54 
d) 200 kJ, sendo o fenantreno o mais energético. 
e) 2000 kJ, sendo o antraceno o mais energético. 
 
114. (FUVEST SP/2004) 
Nas condições ambiente, ao inspirar, puxamos para nossos pulmões, aproximadamente, 0,5 L de ar, então 
aquecido da temperatura ambiente (25°C) até a temperatura do corpo (36°C). Fazemos isso cerca de 
16x103 vezes em 24 h. Se, nesse tempo, recebermos, por meio da alimentação, 1,0 x 107 J de energia, a 
porcentagem aproximada dessa energia, que será gasta para aquecer o ar inspirado, será de: 
 
ar atmosférico nas condições ambiente: 
densidade = 1,2 g/L 
calor específico = 1,0 J g-1 °C-1 
 
a) 0,1 % 
b) 0,5 % 
c) 1 % 
d) 2 % 
e) 5 % 
 
115. (FUVEST SP/2002) 
Considere as reações de oxidação dos elementos Al, Mg e Si representadas pelas equações abaixo e o 
calor liberado por mol de O2 consumido. 
 
4/3 Al + O2 → 2/3 Al2O3 ∆H = -1120 kJ/mol de O2 
2Mg + O2 → 2MgO ∆H = -1200 kJ/mol de O2 
Si + O2 → SiO2 ∆H = -910 kJ/mol de O2 
 
Em reações iniciadas por aquecimento, dentre esses elementos, aquele que reduz dois dos óxidos 
apresentados e aquele que reduz apenas um deles, em reações exotérmicas, são, respectivamente, 
a) Mg e Si 
b) Mg e Al 
c) Al e Si 
d) Si e Mg 
e) Si e Al 
 
116. (FUVEST SP/2002) 
Buscando processos que permitam o desenvolvimento sustentável, cientistas imaginaram um 
procedimento no qual a energia solar seria utilizada para formar substâncias que, ao reagirem, liberariam 
energia: 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 55 
 
 
A = refletor parabólico C = reator exotérmico 
B = reator endotérmico D e E = reservatórios 
 
Considere as seguintes reações 
I) 2H2 + 2CO → CH4 + CO2 
II) CH4 + CO2 → 2H2 + 2CO 
 
e as energias médias de ligação: 
H-H 4,4 x 102 kJ/mol 
C ≡ O (CO) 10,8 x 102 kJ/mol 
C=O (CO2) 8,0 x 102 kJ/mol 
C-H 4,2 x 102 kJ/mol 
 
A associação correta que ilustra tal processo é: 
 
 
 
 
Gabarito Sem Comentários 
 
1. A 2. D 3. B 
A
B C
D
E
Sol
Reação que 
ocorre em B
Conteúdo de DConteúdo de E
a.
b.
c.
d.
e.
I
II
I
II
I
CH + CO CO
CH + CO H + CO
H + CO CH + CO
H + CO CH + CO
CH CO4
4
4
4
4 2
2
2
2
2
2
2
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 56 
4. A 
5. C 
6. B 
7. B 
8. D 
9. B 
10. D 
11. C 
12. B 
13. B 
14. C 
15. B 
16. A 
17. B 
18. B 
19. A 
20. A 
21. B 
22. B 
23. A 
24. B 
25. B 
26. A 
27. D 
28. C 
29. E 
30. B 
31. C 
32. A 
33. D 
34. A 
35. D 
36. A 
37. B 
38. A 
39. C 
40. B 
41. A 
42. B 
43. E 
44. E 
45. A 
46. D 
47. B 
48. C 
49. A 
50. B 
51. A 
52. B 
53. C 
54. D 
55. D 
56. D 
57. B 
58. A 
59. A 
60. C 
61. B 
62. C 
63. B 
64. E 
65. A 
66. C 
67. D 
68. B 
69. E 
70. A 
71. D 
72. B 
73. D 
74. D 
75. C 
76. C 
77. C 
78. A 
79. D 
80. C 
81. D 
82. D 
83. B 
84. D 
85. C 
86. C 
87. E 
88. D 
89. D 
90. B 
91. D 
92. D 
93. D 
94. A 
95. A 
96. D 
97. C 
98. D 
99. E 
100. E 
101. A 
102. A 
103. B 
104. B 
105. A 
106. B 
107. B 
108. A 
109. E 
110. D 
111. A 
112. C 
113. C 
114. C 
115. B 
116. B 
 
Questões Resolvidas e Comentadas 
1. (ACAFE SC/2020) 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 57 
Uma empresa resolveu analisar a substituição do combustível utilizado em suas caldeiras com o objetivo 
de diminuir os impactos ambientais de sua atividade econômica. O projeto em estudo prevê substituir o 
carvão mineral por gás natural (CH4) como combustível. Sabendo que, atualmente, a empresa utiliza 10 
kg de carvão mineral com 90% de pureza em carbono para aquecer certa massa de água de 25 ºC até 75 
ºC, assinale a alternativa que apresenta os valores aproximados da massa de água aquecida e do volume 
de gás natural necessário (nas CNTP) para substituir o carvão mineral, neste processo industrial. 
Dados: c = 1 cal/g.ºC; Calores de Combustão: C = 96 kcal/mol; CH4 = 212 kcal/mol 
 
a) 1,44 106 g e 7610 litros 
b) 1,44 106 g e 8450 litros 
c) 1,60 103 g e 7610 litros 
d) 1,60 103 g e 8450 litros 
 
Comentários: 
Primeiramente, vamos descobrir a quantidade de água aquecida pelo carvão mineral. A quantidade de 
mols de carvão é de 𝑛𝑐 = 
10000⋅0,9
12
= 750 𝑚𝑜𝑙𝑠, o que corresponde a um calor fornecido de 750 ⋅ 96 ⋅
1000 = 72000000 𝑐𝑎𝑙. Essa quantidade de calor é utilizada para aquecer a massa de água, podemos 
obter a massa de água da seguinte forma: 
 
𝑄 = 𝑚𝐻2𝑂 ⋅ 𝑐𝐻2𝑂 ⋅ 𝛥𝑇 
72000000 = 𝑚 ⋅ 1000 ⋅ 50 
𝑚 = 1440 𝑘𝑔 = 1,44 ⋅ 106𝑔 
 
Em seguida, vamos determinar a quantidade de mols de gás natural para obter 72000000 cal, a partir da 
relação: 
72000000 = 𝑛 ⋅ 212000 
𝑛 = 339,6 𝑚𝑜𝑙𝑠 
 
Essa quantidade de mols, nas CNTP(lembre-se que o volume molar na CNTP é de 22,4 L/mol), será de: 
𝑉 = 339,6 ⋅ 22,4 = 7607,04 𝐿 ≈ 7610 𝐿 
Gabarito: A 
 
2. (ACAFE SC/2019) 
A nitroglicerina, além da produção de explosivos, pode ser utilizada na medicina como medicamento no 
tratamento de insuficiência cardíaca congestiva (após infarto agudo do miocárdio); hipertensão (pré-
operatória) e indução de hipotensão controlada durante cirurgia. A decomposição da nitroglicerina 
(C3H5N3O9(l)) nas condições padrão libera gás nitrogênio, gás carbônico, água líquida e gás oxigênio. 
 
Assinale a alternativa correta que contém o valor da energia liberada (em módulo) na decomposição de 
6,81g de nitroglicerina sob condições padrão: 
Dados: Massa molar da nitroglicerina: 227 g/mol; = –364 kJ/mol; = –393,5 kJ/mol; 
 = –285,8 kJ/mol. 
 
a) 7,4 kJ 
b) 67,8 kJ 
c) 9,8 kJ 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 58 
d) 45,9 kJ 
 
Comentários: 
Vamos, primeiramente, escrever a reação de composição balanceada: 
 
2 𝐶3𝐻5𝑁3𝑂9 → 6𝐶𝑂2 + 3𝑁2 + 5𝐻2𝑂 +
1
2
𝑂2 
 
Em seguida, vamos determinar a quantidade de calor liberada, por mol, pela decomposição: 
 
∆𝐻 = 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑 − 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔 
 
∆𝐻 = 5 ⋅ (−285,8) + 6 ⋅ (−393,5) − 2 ⋅ (−364) = −3062 𝑘𝐽 
 
Essa quantidade de calor é liberada para cada 2 mols de nitroglicerina, para 6,81g de nitroglicerina, 
teremos: 
2 ⋅ 227 𝑔 − − − − − 3062 𝑘𝐽 
6,81 𝑔 − − − − 𝑥 
 
𝑥 ⋅ 454 = −3062 ⋅ 6,81 
 
𝑥 = −45,93 𝑘𝐽 
 
Assim, a quantidade de energia liberada, em módulo, é de 45,93 kJ. 
Gabarito: D 
 
3. (ACAFE SC/2019) 
Assinale a alternativa que contém o valor da energia liberada (em módulo) da combustão completa de 
110 g do gás propano nas condições padrão. 
Dados: ΔHocombustão do gás propano = –530 kcal/mol; C = 12 u; H = 1 u. 
 
a) 530 kcal 
b) 1325 kcal 
c) 1060 kcal 
d) 2650 kcal 
 
Comentários: 
A quantidade de mols de 110g de propano(𝐶3𝐻8) é: 
 
110 𝑔 − − − −𝑥 𝑚𝑜𝑙𝑠 
 44 𝑔 − − − −1 𝑚𝑜𝑙 
 
𝑥 = 
110
44
= 2,5 𝑚𝑜𝑙𝑠 
 
Assim, a quantidade de calor liberado será igual a 𝑄 = 2,5 ⋅ 530 = 1325 𝑘𝑐𝑎𝑙. 
Gabarito: B 
 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 59 
4. (ACAFE SC/2018) 
Considere as reações químicas a seguir, nas condições padrão. 
 
(1) KCl(s) K+(g) + Cl–(g) = +718 kJ 
(2) KCl(s) K(s) + 1/2Cl2(g) = +436 kJ 
(3) K(s) + 1/2Cl2(g) K(g) + Cl(g) = +211 kJ 
(4) K+(g) + Cl–(g) K(g) + Cl(g) = ? 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. 
 
a) 7,8 g 
b) 71 g 
c) 25,8 g 
d) 39 g 
 
Comentários: 
Observe que pode a reação 4 pode ser formada a partir das três primeiras reações: 
 
(1) K+(g) + Cl–(g) KCl(s) = -718 kJ (reação inversa à primeira, também muda-se o sinal da 
entalpia) 
(2) KCl(s) K(s) + 1/2Cl2(g) = +436 kJ 
(3) K(s) + 1/2Cl2(g) K(g) + Cl(g) = +211 kJ 
 
Somando as três equações obtemos a reação 4, que possuirá, pela Lei de Hess, a entalpia igual a soma 
das entalpias dessas reações: 
 
∆𝐻 = −718 + 436 + 211 = −71 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
 
Assim, sabendo que a energia liberada foi de -14,2 kJ, temos que a quantidade de K(g) formada é igual a: 
 
−71𝑘𝐽 − − − − − 39𝑔
−14,2𝑘𝐽 − − − − − 𝑥𝑔
 
 
𝑥 =
39 ⋅ 14,2
71
= 7,8 𝑔 
Gabarito: A 
 
5. (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. 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 60 
Dados: energias de ligação C = C: 612 kJ/mol; Cl – Cl: 243 kJ/mol; C – C: 347 kJ/mol; C – Cl: 331 kJ/mol. C: 
12g/mol; Cl: 35,5g/mol; H: 1,0 g/mol. 
 
a) 177 Kj 
b) 154 kJ 
c) 462 kJ 
d) 531 kJ 
 
Comentários: 
A equação balanceada será a seguinte: 
 
𝐶2𝐻4 + 𝐶𝑙2 → 𝐶2𝐻4𝐶𝑙2 
 
Em que o eteno e o 1,2-dicloroetano possuem as seguintes fomas, respectivamente: 
 
 
 
Assim, nessa reação, as ligações C = C e Cl – Cl são quebradas e são formadas as ligações C – C e C – Cl. A 
energia liberada, por mol, nessa reação será, então, de: 
 
∆𝐻 = 612 + 243 − 347 − 2 ⋅ 331 = −154 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
 
Agora, basta determinar a quantidade de mols presentes em 297 g. 
 
297 𝑔 − − − − 𝑥 𝑚𝑜𝑙𝑠 
99 𝑔 − − − − 1 𝑚𝑜𝑙
 
 
𝑥 = 
297
99
= 3 𝑚𝑜𝑙𝑠 
 
Assim, a quantidade total de calor liberada é de 3 ⋅ 154 = 462 𝑘𝐽. 
Gabarito: C 
 
6. (ACAFE SC/2016) 
O benzeno é um hidrocarboneto aromático que pode ser usado nas refinarias de petróleo e nas indústrias 
de álcool anidro. 
Baseado nas informações fornecidas e nos conceitos químicos, assinale a alternativa que contém a energia 
liberada (em módulo) na combustão completa de 156g de benzeno, nas condições padrão. 
Dados: Entalpias de formação nas condições padrão: C6H6(l): 49,0 kJ/mol; CO2(g): –393,5kJ/mol; H2O(l): –
285,8 kJ/mol. C: 12 g/mol; H: 1 g/mol. 
 
a) 6338,8 kJ 
b) 6534,8 kJ 
c) 3169,4 kJ 
d) 3267,4 kJ 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 61 
 
Comentários: 
Vamos, primeiramente, escrever a reação balanceada da combustão completa do benzeno: 
 
𝐶6𝐻6 + 
15
2
𝑂2 → 6𝐶𝑂2 + 3𝐻2𝑂 
 
Assim, a entalpia da reação para um mol de benzeno será de: 
 
𝛥𝐻 = 𝐻𝑝 − 𝐻𝑟 = 6 ⋅ (−393,5) + 3 ⋅ (−285,8) − 49 = −3267,4 𝑘𝐽 
 
Agora, baste descobrir a quantidade de mols presente em 156g de benzeno. Como a massa molar do 
benzeno é de 6 ⋅ 12 + 6 ⋅ 1 = 78𝑔, o número de mols de benzeno presentes em 156g será de 𝑛 ⋅ 78 =
156, 𝑛 = 2 𝑚𝑜𝑙𝑠. Portanto, a quantidade total de calor liberada, em módulo, é de 2 ⋅ 3267,4 = 6534,8. 
Gabarito: B 
 
7. (ACAFE SC/2015) 
O nitrato de amônio pode ser utilizado na fabricação de fertilizantes, herbicidas e explosivos. Sua reação 
de decomposição está representada abaixo: 
 
NH4NO3(s) N2O(g) + 2H2O(g) = –37 kJ 
 
A energia liberada (em módulo) quando 90g de água é formada por essa reação é: 
Dados: H: 1g/mol; O: 16g/mol; N: 14 g/mol. 
 
a) 74 kJ. 
b) 92,5 kJ. 
c) 185 kJ. 
d) 41,6 kJ. 
 
Comentários: 
Vamos determinar a quantidade de mols de água presentes em 90g, sabendo que a massa molar da água 
é de 16 + 2 ⋅ 1 = 18𝑔/𝑚𝑜𝑙: 
𝑛𝐻2𝑂 ⋅ 18 = 90 
𝑛𝐻2𝑂 = 5 𝑚𝑜𝑙𝑠 
 
Para cada dois mols de água, são liberados 37 kJ de energia, vamos determinar a quantidade de energia 
liberada para cinco mols: 
 
2 𝑚𝑜𝑙𝑠 − − − − 37 𝑘𝐽
5 𝑚𝑜𝑙𝑠 − − − − 𝑥 𝑘𝐽
 
 
𝑥 = 
5 ⋅ 37
2
= 92,5𝑘𝐽 
Gabarito: B 
 
8. (ACAFE SC/2015) 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 62 
O cloreto de sódio pode ser usado na cozinha, na salga de alimentos e conservação de carnes. Na indústria 
pode ser usado como matéria prima na produção de gás cloro que este pode ser usado no tratamento de 
água potável. 
 
Considere as reações químicas abaixo. 
Na(s) + 1/2Cl2(g) Na(g) + Cl(g) = + 230kJ 
Na(g) + Cl(g) Na+(g) + Cl–(g) = + 147kJ 
Na(s) + 1/2Cl2(g) NaCl(s) = – 411kJ 
 
Calcule o valor de para a reação de síntese do NaCl mostrada abaixo e assinale a alternativa correta. 
Na+(g) + Cl–(g) NaCl(s) 
 
a) –328 kJ 
b) –34 kJ 
c) –494 kJ 
d) –788 kJ 
 
Comentários: 
Rearranjando as equações para utilizar a lei de Hess, temos: 
Na+(g) + Cl–(g) Na(g) + Cl(g) = -147kJ 
Na(g) + Cl(g) Na(s) + 1/2Cl2(g) = - 230kJ 
Na(s) + 1/2Cl2(g) NaCl(s) = – 411kJ 
 
Somando essas reações, obtemos a reação desejada e podemos determinar a entalpia desta a partir da 
aplicação da lei de Hess: 
Na+(g) + Cl–(g) NaCl(s) 
 
𝛥𝐻 = −147 − 230 − 411 = −788𝑘𝐽 
Gabarito: D 
 
9. (ACAFE SC/2014) 
Foi publicado uma reportagem no site do UOL no dia 19 de setembro de 2013 sobre uma pesquisa onde 
fezes de ursos pandas podem dar origem a um biocombustivel “[...] Segundo pesquisadores, 40 micróbios 
presentes no sistema digestivo dos pandas teriam mostrado alta eficiência no processo de quebra de 
moléculas de material orgânico presente nas fezes usado na obtenção de etanol […]” 
Dado:Considere que a entalpia de combustão completa do etanol (C2H6O(l)) a pressão constante seja –
1368 kJ/mol. C: 12 g/mol; H: 1g/mol; O: 16 g/mol. 
Fonte: http://noticias.uol.com.br/meio-ambiente/ultimas-noticia/redacao/ 
2013/09/19/fezes-de-ursos-pandas-podem-dar-origem-anovo- 
biocombustivel-dizpesquisa.htm#fotoNav=4 acesso dia 04/10/2013. 
 
Baseado nas informações fornecidas e nos conceitos químicos é correto afirmar, exceto: 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 63 
a) A combustão completa de 115 g de etanol sob pressão constante libera uma energia (em módulo) de 
3420 kJ. 
b) O 1-butanol é mais solúvel em água que o etanol. 
c) O etanol possui maior solubilidade em água que na gasolina. 
d) Na estrutura da molécula do etanol existe um grupo hidroxila ligado a um carbono saturado, sendo que 
na molécula inteira existem 8 ligações covalentes do tipo sigma. 
 
Comentários: 
Analisando as alternativas, temos: 
a) Correta. Dado que a entalpia de combustão do etanol é de 1368kJ por mol e que 115g de etanol 
corresponde a 𝑛 =
115
(2⋅12+6⋅1+16⋅1)
=
115
46
= 2,5𝑚𝑜𝑙𝑠, a quantidade de energia liberada pela combustão de 
115g de etanol será de 2,5 ⋅ 1368 = 3420 𝑘𝐽. 
b) Incorreta. Como o butanol possui uma cadeia maior, possui também uma característica mais apolar e 
é, portanto, menos solúvel. 
c) Correta. A solubilidade do etanol em água é melhor do que na gasolina pois na água ocorre a ocorrência 
de ligações de hidrogênio com o etanol, que é mais intensa que a interação entre o etanol e a gasolina. 
d) Correta. No etanol, há apenas 8 ligações simples e nenhuma dupla ou tripla, portanto há 8 ligações 
sigma, além disso, os dois carbonos da cadeia são saturados. 
Gabarito: B 
 
10. (ACAFE SC/2013) 
Considere que a reação química abaixo possui um H = -154 kJ/mol. 
 
 
 
Calcule a energia média em módulo da ligação C = C presente na molécula doetileno e assinale a 
alternativa correta. 
Dados: Para resolução dessa questão considere as seguintes energias de ligação (valores médios): Cl – Cl: 
243 kJ/mol, C – C: 347 kJ/mol, C – Cl: 331 kJ/mol. 
 
a) 766 kJ/mol 
b) 265 kJ/mol 
c) 694 kJ/mol 
d) 612 kJ/mol 
 
Comentários: 
Nessa reação, as ligações C = C e Cl – Cl são quebradas e são formadas as ligações C – C e C – Cl. Assim, a 
entalpia da reação será: 
𝛥𝐻 = 𝑄𝐶 = 𝐶 + 243 − 347 − 2 ⋅ 331 = −154 
𝑄𝐶 = 𝐶 = 612
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
Gabarito: D 
 
11. (ACAFE SC/2013) 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 64 
Sobre a termoquímica, julgue os itens a seguir. 
 
I. Colocando um pequeno cubo de gelo na palma da mão, o gelo começa a derreter dando a sensação de 
frio na palma da mão. Logo, a fusão do gelo é uma transformação exotérmica. 
III. As substâncias simples no estado padrão (estado mais estável a 25ºC e 1 atm) terão por convenção 
entalpia zero. 
III. O princípio de funcionamento de um calorímetro pressupõe que o sistema seja adiabático. 
IV. A entalpia de formação é o calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol de substância composta 
a partir das substâncias simples no estado padrão. 
 
Todas as afirmações corretas estão nos itens: 
 
a) I - II 
b) I - II - III - IV 
c) II - III - IV 
d) III - IV 
 
Comentários: 
Analisando as afirmações, temos: 
I. Incorreta. A fusão do gelo ocorre pela absorção de energia da palma de nossas mãos, sendo, portanto, 
uma transformação endotérmica. 
II. Correta. A afirmativa está de acordo com as convenções de entalpia. 
III. Correta. Para que se possa calcular a transferência de calor entre os corpos dentro do calorímetro, é 
necessário que esses corpos não troquem calor com o ambiente externo e, portanto, o calorímetro precisa 
ser adiabático. 
IV. Correta. A afirmativa está de acordo com a própria definição de entalpia de formação. 
Gabarito: C 
 
12. (ACAFE SC/2012) 
Nos grandes centros urbanos, impurezas sólidas liberadas pelos canos de escapamento dos veículos, 
quando misturadas à neblina, provocam uma névoa de poluição ao nível do solo, denominada smog (do 
inglês, smoke: fumaça e fog: neblina). 
Uma reação importante na formação do smog é representada por: 
 
O3(g) + NO(g) O2(g) + NO2(g) 
 
Dados: K=6,0x 1034 
 
Valores de entalpia de formação 
 
 
 
Considerando as informações anteriores, assinale a alternativa correta. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 65 
 
a) Na reação, a quantidade de calor absorvida é igual a +199,86 kJ. 
b) A quantidade de calor envolvida na reação é igual a -199,86 kJ e a reação é exotérmica. 
c) O valor numérico de K indica que na situação de equilíbrio químico haverá mais reagentes do que 
produtos. 
d) A diminuição da concentração de NO desloca o equilíbrio para a direita. 
 
Comentários: 
Primeiramente, vamos calcular a entalpia da reação, que já está balanceada. 
𝛥𝐻 = 0 + 33,1 − 90,29 − 142,67 = −199,86
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
O sinal negativo dessa entalpia indica que o calor é liberado e a reação é exotérmica. 
Vamos analisar as afirmações: 
a) Incorreta. A reação libera calor ao invés de absorver. 
b) Correta. De acordo com a discussão feita anteriormente. 
c) Incorreta. O valor alto de K indica que a quantidade de produtos no equilíbrio é muito maior do que a 
quantidade de reagentes. 
d) Incorreta. Pelo princípio de Le Chatelier, a diminuição da concentração de NO deslocará o equilíbrio de 
forma que o NO seja produzido, ou seja, desloca o equilíbrio para a esquerda. 
Gabarito: B 
 
13. (ACAFE SC/2012) 
No jornal Folha de São Paulo, de 16 de setembro de 2011, foi publicada uma reportagem sobre o Shopping 
Center Norte de São Paulo - SP “[...] Segundo a Cetesb, foi encontrado gás metano no terreno, que serviu 
como depósito de lixo na década de 1980, antes da construção do shopping […]”. 
Dado: CH4 = 16g/mol, Entalpia de combustão do metano = – 889,5 kJ/mol 
 
Com base no texto acima e nos conceitos químicos, analise as afirmações a seguir. 
 
I. O gás metano é uma molécula apolar, possui estrutura tetraédrica e fórmula molecular CH4. 
II. O gás metano é um dos principais gases presentes no biogás. 
III. A energia liberada na combustão de 100 kg de metano é +5,56106 kJ, aproximadamente. 
IV. Caso a concentração do gás metano na região do shopping seja elevada, há o risco de ocorrer 
explosões. 
 
Assinale a alternativa correta. 
 
a) Apenas a afirmação III está correta. 
b) Apenas I, II e IV estão corretas. 
c) Apenas I e IV estão corretas. 
d) Todas as afirmações estão corretas. 
 
Comentários: 
Analisando as afirmações, temos: 
I. Correta. O gás metano possui fórmula 𝐶𝐻4, possui apenas ligações simples, sendo tetraédrica e apolar. 
II. Correta. O biogás é composto principalmente por metano e por gás carbônico. 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 66 
III. Incorreta. A quantidade de gás metano presente em 100 kg é de 
100000
16
= 𝑛𝐶𝐻4 = 6250 𝑚𝑜𝑙𝑠 e a 
quantidade de energia liberada será, portanto, 𝑄 = 6250 ⋅ 889,5 = 5559,375 ≅ 5,56 ⋅ 103 𝑘𝐽 
IV. Correta. O gás metano é inflamável, portanto, a alta concentração desse gás pode causar explosões. 
Gabarito: B 
 
14. (ACAFE SC/2011) 
A produção de energia que ocorre no organismo humano está baseada essencialmente na reação entre o 
carboidrato, a glicose (C6H12O6) e o oxigênio (obtido na respiração), conforme a reação representada pela 
equação química não balanceada representada abaixo. 
 
C6H12O6 + O2→CO2 + H2O ΔH = – 671 Kcal/mol 
 
 Sobre a equação acima, é correto afirmar: 
 
a) É uma reação endotérmica (entalpia negativa) que necessita do calor para ocorrer. 
b) A queima de 10g de glicose produz 22,4 L de CO2, medidos nas CNTP. 
c) Os números 1 – 6 – 6 – 6 ajustam corretamente a equação. 
d) Estruturalmente o dióxido de carbono, produto da reação, é constituído por moléculas de geometria 
angular e de carácter polar. 
 
Comentários: 
Primeiramente, vamos balancear a reação: 
C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O 
Analisando cada alternativa, temos: 
a) Incorreta. A entalpia da reação é negativa, mostrando que a reação libera energia e, portanto, é 
exotérmica. 
b) Incorreta. 10g de glicose corresponde a 𝑛 =
10
6⋅12+12⋅1+6⋅16
=
10
180
= 0,056 𝑚𝑜𝑙𝑠, que produzirá 0,056 ⋅
6 = 0,336 𝑚𝑜𝑙𝑠 de 𝐶𝑂2, o que dará um volume de 0,336 ⋅ 22,4 = 7,5264 𝐿 nas CNTP. 
c) Correta. A alternativa está de acordo com a equação balanceada. 
d) Incorreta. O dióxido de carbono possui estrutura linear e tem caráter apolar. 
Gabarito: C 
 
15. (ACAFE SC/2011) 
“A água, como solvente universal, fomentou a vida no planeta. É a única substância que, nas condições 
físico-químicas da terra, apresenta-se nos três estados da matéria.” 
(MORTIMER, E. F.; MACHADO, A. H. Química para o Ensino Médio. 
São Paulo: Scipione, volume único, 2003, p. 198). 
 
Em relação às propriedades físico-químicas da água, assinale a alternativa correta. 
 
a) Na formação de ligações de hidrogênio, átomos de oxigênio de uma molécula de água atraem átomos 
de oxigênio de moléculas vizinhas. 
b) O valor de entalpia molar de vaporização (ΔHVap = 40,7 kJ/mol) indica que a passagem da fase líquida 
para a gasosa é um processo endotérmico. 
c) O valor de entalpia molar de vaporização (ΔHVap = 40,7 kJ/mol) indica que no estado líquido 
predominam interações muito fracas entre as moléculas. 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 67 
d) A água é considerada solvente universal porque suas moléculas são apolares. 
 
Comentários: 
Analisando as alternativas, temos: 
a) Incorreta. As ligações de hidrogênio são interações que ocorrem entre os hidrogênios e os oxigênios 
vizinhos. 
b) Correta. O valor positivo da vaporização indica que a transformação ocorre com absorção de energia e 
é, portanto, endotérmica. 
c) Incorreta.O valor da entalpia de vaporização indica que é necessária uma grande quantidade de energia 
para se quebrar as interações entre as moléculas no estado líquido. 
d) Incorreta. As moléculas de água são polares. 
Gabarito: B 
 
16. (ENEM/2019) 
Glicólise é um processo que ocorre nas células, convertendo glicose em piruvato. Durante a prática de 
exercícios físicos que demandam grande quantidade de esforço, a glicose é completamente oxidada na 
presença de O2. Entretanto, em alguns casos, as células musculares podem sofrer um déficit de O2 e a 
glicose ser convertida em duas moléculas de ácido lático. As equações termoquímicas para a combustão 
da glicose e do ácido lático são, respectivamente, mostradas a seguir: 
 
C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) 6 CO2 (g) + 6 H2O (l) = –2 800 kJ 
CH3CH(OH)COOH (s) + 3 O2 (g) 3 CO2 (g) + 3 H2O (l) = –1 344 kJ 
 
O processo anaeróbico é menos vantajoso energeticamente porque 
 
a) libera 112 kJ por mol de glicose. 
b) libera 467 kJ por mol de glicose. 
c) libera 2 688 kJ por mol de glicose. 
d) absorve 1 344 kJ por mol de glicose. 
e) absorve 2 800 kJ por mol de glicose. 
 
Comentários: 
No processo anaeróbico, a glicose é convertida em 2 moléculas de ácido lático. Segundo a lei de Hesse, 
para se obter tal conversão, deve-se inverter a 2ª reação (oxidação do ácido lático); multiplicá-la por 2 e 
somar com a 1ª reação. Sendo assim, tem-se: 
 
𝐶6𝐻12𝑂6(𝑠) + 6𝑂2(𝑔) → 6𝐶𝑂2(𝑔) + 6𝐻2𝑂(𝑙) ∆𝐻𝑐 = −2800 𝑘𝐽 
6𝐶𝑂2(𝑔) + 6𝐻2𝑂(𝑙) → 2𝐶𝐻3𝐶𝐻(𝑂𝐻)𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑠) + 6𝑂2(𝑔) ∆𝐻 = 2688 𝑘𝐽 
𝐶6𝐻12𝑂6(𝑠) → 2𝐶𝐻3𝐶𝐻(𝑂𝐻)𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑠) ∆𝐻𝑐𝑜𝑛𝑣𝑒𝑟𝑠ã𝑜 = −112 𝑘𝐽 
 
Portanto, analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
 
a) Certa. O processo anaeróbico de conversão da glicose em 2 moléculas de ácido lático é um processo 
exotérmico, liberando 112 kJ por mol de glicose. 
b) Errada. O cálculo desenvolvido mostra que libera 112 kJ por mol de glicose. 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 68 
c) Errada. O cálculo desenvolvido mostra que libera 112 kJ por mol de glicose. 
d) Errada. O cálculo desenvolvido mostra que libera 112 kJ por mol de glicose. A reação que libera 1344 
kJ é a oxidação do ácido lático. 
e) Errada. O cálculo desenvolvido mostra que libera 112 kJ por mol de glicose. A reação que libera 2800 
kJ é a oxidação da glicose. 
Gabarito: A 
 
17. (ENEM/2019) 
O etanol é um combustível renovável obtido da cana-de-açúcar e é menos poluente do que os 
combustíveis fósseis, como a gasolina e o diesel. O etanol tem densidade 0,8 , massa molar 46 e 
calor de combustão aproximado de –1 300 . Com o grande aumento da frota de veículos, tem sido 
incentivada a produção de carros bicombustíveis econômicos, que são capazes de render até 20 em 
rodovias, para diminuir a emissão de poluentes atmosféricos. 
 
O valor correspondente à energia consumida para que o motorista de um carro econômico, movido a 
álcool, percorra 400 km na condição de máximo rendimento é mais próximo de 
 
a) 565 MJ. 
b) 452 MJ. 
c) 520 kJ. 
d) 390 kJ. 
e) 348 kJ. 
 
Comentários: 
Para o motorista percorrer 400 km no máximo rendimento, ou seja, no melhor consumo possível, que é 
de 20 km/L, ele precisa de 20 L (ou 20 ⋅ 103 𝑚𝐿) de etanol. Como a densidade do etanol é 0,8 g/mL, a 
massa do álcool é dada por: 
𝑑 =
𝑚
𝑣
 
0,8 𝑔/𝑚𝐿 =
𝑚
20 ⋅ 103 𝑚𝐿
 
 
𝑚𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 = 16 ⋅ 10
3 𝑔 
 
Se a massa molar do etanol é de 46 g/mol, então, o número de mols do composto é dado por: 
 
46 𝑔 − − − − 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 
16 ⋅ 103 𝑔 − − − − 𝑥 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙
 
 
𝑛 = 347,83 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 
 
Se a combustão de 1 mol de etanol libera 1300 kJ, então 347,8 mols liberam: 
 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 − − − − −1300 𝑘𝐽
347,8 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 − − − − 𝑥
 
 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 69 
𝑥 = −452140 𝑘𝐽 
 
𝑥 = −452,14 ⋅ 103 ⋅ 103 𝐽 ≅ −452 𝑀𝐽 
Gabarito: B 
 
18. (ENEM/2019) 
O gás hidrogênio é considerado um ótimo combustível — o único produto da combustão desse gás é o 
vapor de água, como mostrado na equação química. 
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g) 
Um cilindro contém 1 kg de hidrogênio e todo esse gás foi queimado. Nessa reação, são rompidas e 
formadas ligações químicas que envolvem as energias listadas no quadro. 
 
 
 
Massas molares : H2 = 2; O2 = 32; H2O = 18. 
 
Qual é a variação da entalpia, em quilojoule, da reação de combustão do hidrogênio contido no cilindro? 
 
a) –242 000 
b) –121 000 
c) –2 500 
d) +110 500 
e) +234 000 
 
Comentários: 
A reação da combustão do hidrogênio pode ser representada da seguinte maneira: 
2 
 
+ 
 
→ 2 
 
H2: 1 ligação do tipo hidrogênio-hidrogênio 
O2: 1 ligação dupla entre os átomos de oxigênio 
H2O: 2 ligações simples entre oxigênio e hidrogênio 
 
Sendo assim, a variação de entalpia, baseada nas entalpias de ligação, é dada por: 
 
∆𝐻𝑟𝑒𝑎çã𝑜 = 𝐻𝑙𝑖𝑔.𝑞𝑢𝑒𝑏𝑟𝑎𝑑𝑎𝑠 − 𝐻𝑙𝑖𝑔.𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎𝑑𝑎𝑠 
∆𝐻𝑟𝑒𝑎çã𝑜 = 2 ⋅ 437 + 494 − (2 ⋅ 2 ⋅ 463) 
∆𝐻𝑟𝑒𝑎çã𝑜 = −484 𝑘𝐽 
 
Porém, esse ∆H é referente a 2 mols de H2, cuja massa molar é igual a 2g, ou seja, totalizando 4g. Como o 
cilindro tem 1000 g de H2, a quantidade de energia liberada é dada por: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 70 
 
4 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2 − − − − −484 𝑘𝐽 
1000 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2 − − − − 𝑥
 
 
𝑥 = −121000 𝑘𝐽 
Gabarito: B 
 
19. (ENEM/2018) 
Por meio de reações químicas que envolvem carboidratos, lipídeos e proteínas, nossas células obtêm 
energia e produzem gás carbônico e água. A oxidação da glicose no organismo humano libera energia, 
conforme ilustra a equação química, sendo que aproximadamente 40% dela é disponibilizada para 
atividade muscular. 
 
C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) 6 CO2 (g) + 6 H2O(l) kJ 
 
Considere as massas molares (em g mol–1): H = 1; C = 12; O = 16. 
LIMA, L. M.; FRAGA, C. A. M.; BARREIRO, E. J. Química na saúde. 
São Paulo: Sociedade Brasileira de Química, 2010 (adaptado). 
 
Na oxidação de 1,0 grama de glicose, a energia obtida para atividade muscular, em quilojoule, é mais 
próxima de 
 
a) 6,2. 
b) 15,6. 
c) 70,0. 
d) 622,2. 
e) 1 120,0. 
 
Comentários: 
A massa molar da glicose é de 180 g, então, 1 g de glicose equivale a: 
 
180 𝑔 − − − − 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑔𝑙𝑖𝑐𝑜𝑠𝑒 
1 𝑔 − − − − 𝑥 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑔𝑙𝑖𝑐𝑜𝑠𝑒
 
 
𝑥 =
1
180
𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑔𝑙𝑖𝑐𝑜𝑠𝑒 
 
Se 1 mol de glicose libera -2800 kJ, então a quantidade de energia liberada por 1 g de glicose é dada por: 
 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑔𝑙𝑖𝑐𝑜𝑠𝑒 − − − − −2800 𝑘𝐽
1
180
𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑔𝑙𝑖𝑐𝑜𝑠𝑒 − − − − 𝑥
 
 
𝑥 = −15,56 𝑘𝐽 
 
Como apenas 40% é destinado à atividade muscular, tem-se que a energia liberada é: 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 71 
𝐸 = 15,56 ⋅ 0,4 = 6,224 𝑘𝐽 
Gabarito: A 
 
20. (ENEM/2018) 
Sobre a diluição do ácido sulfúrico em água, o químico e escritor Primo Levi afirma que, “está escrito em 
todos os tratados, é preciso operar às avessas, quer dizer, verter o ácido na água e não o contrário, senão 
aquele líquido oleoso de aspecto tão inócuo está sujeito a iras furibundas: sabem-no até os meninos do 
ginásio”. 
(furibundo: adj. furioso) 
LEVI, P. A tabela periódica. 
Rio de Janeiro: Relume-Dumará, 1994 (adaptado). 
 
O alerta dado por Levi justifica-se porque a 
 
a) diluição do ácido libera muito calor. 
b) mistura de água e ácido é explosiva. 
c) água provoca a neutralização do ácido. 
d) mistura final de água e ácido separa-se em fases. 
e) água inibe a liberação dos vapores provenientes do ácido. 
 
Comentários: 
Analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
a) Certa. A reação do ácido sulfúrico com água é fortemente exotérmica, por isso que se deve adicionar o 
ácido na água e não o contrário. Essa prática, minimiza a liberação de calor. 
b) Errada.A mistura de ácido e água, ou seja, adicionar a água no ácido, que é fortemente exotérmica. 
c) Errada. A água provoca a ionização do ácido sulfúrico e não neutralização, que é típica de uma reação 
entre um ácido e uma base. 
d) Errada. A mistura final de água e ácido é fortemente exotérmica, liberando calor, esse é o principal 
problema da reação e porquê dela ser perigosa. A separação em fases não seria um problema. 
e) Errada. A água piora a liberação de vapores, já que, ao ser adicionada, provoca uma reação fortemente 
exotérmica. 
Gabarito: A 
 
21. (ENEM/2017) 
O ferro é encontrado na natureza na forma de seus minérios, tais como a hematita ( -Fe2O3), a magnetita 
(Fe3O4) e a wustita (FeO). Na siderurgia, o ferro-gusa é obtido pela fusão de minérios de ferro em altos 
fornos em condições adequadas. Uma das etapas nesse processo é a formação de monóxido de carbono. 
O CO (gasoso) é utilizado para reduzir o FeO (sólido), conforme a equação química: 
 
FeO (s) + CO (g) Fe (s) + CO2 (g) 
 
Considere as seguintes equações termoquímicas: 
 
Fe2O3 (s) + 3 CO (g) 2 Fe (s) + 3 CO2 (g) = –25 kJ/mol de Fe2O3 
3 FeO (s) + CO2 (g) Fe3O4 (s) + CO (g) = –36 kJ/mol de CO2 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 72 
2 Fe3O4 (s) + CO2 (g) 3 Fe2O3 (s) + CO (g) = +47 kJ/mol de CO2 
 
O valor mais próximo de , em kJ/mol de FeO, para a reação indicada do FeO (sólido) com o CO (gasoso) 
é 
 
a) –14. 
b) –17. 
c) –50. 
d) –64. 
e) –100. 
 
Comentários: 
A reação cujo ∆H se quer saber é a seguinte: 
 
𝐹𝑒𝑂(𝑠) + 𝐶𝑂(𝑔) → 𝐹𝑒(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔) 
 
A partir das três reações apresentadas no enunciado, tem-se por objetivo “sumir” com o Fe3O4 e o Fe2O3. 
Para isso, basta multiplicar a primeira equação por 3; a segunda equação por 2 e somar todas. Com isso, 
tem-se: 
 
3𝐹𝑒2𝑂3(𝑠) + 9𝐶𝑂(𝑔) → 6𝐹𝑒(𝑠) + 9𝐶𝑂2 ∆𝐻 = −75 𝑘𝐽 
6𝐹𝑒𝑂(𝑠) + 2𝐶𝑂2(𝑔) → 2𝐹𝑒3𝑂4 + 2𝐶𝑂(𝑔) ∆𝐻 = −72 𝑘𝐽 
2𝐹𝑒3𝑂4 + 𝐶𝑂2 → 3𝐹𝑒2𝑂3 + 𝐶𝑂(𝑔) ∆𝐻 = +47 𝑘𝐽 
6𝐹𝑒𝑂(𝑠) + 6𝐶𝑂(𝑔) → 6𝐹𝑒(𝑠) + 6𝐶𝑂2(𝑔) ∆𝐻 = −100 𝑘𝐽 
 
Dividindo a reação encontrada por 6, tem-se: 
 
𝐹𝑒𝑂(𝑠) + 𝐶𝑂(𝑔) → 𝐹𝑒(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔) ∆𝐻𝑟
0 = −16,67 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
 
Sendo assim, o ∆H mais próximo do ∆H0r, em kJ/mol de FeO é -17 kJ. 
Gabarito: B 
 
22. (ENEM/2016) 
O benzeno, um importante solvente para a indústria química, é obtido industrialmente pela destilação do 
petróleo. Contudo, também pode ser sintetizado pela trimerização do acetileno catalisada por ferro 
metálico sob altas temperaturas, conforme a equação química: 
 
3 C2H2 (g) C6H6 (l) 
 
A energia envolvida nesse processo pode ser calculada indiretamente pela variação de entalpia das 
reações de combustão das substâncias participantes, nas mesmas condições experimentais: 
 
I. C2H2 (g) + O2 (g) 2 CO2 (g) + H2O (l) kcal/mol 
II. C6H6 (l) + O2 (g) 6 CO2 (g) + 3 H2O (l) kcal/mol 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 73 
 
A variação de entalpia do processo de trimerização, em kcal, para a formação de um mol de benzeno é 
mais próxima de 
 
a) –1 090. 
b) –150. 
c) –50. 
d) +157. 
e) +470. 
 
Comentários: 
Para se obter a reação de trimerização do acetileno e formação de 1 mol de benzeno: 
 
3𝐶2𝐻2(𝑔) → 𝐶6𝐻6(𝑙) 
 
Deve-se multiplicar a reação I por 3; inverter a reação II e soma-las. Então, tem-se: 
 
3𝐶2𝐻2 +
15
2
𝑂2(𝑔) → 6𝐶𝑂2(𝑔) + 3𝐻2𝑂(𝑙) ∆𝐻𝑐
0 = −930 𝑘𝑐𝑎𝑙 
6𝐶𝑂2(𝑔) + 3𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐶6𝐻6(𝑙) +
15
2
𝑂2(𝑔) ∆𝐻𝑐
0 = 780 𝑘𝑐𝑎𝑙 
3𝐶2𝐻2(𝑔) → 𝐶6𝐻6(𝑙) ∆𝐻𝑐
0 = −100 𝑘𝑐𝑎𝑙 
 
Sendo assim, são liberados 100 kcal por mol de benzeno formado. 
Gabarito: B 
 
23. (ENEM/2016) 
Num experimento, um professor deixa duas bandejas de mesma massa, uma de plástico e outra de 
alumínio, sobre a mesa do laboratório. Após algumas horas, ele pede aos alunos que avaliem a 
temperatura das duas bandejas, usando para isso o tato. Seus alunos afirmam, categoricamente, que a 
bandeja de alumínio encontra-se numa temperatura mais baixa. Intrigado, ele propõe uma segunda 
atividade, em que coloca um cubo de gelo sobre cada uma das bandejas, que estão em equilíbrio térmico 
com o ambiente, e os questiona em qual delas a taxa de derretimento do gelo será maior. 
 
O aluno que responder corretamente ao questionamento do professor dirá que o derretimento ocorrerá 
 
a) mais rapidamente na bandeja de alumínio, pois ela tem uma maior condutividade térmica que a de 
plástico. 
b) mais rapidamente na bandeja de plástico, pois ela tem inicialmente uma temperatura mais alta que a 
de alumínio. 
c) mais rapidamente na bandeja de plástico, pois ela tem uma maior capacidade térmica que a de 
alumínio. 
d) mais rapidamente na bandeja de alumínio, pois ela tem um calor específico menor que a de plástico. 
e) com a mesma rapidez nas duas bandejas, pois apresentarão a mesma variação de temperatura. 
 
Comentários: 
Pontos importantes a serem analisados: 
 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 74 
No primeiro experimento: 
I) O professor deixa as bandejas chegarem em um equilíbrio térmico (temperaturas iguais) para que os 
alunos usem o tato. 
II) A percepção é que o alumínio está mais frio, porque ele tem uma condutividade maior, então tira calor 
da mão (que está a uma temperatura diferente) mais rápido do que o plástico. 
 
No segundo experimento: 
I) O professor deixa o gelo sobre as bandejas de alumínio e de plástico que estão a mesma temperatura. 
II) Já que o alumínio tem maior condutividade, ele vai fornecer calor mais rápido para o gelo, que entra 
em fusão mais rápido do gelo que está no plástico. 
 
Portanto, partindo dessas ideias e analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
a) Certa. A bandeja de alumínio conduz calor mais rápido do que a de plástico por ser feita de um metal. 
b) Errada. Inicialmente, as duas bandejas estão no equilíbrio térmico, então possuem a mesma 
temperatura. Além disso, a condutividade do plástico é menor do que a do alumínio. 
c) Errada. O fenômeno em questão é a condutividade térmica, que se relaciona com a velocidade de 
propagar calor. De fato, a capacidade térmica do plástico é maior, mas não é essa a grandeza envolvida 
no experimento. 
d) Errada. O gelo na bandeja do alumínio derrete mais rápido, mas devido a sua condutividade térmica. 
e) Errada. O gelo derrete mais rápido no alumínio, pois este possui condutividade térmica maior. 
Gabarito: A 
 
24. (ENEM/2016) 
O quadro apresenta o consumo médio urbano de veículos do mesmo porte que utilizam diferentes 
combustíveis e seus respectivos preços. No caso do carro elétrico, o consumo está especificado em termos 
da distância percorrida em função da quantidade de energia elétrica gasta para carregar suas baterias. 
 
 
* Valores aferidos em agosto de 2012. 
 
Considerando somente as informações contidas no quadro, o combustível que apresenta o maior custo 
por quilômetro rodado é o(a) 
 
a) diesel. 
b) etanol. 
c) gasolina. 
d) eletricidade. 
e) gás natural. 
 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 75 
Comentários: 
Pode-se criar uma tabela com mais uma coluna referente à quantidade de combustível gasto em 1 km 
rodado e outra coluna referente a esse custo. Sendo assim, tem-se: 
 
Combustível Consumo na cidade Preço (R$) Combustível gasto em 1 Km Custo por Km (R$) 
Eletricidade 6 km/kWh 0,40/kWh 0,33 kWh 0,132 
Gasolina 13 km/L 2,7/L 0,077 L 0,208 
Diesel 12 km/L 2,1/L 0,083 L 0,174 
Etanol 9 km/L 2,1/L 0,111 L 0,233 
Gás natural 13 km/m3 1,6/m3 0,077 m3 0,123 
 
Portanto, o etanol é o combustível que possui o maior custo por quilômetro rodado. 
Gabarito: B 
 
25. (ENEM/2016) 
Atualmente, soldados em campo seja em treinamento ou em combate, podem aquecer suas refeições, 
prontas e embaladas em bolsasplásticas, utilizando aquecedores químicos, sem precisar fazer fogo. 
Dentro dessas bolsas existe magnésio metálico em pó e, quando o soldado quer aquecer a comida, ele 
coloca água dentro da bolsa, promovendo a reação descrita pela equação química: 
 
Mg (s) + 2 H2O (l) Mg(OH)2 (s) + H2 (g) + 350 kJ 
 
O aquecimento dentro da bolsa ocorre por causa da 
 
a) redução sofrida pelo oxigênio, que é uma reação exotérmica. 
b) oxidação sofrida pelo magnésio, que é uma reação exotérmica. 
c) redução sofrida pelo magnésio, que é uma reação endotérmica. 
d) oxidação sofrida pelo hidrogênio, que é uma reação exotérmica. 
e) redução sofrida pelo hidrogênio, que é uma reação endotérmica. 
 
Comentários: 
A reação apresentada no enunciado libera 350 kJ, já que o valor da energia se encontra nos produtos, 
então ela é exotérmica. Portanto, analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
 
a) Errada. O oxigênio na molécula de água tem nox -2 e na molécula de Mg(OH)2 também tem nox -2, 
então, ele não sofre redução. 
b) Certa. O magnésio passa de nox 0 no seu estado metálico para o nox +2 no Mg(OH)2, oxidando. Além 
disso, a reação libera calor, sendo exotérmica. 
c) Errada. O magnésio oxida (nox vai de 0 para +2) e a reação libera calor, sendo exotérmica. 
d) Errada. O hidrogênio passa de +1 na molécula da água para 0 na molécula de H2, reduzindo. Além disso, 
a reação é exotérmica. 
e) Errada. O hidrogênio realmente reduz, passando de +1 para 0, mas a reação é exotérmica. 
Gabarito: B 
 
26. (ENEM/2016) 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 76 
Para comparar a eficiência de diferentes combustíveis, costuma-se determinar a quantidade de calor 
liberada na combustão por mol ou grama de combustível. O quadro mostra o valor de energia liberada na 
combustão completa de alguns combustíveis. 
 
 
 
As massas molares dos elementos H, C e O são iguais a 1 g/mol, 12 g/mol e 16 g/mol, respectivamente 
ATKINS, P. Princípios de química. 
Porto Alegre: Bookman, 2007 (adaptado). 
 
Qual combustível apresenta maior liberação de energia por grama? 
 
a) Hidrogênio. 
b) Etanol. 
c) Metano. 
d) Metanol. 
e) Octano. 
 
Comentários: 
Acrescentando uma coluna de massa molar e outra de liberação de energia por grama, tem-se: 
 
Combustível ∆Hc0 a 25 ˚C (kJ/mol) Massa molar (g/mol) Energia liberada por grama (kJ/g) 
Hidrogênio (H2) -286 2 143 
Etanol (C2H5OH) -1368 46 29,74 
Metano (CH4) -890 16 55,62 
Metanol (CH3OH) -726 32 22,69 
Octano (C8H18) -5471 114 47,99 
 
Sendo assim, o combustível que libera maior energia por grama é o hidrogênio. 
Gabarito: A 
 
27. (ENEM/2015) 
O urânio é um elemento cujos átomos contêm 92 prótons, 92 elétrons e entre 135 e 148 nêutrons. O 
isótopo de urânio 235U é utilizado como combustível em usinas nucleares, onde, ao ser bombardeado por 
nêutrons, sofre fissão de seu núcleo e libera uma grande quantidade de energia (2,35 1010 kJ/mol). O 
isótopo 235U ocorre naturalmente em minérios de urânio, com concentração de apenas 0,7%. Para ser 
utilizado na geração de energia nuclear, o minério é submetido a um processo de enriquecimento, visando 
aumentar a concentração do isótopo 235U para, aproximadamente, 3% nas pastilhas. Em décadas 
anteriores, houve um movimento mundial para aumentar a geração de energia nuclear buscando 
substituir, parcialmente, a geração de energia elétrica a partir da queima do carvão, o que diminui a 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 77 
emissão atmosférica de CO2 (gás com massa molar igual a 44 g/mol). A queima do carvão é representada 
pela equação química: 
 
C (s) + O2 (g) CO2 (g) 
 
Qual é a massa de CO2, em toneladas, que deixa de ser liberada na atmosfera, para cada 100 g de pastilhas 
de urânio enriquecido utilizadas em substituição ao carvão como fonte de energia? 
 
a) 2,10 
b) 7,70 
c) 9,00 
d) 33,0 
e) 300 
 
Comentários: 
Se na pastilha há 3% de 235 U e se quer saber a massa de CO2 que deixaria de ser eliminado a cada 100 g 
de pastilhas, tem-se: 
100 𝑔 𝑑𝑒 𝑝𝑎𝑠𝑡𝑖𝑙ℎ𝑎𝑠 − − − − 100%
𝑥 − − − − 3%
 
 
𝑥 = 3𝑔 𝑑𝑒 𝑢𝑟â𝑛𝑖𝑜 
 
O enunciado diz que 1 mol de 235U libera 2,35 ⋅ 1010 𝑘𝐽 de energia. Sendo assim, a quantidade de energia 
liberada por 3 g de urânio é: 
 
235 𝑔 𝑑𝑒 𝑈235 − − − − 2,35 ⋅ 1010 𝑘𝐽 
 3 𝑔 𝑑𝑒 𝑈235 − − − − 𝑦
 
 
𝑦 = 3 ⋅ 108 𝑘𝐽 
 
Pela reação apresentada no enunciado, 1 mol de CO2 (44 g/mol) formado libera 400 kJ de energia. 
Portanto, a massa de CO2 que deixará de ser produzida é dada por: 
 
44 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 − − − − 400 𝑘𝐽
 𝑚 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 − − − − 3 ⋅ 10
8 𝑘𝐽
 
 
𝑚𝐶𝑂2 = 33 ⋅ 10
6 𝑔 = 33 𝑡𝑜𝑛 
Gabarito: D 
 
28. (ENEM/2015) 
O aproveitamento de resíduos florestais vem se tornando cada dia mais atrativo, pois eles são uma fonte 
renovável de energia. A figura representa a queima de um bio-óleo extraído do resíduo de madeira, sendo 
 a variação de entalpia devido à queima de 1 g desse bio-óleo, resultando em gás carbônico e água 
líquida, e a variação de entalpia envolvida na conversão de 1 g de água no estado gasoso para o 
estado líquido. 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 78 
 
 
A variação de entalpia, em kJ, para a queima de 5 g desse bio-óleo resultando em CO2 (gasoso) e H2O 
(gasoso) é: 
 
a) –106. 
b) –94,0. 
c) –82,0. 
d) –21,2. 
e) –16,4. 
 
Comentários: 
As reações podem ser dadas por: 
 
𝐵𝑖𝑜 − ó𝑙𝑒𝑜 + 𝑂2(𝑔) → 𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) ∆𝐻1 = −18,8 𝑘𝐽/𝑔 
𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑔) → 𝐻2𝑂(𝑙) + 𝐶𝑂2(𝑔) ∆𝐻2 = −2,4 𝑘𝐽/𝑔 
 
Para obter água gasosa na combustão do biodiesel, deve-se inverter a segunda reação e somar com a 
primeira, da seguinte maneira: 
 
𝐵𝑖𝑜 − ó𝑙𝑒𝑜 + 𝑂2(𝑔) → 𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) ∆𝐻1 = −18,8 𝑘𝐽/𝑔 
𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐻2𝑂(𝑔) + 𝐶𝑂2(𝑔) ∆𝐻2 = 2,4 𝑘𝐽/𝑔 
𝐵𝑖𝑜 − ó𝑙𝑒𝑜 + 𝑂2(𝑔) → 𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑔) ∆𝐻 = −16,4 𝑘𝐽/𝑔 
 
Sendo assim, 1 g de bio-óleo libera 16,4 kJ de energia, então, 5 g liberam: 
 
∆𝐻𝑏𝑖𝑜−ó𝑙𝑒𝑜 = 5 ⋅ −16,4 = −82 𝑘𝐽 
Gabarito: C 
 
29. (ENEM/2014) 
A escolha de uma determinada substância para ser utilizada como combustível passa pela análise da 
poluição que ela causa ao ambiente e pela quantidade de energia liberada em sua combustão completa. 
O quadro apresenta a entalpia de combustão de algumas substâncias. As massas molares dos elementos 
H, C e O são, respectivamente, iguais a 1 g/mol, 12 g/mol e 16 g/mol 
 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 79 
 
 
Levando-se em conta somente o aspecto energético, a substância mais eficiente para a obtenção de 
energia, na combustão de 1 kg de combustível, é o 
 
a) etano. 
b) etanol. 
c) metanol. 
d) acetileno. 
e) hidrogênio. 
 
Comentários: 
Acrescentando uma coluna de massa molar, outra de liberação de energia por grama e outra de energia 
com 1 kg de combustível, tem-se: 
 
Combustível 
Entalpia de 
combustão 
(kJ/mol) 
Massa molar 
(g/mol) 
Energia liberada 
por grama (kJ/g) 
Energia com 1 kg 
de combustível 
(kJ) 
Acetileno (C2H2) -1298 26 49,92 49920 
Etano (C2H6) -1558 30 51,93 51930 
Etanol (C2H5OH) -1366 46 29,7 29700 
Hidrogênio (H2) -242 2 121 121000 
Metanol (CH3OH) -558 32 17,44 17440 
 
Sendo assim, o combustível que libera maior energia com 1 kg é o hidrogênio. 
Gabarito: E 
 
30. (ENEM/2013) 
Aquecedores solares usados em residências têm o objetivo de elevar a temperatura da água até 70ºC. No 
entanto, a temperatura ideal da água para um banho é de 30ºC. Por isso, deve-se misturar a água aquecida 
com a água à temperatura ambiente de um outro reservatório, que se encontra a 25ºC. 
Qual a razão entre a massa de água quente e a massa de água fria na mistura para um banho à 
temperatura ideal? 
 
a) 0,111. 
b) 0,125. 
c) 0,357. 
d) 0,428. 
e) 0,833. 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 80 
 
Comentários: 
Nessa situação de banho à temperatura, o somatório dos calores tem que ser igual a 0, ou seja, a soma 
do calor da água quente com o calor da água frio deve estar em equilíbrio térmico. Sendo assim, tem-se: 
 
𝑄𝑞𝑢𝑒𝑛𝑡𝑒 + 𝑄𝑓𝑟𝑖𝑎 = 0 
 
Sabendo que a temperatura inicial da água captada é de: 70 ˚C (painel solar) e de 25 ˚C (água fria à 
temperatura ambiente) a temperatura final é de 30 ˚C (água quente para o banho), tem-se: 
 
𝑚𝑞𝑢𝑒𝑛𝑡𝑒 ⋅ 𝑐 ⋅ (30 − 70) + 𝑚𝑓𝑟𝑖𝑎 ⋅ 𝑐 ⋅ (30 − 25) = 0 
 
−40˚𝐶 ⋅ 𝑐 ⋅ 𝑚𝑞𝑢𝑒𝑛𝑡𝑒 = −5˚𝐶 ⋅ 𝑐 ⋅ 𝑚𝑓𝑟𝑖𝑎 
 
𝑚𝑞𝑢𝑒𝑛𝑡𝑒
𝑚𝑓𝑟𝑖𝑎
= 0,125 
Gabarito: B 
 
31. (ENEM/2011) 
Um dos problemas dos combustíveis que contêm carbono é que sua queima produz dióxido de carbono. 
Portanto, uma característica importante, ao se escolher um combustível, é analisar seu calor de 
combustão , definido como a energia liberada na queima completa de um mol de combustível no 
estado padrão. O quadro seguinte relaciona algumas substâncias que contêm carbono e seu . 
 
 
 
Neste contexto, qual dos combustíveis, quando queimado completamente, libera mais dióxido de 
carbono no ambiente pela mesma quantidade de energia produzida? 
 
a) Benzeno. 
b) Metano. 
c) Glicose. 
d) Octano. 
e) Etanol. 
 
Comentários: 
Deve-se realizar a combustão de todas as substâncias e analisar o número de mols gerados de CO2 e o 
quanto de energia se é liberado. Sendo assim, tem-se: 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 81 
 
I) Combustão do benzeno: 
𝐶6𝐻6(𝑙) +
15
2
𝑂2(𝑔) → 6𝐶𝑂2(𝑔) + 3𝐻2𝑂(𝑔) ∆𝐻𝑐 = −3268 𝑘𝐽 
 
Sendo assim, 6 mols de CO2 liberam 3268 kJ. Pode-se pegar como referência esse valor de 3268, já que se 
deseja determinar a quantidade de CO2 liberada pela mesma quantidade de energia produzida. 
 
Portanto, os demais compostos terão os seguintes números de mols de CO2 liberados: 
II) Combustão do etanol: 
 
𝐶2𝐻5𝑂𝐻(𝑙) + 3𝑂2(𝑔) → 2𝐶𝑂2(𝑔) + 3𝐻2𝑂 ∆𝐻𝑐 = −1368 𝑘𝐽 
 
O número de mols de CO2 necessários para liberação de 3268 kJ é dado por: 
 
2 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 − − − − −1368 𝑘𝐽
𝑛2 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 − − − − −3268 𝑘𝐽 
 
 
𝑛2 = 4,77 𝑚𝑜𝑙𝑠 
 
III) Combustão da glicose: 
 
𝐶6𝐻12𝑂6(𝑠) + 6𝑂2(𝑔) → 6𝐶𝑂2(𝑔) + 6𝐻2𝑂(𝑔) ∆𝐻𝑐 = −2808 𝑘𝐽 
 
O número de mols de CO2 necessários para liberação de 3268 kJ é dado por: 
 
6 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 − − − − −2808 𝑘𝐽
𝑛3 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 − − − − −3268 𝑘𝐽 
 
 
𝑛3 = 6,98 𝑚𝑜𝑙𝑠 
 
IV) Combustão do metano: 
 
𝐶𝐻4(𝑔) + 2𝑂2(𝑔) → 𝐶𝑂2(𝑔) + 2𝐻2𝑂 ∆𝐻𝑐 = −890 𝑘𝐽 
 
O número de mols de CO2 necessários para liberação de 3268 kJ é dado por: 
 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 − − − − −890 𝑘𝐽
𝑛4 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 − − − − −3268 𝑘𝐽 
 
 
𝑛4 = 3,67 𝑚𝑜𝑙𝑠 
 
V) Combustão do octano: 
 
𝐶8𝐻18(𝑔) +
25
2
𝑂2(𝑔) → 8𝐶𝑂2(𝑔) + 9𝐻2𝑂 ∆𝐻𝑐 = −5471 𝑘𝐽 
 
O número de mols de CO2 necessários para liberação de 3268 kJ é dado por: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 82 
 
8 𝑚𝑜𝑙𝑠 − − − − −5471 𝑘𝐽
𝑛5 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 − − − − −3268 𝑘𝐽
 
 
𝑛5 = 4,78 𝑚𝑜𝑙𝑠 
 
Composto Número de mols de CO2 liberados com 3268 kJ 
Benzeno 6 
Etanol 4,77 
Glicose 6,98 
Metano 3,67 
Octano 4,78 
 
Sendo assim, a glicose libera o maior número de mols de CO2 pela mesma quantidade de energia. 
Gabarito: C 
 
32. (ENEM/2011) 
Considera-se combustível aquele material que, quando em combustão, consegue gerar energia. No caso 
dos biocombustíveis, suas principais vantagens de uso são a de serem oriundos de fontes renováveis e a 
de serem menos poluentes que os derivados de combustíveis fósseis. Por isso, no Brasil, tem-se 
estimulado o plantio e a industrialização de sementes oleaginosas para produção de biocombustíveis. 
 
No quadro, estão os valores referentes à energia produzida pela combustão de alguns biocombustíveis: 
 
 
Disponível em: http://www.biodieselecooleo.com.br. 
Acesso em: 8 set. 2010 (adaptado). 
 
Entre os diversos tipos de biocombustíveis apresentados no quadro, aquele que apresenta melhor 
rendimento energético em massa é proveniente 
 
a) da soja. 
b) do dendê. 
c) do babaçu. 
d) da mamona. 
e) da cana-de-açúcar. 
 
Comentários: 
A tabela da questão mostra a quantidade de calor que cada combustível fornece por kg. Portanto, esse 
dado já é o próprio rendimento em massa. Então, o combustível que apresenta o maior rendimento é a 
soja, liberando 9421 kcal/kg. 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 83 
Gabarito: A 
 
33. (ENEM/2011) 
A reciclagem exerce impacto considerável sobre a eficiência energética. Embora restaurar materiais que 
foram descartados também consuma energia, é possível que essa energia seja substancialmente menor. 
O gráfico seguinte indica a quantidade de energia necessária para a produção de materiais primários e 
reciclados. A maioria dos metais ocorre na crosta terrestre como óxidos que devem ser reduzidos para 
recuperar o metal elementar, o que consome grande quantidade de energia. As entalpias-padrão de 
formação dos óxidos de alumínio e ferro são, respectivamente: –1 675,7 kJ/mol e –824,2 kJ/mol. 
 
 
SPIRO, T. G.; STIGLIANI, W. M. Química Ambiental. 
São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2008 (adaptado). 
 
A energia gasta na obtenção do alumínio a partir do seu material primário é maior do que a do aço, porque 
o alumínio 
 
a) forma seu óxido absorvendo menos energia que o ferro. 
b) requer 200 vezes mais energia para ser isolado do seu minério do que o ferro. 
c) requer praticamente o dobro de energia para ser isolado do seu óxido do que requer o ferro, no estado 
padrão. 
d) apresenta entalpia de formação no seu óxido menor do que a entalpia do ferro. 
e) apresenta somente uma valência constante, enquanto o ferro pode apresentar normalmente duas 
valências. 
 
Comentários: 
A formação dos óxidos pode ser dada por: 
 
2𝐴𝑙 +
3
2
𝑂2 → 𝐴𝑙2𝑂3 ∆𝐻 = −1675,7 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
𝐹𝑒 + 𝑂2 → ó𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝑓𝑒𝑟𝑟𝑜 ∆𝐻 = −824,2 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 84 
 
O óxido de ferro formado poderia ser o FeO ou o Fe2O3, mas a questão não informa dados suficientes para 
tal distinção. 
 
Analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
a) Errada. A formação do óxido de alumínio libera -1675,7 kJ, já a formação do óxido de ferro libera -824,8 
kJ. Então, a formação do óxido de alumínio libera uma energia maior do que o ferro. 
b) Errada. Segundo gráfico, vê-se que a energia gasta para o alumínio se encontra em 200 milhões de 
kJ/ton, já o do ferro, por volta de 30 milhões de kJ/ton. Sendo assim, essa razão é igual a: 
200 ⋅ 106
30 ⋅ 106
= 6,67 𝑣𝑒𝑧𝑒𝑠 
 
Então, o alumínio requer 6,67 vezes mais energia para ser isolado do seu minério do que o ferro. 
c) Errada. A decomposição dos óxidos é dada por: 
𝐴𝑙2𝑂3 → 2𝐴𝑙 +
3
2
𝑂2 ∆𝐻 = 1675 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
ó𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝑓𝑒𝑟𝑟𝑜 → 𝐹𝑒 + 𝑂2 ∆𝐻 = 824,2 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
 
Apesar da entalpia de decomposição do óxido de alumínio ser quase o dobro da do óxido de ferro. Porém, 
como as entalpias estão em kJ/mol, sem saber qual o óxido envolvido, não dá para saber quantos mols 
foram formados. Sendo assim, não há como definir a relação entre as energias 
d) Certa. A entalpia de formação do óxido de alumínio é de -1675,7 kJ, que é menor do que a entalpia de 
formação do óxido de ferro: -824,2 kJ. 
 
Como a entalpia de formação do óxido é menor, a entalpia de formação do metal será maior, já que 
representa o inverso da formação do óxido (descrito na alternativa C). Portanto, a energia necessária para 
obter o Al a partir do óxido é de 1675,7 kJ/mol, que é maior do que para o Fe (824,2 kJ/mol). 
e) Errada. O alumínio realmente apresenta uma valênciaapenas (+3), enquanto o ferro pode apresentar 
+2 ou +3. Porém, essas informações não são suficientes para informar que o alumínio gasta mais energia 
do que o ferro. 
Gabarito: D 
 
34. (ENEM/2010) 
Em nosso cotidiano, utilizamos as palavras “calor” e “temperatura” de forma diferente de como elas são 
usadas no meio científico. Na linguagem corrente, calor é identificado como “algo quente” e temperatura 
mede a “quantidade de calor de um corpo”. Esses significados, no entanto, não conseguem explicar 
diversas situações que podem ser verificadas na prática. 
 
Do ponto de vista científico, que situação prática mostra a limitação dos conceitos corriqueiros de calor e 
temperatura? 
 
a) A temperatura da água pode ficar constante durante o tempo em que estiver fervendo. 
b) Uma mãe coloca a mão na água da banheira do bebê para verificar a temperatura da água. 
c) A chama de um fogão pode ser usada para aumentar a temperatura da água em uma panela. 
d) A água quente que está em uma caneca é passada para outra caneca a fim de diminuir sua temperatura. 
e) Um forno pode fornecer calor para uma vasilha de água que está em seu interior com menor 
temperatura do que a dele. 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 85 
Comentários: 
O conceito chave do texto é que, na linguagem do cotidiano, a temperatura mede a quantidade de calor 
de um corpo. Com isso, um corpo que ganharia calor sempre aumentaria de temperatura (mais calor, 
mais temperatura). 
Analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
a) Certa. No processo de ebulição, a água, quando chegar em 100 ˚C a 1 atm, não mudará a temperatura, 
mas usará o calor fornecido para mudança de estado. Isso ilustra bem a limitação dos conceitos 
corriqueiros de calor e temperatura. 
b) Errada. Essa frase reforça o conceito cotidiano limitado de calor e temperatura, ou seja, a água que 
recebeu muito calor está muito quente (temperatura elevada). 
c) Errada. Essa frase reforça o conceito corriqueiro limitado de calor e temperatura. Já que a chama 
fornece mais calor para a água, aumentando sua temperatura. Então, mais calor, maior temperatura. 
d) Errada. Essa frase reforça o conceito cotidiano limitado de calor e temperatura. Uma vez que a troca 
da água quente para um recipiente com temperatura menor (com menos calor) é feita para “esfriar” a 
água. Portanto, menos calor, menor temperatura. 
e) Errada. Essa frase reforça o conceito cotidiano limitado de calor e temperatura. Visto que uma vasilha 
de menor temperatura, ao ser aquecida, vai ganhar mais calor e vai aumentar de temperatura. Sendo 
assim, mais calor, maior temperatura. 
Gabarito: A 
 
35. (ENEM/2010) 
No que tange à tecnologia de combustíveis alternativos, muitos especialistas em energia acreditam que 
os alcoóis vão crescer em importância em um futuro próximo. Realmente, alcoóis como metanol e etanol 
têm encontrado alguns nichos para uso doméstico como combustíveis há muitas décadas e, 
recentemente, vêm obtendo uma aceitação cada vez maior como aditivos, ou mesmo como substitutos 
para gasolina em veículos. Algumas das propriedades físicas desses combustíveis são mostradas no 
quadro seguinte. 
 
 
BAIRD, C. Química Ambiental. São Paulo. Artmed, 1995 (adaptado). 
 
Dados: Massas molares em g/mol: 
H = 1,0; C = 12,0; O = 16,0. 
 
Considere que, em pequenos volumes, o custo de produção de ambos os alcoóis seja o mesmo. Dessa 
forma, do ponto de vista econômico, é mais vantajoso utilizar 
 
a) metanol, pois sua combustão completa fornece aproximadamente 22,7 kJ de energia por litro de 
combustível queimado. 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 86 
b) etanol, pois sua combustão completa fornece aproximadamente 29,7 kJ de energia por litro de 
combustível queimado. 
c) metanol, pois sua combustão completa fornece aproximadamente 17,9 MJ de energia por litro de 
combustível queimado. 
d) etanol, pois sua combustão completa fornece aproximadamente 23,5 MJ de energia por litro de 
combustível queimado. 
e) etanol, pois sua combustão completa fornece aproximadamente 33,7 MJ de energia por litro de 
combustível queimado. 
 
Comentários: 
I) Metanol (CH3OH): 
Para 1 L do álcool, tem-se a massa de: 
𝑑 =
𝑚
𝑣
 
0,79 𝑔/𝑚𝐿 =
𝑚
1000 𝑚𝐿
 
𝑚𝑚𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 = 790 𝑔 
 
Como a massa molar do metanol é de 32 g e 1 mol libera 726 kJ. A quantidade de calor desprendido é 
dada por: 
 
32 𝑔 𝑑𝑒 𝑚𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 − − − − −726 𝑘𝐽
790 𝑔 𝑑𝑒 𝑚𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 − − − − 𝑥
 
 
𝑥 = −17923,12 𝑘𝐽 = −17,9 𝑀𝐽 
 
II) Etanol (CH3CH2OH): 
Para 1 L do álcool, tem-se a massa de: 
𝑑 =
𝑚
𝑣
 
0,79 𝑔/𝑚𝐿 =
𝑚
1000 𝑚𝐿
 
 
𝑚𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 = 790 𝑔 
 
Como a massa molar do etanol é de 46 g e 1 mol libera 1367 kJ. A quantidade de calor desprendido é dada 
por: 
 
46 𝑔 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 − − − − −1367 𝑘𝐽
790 𝑔 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 − − − − 𝑦
 
 
𝑦 = −23476,74 𝑘𝐽 = −23,5 𝑀𝐽 
 
Portanto, analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
a) Errada. O etanol libera uma quantidade de energia maior do que o metanol, sendo mais vantajoso. 
Além disso, o metanol libera 17,9 MJ. 
b) Errada. O etanol libera 23,5 MJ de energia e não 29,7 kJ. 
c) Errada. O metanol libera realmente 17,9 MJ, mas o etanol é mais vantajoso por liberar 23,5 MJ. 
d) Certa. O etanol é mais eficiente por liberar 23,5 MJ contra 17,9 MJ do metanol. 
e) Errada. O etanol fornece 23,5 MJ e não 33,7 MJ. 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 87 
Gabarito: D 
 
36. (ENEM/2009) 
Nas últimas décadas, o efeito estufa tem-se intensificado de maneira preocupante, sendo esse efeito 
muitas vezes atribuído à intensa liberação de CO2 durante a queima de combustíveis fósseis para geração 
de energia. O quadro traz as entalpias-padrão de combustão a do metano, do butano e do 
octano. 
 
 
 
À medida que aumenta a consciência sobre os impactos ambientais relacionados ao uso da energia, cresce 
a importância de se criar políticas de incentivo ao uso de combustíveis mais eficientes. Nesse sentido, 
considerando-se que o metano, o butano e o octano sejam representativos do gás natural, do gás 
liquefeito de petróleo (GLP) e da gasolina, respectivamente, então, a partir dos dados fornecidos, é 
possível concluir que, do ponto de vista da quantidade de calor obtido por mol de CO2 gerado, a ordem 
crescente desses três combustíveis é 
 
a) gasolina, GLP e gás natural. 
b) gás natural, gasolina e GLP. 
c) gasolina, gás natural e GLP. 
d) gás natural, GLP e gasolina. 
e) GLP, gás natural e gasolina. 
 
Comentário: 
I. Metano (CH4) – gás natural: 
A combustão do metano é dada por: 
𝐶𝐻4 + 2𝑂2 → 𝐶𝑂2 + 2𝐻2𝑂 
1 mol de CH4 libera 1 mol de CO2, então, como a queima de 1 mol de metano libera 890 kJ, logo, a relação 
de calor obtido por mol de CO2 é: 
890 𝑘𝐽
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑂2
= 890 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
 
II. Butano (C4H10) – GLP: 
A combustão do butano é dada por: 
𝐶4𝐻10 +
13
2
𝑂2 → 4𝐶𝑂2 + 5𝐻2𝑂 
1 mol de C4H10 libera 4 mols de CO2, então, como a queima de 1 mol de butano libera 2878 kJ, então, a 
relação de calor obtido por mol de CO2 é: 
2878 𝑘𝐽
4 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑂2
= 719,5 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
 
III. Octano (C8H18) – gasolina: 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 88 
A combustão do octano é dada por: 
𝐶8𝐻18 +
25
2
𝑂2 → 8𝐶𝑂2 + 9𝐻2𝑂 
1 mol de C8H18 libera 8 mols de CO2, então, como a queima de 1 mol de octano libera 5471 kJ, a relação 
de calor obtido por mol de CO2 é: 
5471 𝑘𝐽
8 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑂2
≅ 683,9 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
 
Combustível Eficiência energética por mol de CO2 (kJ/mol) 
Metano (gás natural) 890 
Butano (GLP) 719,5 
Octano (gasolina) 683,9 
 
Portanto, o gás natural é o mais eficiente e a gasolina é o combustível menos eficiente. Sendo assim, a 
ordem crescente desses três combustíveis é: 
𝑔𝑎𝑠𝑜𝑙𝑖𝑛𝑎 < 𝐺𝐿𝑃 <𝑚𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜 
Gabarito: A 
 
37. (ENEM/2009) 
Vários combustíveis alternativos estão sendo procurados para reduzir a demanda por combustíveis 
fósseis, cuja queima prejudica o meio ambiente devido à produção de dióxido de carbono (massa molar 
igual a 44 g mol–1). Três dos mais promissores combustíveis alternativos são o hidrogênio, o etanol e o 
metano. A queima de 1 mol de cada um desses combustíveis libera uma determinada quantidade de calor, 
que estão apresentadas na tabela a seguir. 
 
 
 
Considere que foram queimadas massas, independentemente, desses três combustíveis, de forma tal que 
em cada queima foram liberados 5400 kJ. O combustível mais econômico, ou seja, o que teve a menor 
massa consumida, e o combustível mais poluente, que é aquele que produziu a maior massa de dióxido 
de carbono (massa molar igual a 44 g mol–1), foram respectivamente, 
 
a) o etanol, que teve apenas 46g de massa consumida, e o metano, que produziu 900 g de CO2. 
b) o hidrogênio, que teve apenas 40g de massa consumida, e o etanol, que produziu 352 g de CO2. 
c) o hidrogênio, que teve apenas 20g de massa consumida, e o metano, que produziu 264 g de CO2. 
d) o etanol, que teve apenas 96g de massa consumida, e o metano, que produziu 176 g de CO2. 
e) o hidrogênio, que teve apenas 2g de massa consumida, e o etanol, que produziu 1350 g de CO2. 
 
Comentário: 
I. Hidrogênio: 
Se 1 mol de hidrogênio tem 2 g e libera 270 kJ, então, a liberação de 5400 kJ é dada por uma massa de: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 89 
 
 
2 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2 − − − − 270 𝑘𝐽
𝑥 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2 − − − − 5400 𝑘𝐽
 
 
𝑥 = 40 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2 
 
A combustão de hidrogênio libera apenas água, ou seja, a massa de CO2 liberada é igual a 0: 
 
𝐻2 +
1
2
𝑂2 → 𝐻2𝑂 
 
II. Metano (CH4): 
Se 1 mol de metano tem 16 g e libera 900 kJ, então, a liberação de 5400 kJ é dada por uma massa de: 
 
 
16 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝐻4 − − − − 900 𝑘𝐽
𝑥 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝐻4 − − − − 5400 𝑘𝐽 
 
 
𝑥 = 96 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝐻4 
 
A combustão do metano é dada por: 
 
𝐶𝐻4 + 2𝑂2 → 𝐶𝑂2 + 2𝐻2𝑂 
 
Sendo assim, 1 mol de metano (16 g/mol) forma 1 mol de CO2 (massa molar de 44 g/mol). Sendo assim, a 
massa de dióxido de carbono produzida pela combustão de 96 g metano é de: 
 
16 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝐻4 − − − − 44 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑂2
96 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝐻4 − − − − 𝑦 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑂2
 
 
𝑦 = 264 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 
 
III. Etanol (C2H5OH): 
Se 1 mol de etanol tem 46 g e libera 1350 kJ, então, a liberação de 5400 kJ é dada por uma massa de: 
 
46 𝑔 𝑑𝑒 𝐶2𝐻5𝑂𝐻 − − − − 1350 𝑘𝐽
 𝑥 𝑔 𝑑𝑒 𝐶2𝐻5𝑂𝐻 − − − − 5400 𝑘𝐽 
 
 
𝑥 = 184 𝑔 𝑑𝑒 𝐶2𝐻5𝑂𝐻 
 
A combustão do etanol é dada por: 
 
𝐶2𝐻5𝑂𝐻 + 4𝑂2 → 2𝐶𝑂2 + 5𝐻2𝑂 
 
Sendo assim, 1 mol de etanol (46 g/mol) forma 2 mols de CO2 (massa molar de 44 g/mol). Sendo assim, a 
massa de dióxido de carbono produzida pela combustão de 186 g etanol é de: 
 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 90 
46 𝑔 𝑑𝑒 𝐶2𝐻5𝑂𝐻 − − − − 2 ⋅ 44 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑂2
184 𝑔 𝑑𝑒 𝐶2𝐻5𝑂𝐻 − − − − 𝑦 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑂2
 
 
46 𝑔 ⋅ 𝑦 = 184 𝑔 ⋅ 2 ⋅ 44 𝑔 
𝑦 = 352 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 
 
Sendo assim, a quantidade em massa de combustível utilizada e a massa de CO2 produzida é dada por: 
 
Combustível Quantidade de combustível (g) Quantidade de CO2 (g) 
H2 40 0 
CH4 96 264 
C2H5OH 184 352 
 
Sendo assim, o combustível que teve menor massa consumida (mais econômico) foi o hidrogênio (H2) 
com 40 g. O combustível que emitiu maior quantidade de CO2 foi o etanol (C2H5OH), que liberou 352 g do 
dióxido de carbono. 
Gabarito: B 
 
38. (UEA AM/2017) 
A entalpia-padrão de formação da água líquida é igual a – 286 kJ/mol e a entalpia-padrão de formação do 
gelo é igual a – 292 kJ/mol. A partir desses dados, é correto afirmar que a fusão de 1 mol de gelo é um 
fenômeno 
 
a) endotérmico, que absorve 6 kJ. 
b) endotérmico, que libera 6 kJ. 
c) endotérmico, que absorve 578 kJ. 
d) exotérmico, que absorve 6 kJ. 
e) exotérmico, que libera 578 kJ. 
 
Comentários: 
A fusão do gelo pode ser representada da seguinte forma: 
 
𝐻2𝑂(𝑠) → 𝐻2𝑂(𝑙) 
 
A entalpia dessa transformação é dada por: 
 
𝛥𝐻 = 𝛥𝐻𝑙 − 𝛥𝐻𝑠 = −286 − (−292) = 6 
 
Portanto, como o valor da entalpia é positivo, a transformação é endotérmica e absorve 6kJ. 
Gabarito: A 
 
39. (UEA AM/2016) 
Octano, C8H18, um dos componentes da gasolina, pode ser obtido sinteticamente a partir dos gases 
butano, C4H10, e 1-buteno, C4H8, por meio de um processo catalítico conhecido como alquilação. Essa 
síntese pode ser representada pela equação: 
 
C4H10 (g) + C4H8 (g) C8H18 (l) 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 91 
 
Sabendo que as entalpias-padrão de formação do butano, do 1-buteno e do octano são, respectiva e 
aproximadamente, em kJ/mol, iguais a –2 880, zero e –5 470, é correto afirmar que a síntese de 1 mol de 
octano por essa reação 
 
a) absorve 2 590 kJ. 
b) absorve 5 470 kJ. 
c) libera 2 590 kJ. 
d) libera 5 470 kJ. 
e) libera 8 350 kJ. 
 
Comentários: 
Calculando a entalpia da reação, temos: 
𝛥𝐻 = 𝐻𝑃 − 𝐻𝑅 = −5470 − (−2880) = −2590
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
Assim, como o sinal da entalpia é negativo, a reação libera 2590 kJ na síntese de 1 mol. 
Gabarito: C 
 
40. (UEA AM/2014) 
A espontaneidade de uma transformação química está relacionada às variações de entropia e de entalpia 
que ocorrem quando se comparam reagentes e produtos. São sempre espontâneas, em qualquer 
temperatura e independentemente de sua velocidade, as transformações que ocorrem com liberação de 
energia e aumento de entropia, como a 
 
a) fotossíntese dos vegetais. 
b) combustão do carvão. 
c) evaporação do álcool. 
d) solidificação da água. 
e) sublimação do iodo. 
 
Comentários: 
Analisando as alternativas, temos: 
a) Incorreta. A fotossíntese dos vegetais absorve luz solar para rearranjar as moléculas de gás carbônico 
e água para formar glicose, sendo uma transformação que diminui a entropia e absorve energia. 
b) Correta. A combustão do carvão libera calor e transforma um sólido, que possui um alto nível de 
organização, para gases, que possuem grande desordem, havendo um aumento de entropia. 
c) Incorreta. A evaporação do álcool é um processo endotérmico, ou seja, ocorre com absorção de energia 
d) Incorreta. A solidificação da água é uma transformação em que há uma diminuição na entropia, por 
passar de uma estrutura com mais desordem(líquido) para um com menos desordem(sólido). 
e) Incorreta. A sublimação do iodo é um processo que necessita da absorção de energia para ocorrer. 
Gabarito: B 
 
41. (UEA AM/2014) 
O estanho, metal utilizado em ligas de solda e no revestimento interno de latas de folha de flandres, é 
obtido pelo aquecimento do mineral cassiterita, SnO2, com carbono, em fornos a temperaturas de 1 200 
ºC a 1 300 ºC. A reação que ocorre nesse processo é: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 92 
 
SnO2 (s) + C (s) Sn (l) + CO2 (g) 
 
Considere os dados: 
 
Sn (s) + O2 (g) SnO2 (s) = –578 kJ/mol 
C (s) + O2 (g) CO2 (g) = –394 kJ/mol 
Sn (s) Sn (l) = 7 kJ/mol 
 
A partir desses dados, é correto afirmar que a obtenção de 1 mol de Sn (l), a partir da cassiterita, 
 
a) absorve 191 kJ. 
b) absorve 965 kJ. 
c) libera 177 kJ. 
d) libera 191 kJ. 
e) libera 965 kJ. 
 
Comentários: 
Rearranjando as reações do enunciado para, em seguida, utilizar a lei de Hess, temos: 
SnO2 (s) Sn (s) + O2 (g); = 578 kJ/mol 
C (s) + O2 (g) CO2 (g) ; = –394 kJ/mol 
Sn (s) Sn (l) ; = 7 kJ/mol 
Somando essas três equações, obtemos a equação do enunciado, assim, podemos calcular a entalpia da 
reação utilizando a lei de Hess: 
SnO2 (s) + C (s) Sn (l) + CO2 (g) 
𝛥𝐻 = 578 + (−394) + 7 = 191 𝑘𝐽 
O sinal positive dessa entalpia indica que a reação é endotérmica, ou seja, absorve energia. 
Gabarito: A 
 
42. (UEA AM/2013)O açaí é considerado um alimento de alto valor calórico, com elevado percentual de lipídeos, e nutricional, 
pois é rico em proteínas e minerais. Nas áreas de exploração extrativa, o açaí representa a principal base 
alimentar da população, notadamente dos ribeirinhos da região do estuário do rio Amazonas. 
O óleo extraído do açaí é composto de ácidos graxos de boa qualidade, com 60% de monoinsaturados e 
13% de poli-insaturados. Com relação às proteínas, possui teor superior ao do leite (3,50%) e do ovo 
(12,49%), enquanto o perfil em aminoácidos é semelhante ao do ovo. 
Processos de conservação 
O açaí, quando não submetido a processos de conservação, tem a vida de prateleira muito curta, no 
máximo 12 horas, mesmo sob refrigeração. A sua alta perecibilidade pode estar associada, 
principalmente, à elevada carga microbiana presente no fruto, causada por condições inadequadas de 
colheita, acondicionamento, transporte e processamento. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 93 
A adoção de boas práticas agrícolas e de fabricação minimizam a probabilidade de contaminação 
microbiológica dos frutos e do açaí durante o processamento, contribuindo para a conservação do 
produto. 
Em adição a essas boas práticas, deve ser realizado um conjunto de etapas de procedimentos visando a 
obtenção de produto seguro e de qualidade, tais como o branqueamento dos frutos, a pasteurização, o 
congelamento ou a desidratação do açaí. 
(http://sistemasdeproducao.cnptia.embrapa.br. Adaptado.) 
 
Nos processos de congelamento e desidratação da polpa do açaí, ocorrem, respectivamente, as seguintes 
transformações: 
 
Congelamento: H2O (l) → H2O (s); ΔH < 0 
Desidratação: H2O (l) → H2O (g); ΔH > 0 
 
Analisando as duas transformações, pode-se concluir corretamente que 
 
a) a desidratação é endotérmica e ocorre com formação de ligações de hidrogênio. 
b) o congelamento é exotérmico e ocorre com ruptura e formação de ligações de hidrogênio. 
c) o congelamento é endotérmico e ocorre com ruptura e formação de ligações de hidrogênio. 
d) ambas são isotérmicas e ocorrem com ruptura e formação de ligações de hidrogênio. 
e) a desidratação é exotérmica e ocorre com ruptura de ligações de hidrogênio. 
 
Comentários: 
Analisando as alternativas, temos: 
a) Incorreta. A desidratação é endotérmica(𝛥𝐻 > 0) e ocorre com a quebra de ligações de hidrogênio da 
água líquida. 
b) Correta. O congelamento é exotérmico(𝛥𝐻 < 0) e ocorre com rupturas e formações de ligações de 
hidrogênio na água líquida e sólida. 
c) Incorreta. O congelamento é exotérmico(𝛥𝐻 < 0). 
d) Incorreta. Nenhuma das transformações é isotérmica. 
e) Incorreta. A desidratação é endotérmica(𝛥𝐻 > 0) e ocorre com ruptura de ligações de hidrogênio 
Gabarito: B 
 
43. (UEA AM/2013) 
Considere algumas características do Teatro Amazonas. 
 
 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 94 
(g1.globo.com) 
 
A cúpula do teatro é composta de 36 mil peças de escamas em cerâmica esmaltada e telhas vitrificadas, 
vindas da Alsácia. Foi adquirida na Casa Koch Frères, em Paris. A pintura ornamental é da autoria de 
Lourenço Machado. O colorido original,em verde, azul e amarelo é uma analogia à exuberância da 
bandeira brasileira. 
(www.culturamazonas.am.gov.br) 
 
 
Sob o chão, câmaras eram usadas para armazenar gelo que, com o vento que vinha por meio de tubos do 
lado de fora, saía por debaixo das cadeiras e servia como o ar-condicionado da época. Segundo os 
administradores do local, o gelo, na verdade, era neve que vinha de navio da Europa. 
(www.gazetaonline.globo.com) 
 
O princípio de funcionamento dessa espécie de ar-condicionado baseia-se no fato de o gelo sofrer uma 
 
a) decomposição exotérmica, que libera energia para o ambiente. 
b) decomposição endotérmica, que absorve energia do ambiente. 
c) mudança de estado exotérmica, que absorve energia do ambiente. 
d) mudança de estado endotérmica, que libera energia para o ambiente. 
e) mudança de estado endotérmica, que absorve energia do ambiente. 
 
Comentários: 
Em contato com o ar ambiente, o gelo absorve energia para mudar para o estado líquido, numa 
transformação endotérmica, fazendo com que o ambiente perca essa energia e fique mais frio. 
Gabarito: E 
 
44. (UEA AM/2013) 
Certo refrigerante à base de guaraná apresenta, em sua tabela nutricional, as seguintes informações: 
 
 
 
Sabendo que o valor energético do açúcar refinado comum (sacarose, C12H22O11) é aproximadamente 400 
kcal/100 g, conclui-se que, em termos nutricionais, a ingestão de 1 copo do refrigerante em questão 
equivale, energeticamente, à ingestão de 250 mL de uma solução aquosa que contenha dissolvida uma 
massa de açúcar, em gramas, próxima de 
 
a) 32. 
b) 52. 
c) 40. 
d) 13. 
e) 27. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 95 
 
Comentários: 
Para essa questão, basta descobrir a quantidade de açúcar que terá valor energético de 106 kcal. Como o 
valor energético do açúcar é de 400 kcal/100g, temos: 
 
400 𝑘𝑐𝑎𝑙 − − − − 100𝑔
106 𝑘𝑐𝑎𝑙 − − − − 𝑥𝑔
 
 
𝑥 =
106 ⋅ 100
400
= 26,5𝑔 
 
A alternativa que mais se aproxima desse valor é a alternativa E. 
Gabarito: E 
 
45. (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: 
No leite integral, o único carboidrato presente é a lactose; logo, em relação aos carboidratos, o valor 
calórico é igual a 90 kcal por litro. No leite sem lactose, o valor calórico de carboidratos também é igual a 
90 kcal por litro. Entretanto, neste leite, a lactose foi hidrolisada a glicose e galactose, conforme 
representado na equação química: 
lactose + água → glicose + galactose 
De acordo com a equação, para cada 1 mol de lactose hidrolisada é formado 1 mol de glicose e 1 mol de 
galactose. Os valores calóricos obtidos na metabolização da glicose e da galactose são iguais, e a soma 
desses valores é 90 kcal. Logo, o valor calórico obtido na metabolização de 1 mol de glicose é igual a: 
90
2
= 45 𝑘𝑐𝑎𝑙/𝑚𝑜𝑙 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 96 
O valor calórico de um produto corresponde à energia liberada na sua metabolização e é expresso em 
rótulos comerciais com sinal positivo. Já a entalpia-padrão é uma grandeza termoquímica e corresponde 
à variação de entalpia da reação de combustão que, por ser uma reação exotérmica, tem sinal negativo. 
Logo, a entalpia-padrão de metabolização da glicose, de fato, é igual a −45 kcal/mol. 
Gabarito: A 
 
46. (UERJ/2018) 
A capacidade poluidora de um hidrocarboneto usado como combustível é determinada pela razão entre 
a energia liberada e a quantidade de CO2 formada em sua combustão completa. Quanto maior a razão, 
menor a capacidade poluidora. A tabela abaixo apresenta a entalpia-padrão de combustão de quatro 
hidrocarbonetos. 
 
 
 
A partir da tabela, o hidrocarboneto com a menor capacidade poluidora é: 
 
a) octano 
b) hexano 
c) benzeno 
d) pentano 
 
Comentários: 
Analise as equaçõesde combustão de cada um dos hidrocarbonetos da tabela: 
Octano: C8H18 + 25/2 O2 → 8 CO2 + 9 H2O ∆H° = − 5440 kJ·mol−1 
Hexano: C6H14 + 19/2 O2 → 6 CO2 + 7 H2O ∆H° = − 4140 kJ·mol−1 
Benzeno: C6H6 + 15/2 O2 → 6 CO2 + 3 H2O ∆H° = − 3270 kJ·mol−1 
Pentano: C5H12 + 8 O2 → 5 CO2 + 6 H2O ∆H° = − 3510 kJ·mol−1 
A capacidade poluidora dos hidrocarbonetos corresponde à razão entre a quantidade de energia liberada 
na reação de combustão e a quantidade em mols de CO2 formado na combustão. 
Octano: 
5440
8
= 680 
Hexano: = 
4140 
6
= 690 
Benzeno: = 
3270
6
= 545 
Pentano: = 
3510
5
= 702 
Logo, dentre os compostos, o de menor capacidade poluidora é o pentano. 
Gabarito: D 
 
47. (UERJ/2015) 
A decomposição térmica do carbonato de cálcio tem como produtos o óxido de cálcio e o dióxido de 
carbono. Na tabela a seguir, estão relacionados os períodos de quatro elementos químicos do grupo 2 da 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 97 
tabela de classificação periódica e a entalpia-padrão de decomposição do carbonato correspondente a 
cada um desses elementos. 
 
 
A energia, em quilojoules, necessária para a obtenção de 280 g de óxido de cálcio a partir de seu 
respectivo carbonato é igual a: 
 
a) 500 
b) 900 
c) 1100 
d) 1300 
 
Comentários: 
A reação química de decomposição do carbonato de cálcio (CaCO3) e formação do óxido de cálcio (CaO) 
e do dióxido de carbono (CO2) é representada por: 
 
CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g) 
 
O cálcio encontra-se no quarto período da tabela de classificação periódica. De acordo com as 
informações apresentadas, a entalpia-padrão de decomposição do carbonato de cálcio é igual a 180 
kJ.mol–1. De acordo com a proporção estequiométrica da reação, 1 mol de CaCO3 acarreta a formação de 
1 mol de CaO. A massa molar do CaO é igual a soma das respectivas massas molares dos elementos 
formadores: 
40 + 16 = 56 g.mol–1. 
 
A energia necessária para a decomposição de 1 mol de CaCO3 é igual a 180 kJ.mol–1, logo esta é a energia 
necessária para obter 56 g de CaO. Pode-se, assim, calcular a energia para a obtenção de 280 g de CaO: 
 
56 𝑔 − − − − 180 𝑘𝐽
280 𝑔 − − − − 𝑥
 
 
𝑥 = 900 𝑘𝐽 
 
A energia necessária para a obtenção de 280 g de CaO é igual a 900 kJ. 
Gabarito: B 
 
48. (UERJ/2013) 
Denomina-se beta-oxidação a fase inicial de oxidação mitocondrial de ácidos graxos saturados. 
Quando esses ácidos têm número par de átomos de carbono, a beta-oxidação produz apenas acetil-CoA, 
que pode ser oxidado no ciclo de Krebs. 
 
Considere as seguintes informações: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 98 
 
 cada mol de acetil-CoA oxidado produz 10 mols de ATP; 
 cada mol de ATP produzido armazena 7 kcal. 
 
Sabe-se que a beta-oxidação de 1 mol de ácido palmítico, que possui 16 átomos de carbono, gera 8 mols 
de acetil-CoA e 26 mols de ATP. 
 
A oxidação total de 1 mol de ácido palmítico, produzindo CO2 e H2O, permite armazenar sob a forma de 
ATP a seguinte quantidade de energia, em quilocalorias: 
 
a) 36 
b) 252 
c) 742 
d) 1008 
 
Comentários: 
Como a oxidação total de 1 mol do ácido palmítico libera 8 mols de acetil-CoA e cada mol de acetil-CoA 
produz 10 mol de ATP. Sendo assim, tem-se: 
 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑖𝑙 − 𝐶𝑜𝐴 − − − − 10 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐴𝑇𝑃
8 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑖𝑙 − 𝐶𝑜𝐴 − − − − 𝑥 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐴𝑇𝑃 
 
 
𝑥 = 80 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐴𝑇𝑃 
 
Além desses 80 mols de ATPs indiretos, a reação libera, diretamente, 26 mols de ATP, resultando em um 
valor total de: 
 
80 𝑚𝑜𝑙𝑠 + 26 𝑚𝑜𝑙𝑠 = 106 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐴𝑇𝑃 
 
Se cada ATP armazena 7 kcal de energia, então, 106 mols apresentam: 
 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐴𝑇𝑃 − − − − 7 𝑘𝑐𝑎𝑙 𝑑𝑒 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔𝑖𝑎
106 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐴𝑇𝑃 − − − − 𝑦 𝑘𝑐𝑎𝑙 𝑑𝑒 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔𝑖𝑎
 
 
𝑦 = 742 𝑘𝑐𝑎𝑙 
Gabarito: C 
 
49. (UERJ/2013) 
Em um laboratório, as amostras X e Y, compostas do mesmo material, foram aquecidas a partir da mesma 
temperatura inicial até determinada temperatura final. 
Durante o processo de aquecimento, a amostra X absorveu uma quantidade de calor maior que a amostra 
Y. 
 
Considerando essas amostras, as relações entre os calores específicos cX e cY, as capacidades térmicas CX 
e CY e as massas mX e mY são descritas por: 
 
a) 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 99 
b) 
c) 
d) 
 
Comentários: 
Como os materiais são os mesmos, os calores específicos cX e cY serão iguais. Dado que a diferença de 
temperatura final e inicial são iguais para as duas amostras e a quantidade de calor fornecida para a 
amostra X foi maior, então a capacidade térmica 𝐶𝑥 é maior que 𝐶𝑦. Como a capacidade térmica de X é 
maior que a de Y e os calores específicos são iguais, então a massa da amostra X é maior que a massa da 
amostra Y. Essas afirmações estão descritas na alternativa A. 
Gabarito: A 
 
50. (UERJ/2013) 
Considere duas amostras, X e Y, de materiais distintos, sendo a massa de X igual a quatro vezes a massa 
de Y. 
As amostras foram colocadas em um calorímetro e, após o sistema atingir o equilíbrio térmico, 
determinou-se que a capacidade térmica de X corresponde ao dobro da capacidade térmica de Y. 
Admita que cX e cY sejam os calores específicos, respectivamente, de X e Y. 
A razão é dada por: 
 
a) 
b) 
c) 1 
d) 2 
 
Comentários: 
Do enunciado, temos: 
𝑚𝑥 = 4𝑚𝑦 
𝐶𝑥 = 2𝐶𝑦 
Da definição de capacidade térmica, temos: 
𝐶𝑥 = 𝑚𝑥𝑐𝑥 
𝐶𝑦 = 𝑚𝑦𝑐𝑦 
Assim: 
𝑚𝑥𝑐𝑥 = 2𝑚𝑦𝑐𝑦 
4𝑚𝑦𝑐𝑥 = 2𝑚𝑦𝑐𝑦 
𝑐𝑥
𝑐𝑦
=
1
2
 
Gabarito: B 
 
51. (UERJ/2012) 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 100 
Cada mol de glicose metabolizado no organismo humano gera o equivalente a 3000 kJ de energia. A 
atividade da célula nervosa, em condições normais, depende do fornecimento constante dessa fonte 
energética. 
 
A equação química a seguir representa a obtenção de glicose a partir do glicogênio. 
 
(C6H10O5)n + n H2O → n C6H12O6 
glicogênio glicose 
 
Considere uma molécula de glicogênio de massa molar igual a 4,86 x 106 g.mol-1. 
 
A metabolização da glicose originada da hidrólise dessa molécula de glicogênio proporciona o ganho de 
energia, em quilojoules, equivalente a: 
 
a) 1,50 x 10-16 
b) 2,70 x 10-14 
c) 3,20 x 10-12 
d) 6,50 x 10-10 
 
Comentários: 
Primeiramente, deve-se determinar n. Para isso, utilizaremos a massa molar dessa molécula de glicogênio: 
 
(6 ⋅ 12 + 10 ⋅ 1 + 5 ⋅ 16)𝑛 = 4,86 ⋅ 106 
𝑛 = 
4,86 ⋅ 106
162
= 30000 
 
Assim, a hidrólise dessa molécula de glicogênio gerará 30000 moléculas de glicose. Vamos, então, 
determinar a quantidade de energia que essa quantidade de glicose proporcionará: 
 
6 ⋅ 1023 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 − − − − 3000 𝑘𝐽
3 ⋅ 104 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 − − − − 𝑥 𝑘𝐽
 
 
𝑥 = 
3000 ⋅ 3 ⋅ 104
6 ⋅ 1023
= 1,5 ⋅ 10−16𝑘𝐽 
 
O que corresponde a alternativa A. 
Gabarito: A 
 
52. (UERJ/2011) 
O hidrogênio vem sendo considerado um possível substituto dos combustíveis altamente poluentes de 
origem fóssil, como o dodecano, utilizado na aviação. 
Sabe-se que, sob condições-padrão, as entalpias de combustão do dodecano e do hidrogênio molecular 
são respectivamente iguais a –7500 e –280 kJ.mol–1. 
A massa de hidrogênio, em gramas, necessária para gerar a mesma quantidade de energia que a gerada 
por 1 g de dodecano equivale a: 
 
a) 0,157 
b) 0,315 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 101 
c) 0,471 
d) 0,630 
 
Comentários: 
O dodecano(𝐶12𝐻26) tem massa molar 𝑀𝑀 = 12 ⋅ 12 + 26 ⋅ 1 = 170 𝑔/𝑚𝑜𝑙. Desta forma, 1g de 
dodecano gerará 𝑄 =
7500
170
= 44,12 𝑘𝐽. Vamos, então, determinar a massa de hidrogênio necessária para 
gerar essa quantidade de energia: 
 
2𝑔 − − − − 280 𝑘𝐽
𝑥𝑔 − − − − 44,12𝑘𝐽𝑥 =
44,12 ⋅ 2
280
= 0,315𝑔 
O que corresponde a alternativa B. 
Gabarito: B 
 
53. (UERJ/2009) 
Explosivos, em geral, são formados por substâncias que, ao reagirem, liberam grande quantidade de 
energia. O nitrato de amônio, um explosivo muito empregado em atividades de mineração, se decompõe 
segundo a equação química: 
 
2 NH4NO3 (s) → 2 N2 (g) + O2 (g) + 4 H2O(g) 
 
Em um teste, essa decomposição liberou 592,5 kJ de energia e produziu uma mistura de nitrogênio e 
oxigênio com volume de 168 L, medido nas CNTP. 
Nas mesmas condições, o teste com 1 mol de nitrato de amônio libera, em quilojoules, a seguinte 
quantidade de energia: 
 
a) 39,5 
b) 59,3 
c) 118,5 
d) 158,0 
 
Comentários: 
Primeiramente, vamos determinar a quantidade de mols de nitrato de amônio utilizado no teste. Como o 
volume liberado foi de 168L nas CNTP, podemos calcular a quantidade de mols liberados nessa reação: 
22,4 𝐿 − − − −1 𝑚𝑜𝑙 
168 𝐿 − − − −𝑥 𝑚𝑜𝑙 
𝑥 = 7,5 𝑚𝑜𝑙𝑠 
Como dois mols de nitrato reagem e produzem 3 mols de gás, a quantidade de mols de nitrato necessária 
para obter 7,5 mols de gás deve ser: 
2 𝑚𝑜𝑙𝑠 − − − −3 𝑚𝑜𝑙𝑠 
𝑥 𝑚𝑜𝑙𝑠 − − − −7,5 𝑚𝑜𝑙𝑠 
𝑥 = 5 𝑚𝑜𝑙𝑠 
Assim, 5 mols de nitrato fazem liberar 592,5kJ de energia, a energia liberada na reação com 1 mol de 
nitrato é dada por: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 102 
5 𝑚𝑜𝑙𝑠 − − − −592,5𝑘𝐽 
1 𝑚𝑜𝑙 − − − − 𝑥 𝑘𝐽 
𝑥 = 118,5 𝑘𝐽 
O que corresponde a alternativa C. 
Gabarito: C 
 
54. (UFPR/2018) 
Na mitocôndria, ocorre o processo final das vias de degradação oxidativa, chamado de cadeia de 
transporte de elétrons. Nesse processo, os elétrons provindos do NADH e FADH2 são transportados por 
complexos proteicos dispostos espacial e energeticamente, de modo que formem um gradiente de 
energia livre, em que o fluxo de elétrons vai do componente de maior energia livre para o de menor. O 
receptor final dos elétrons é a molécula de oxigênio, que é convertida em água. O potencial redox está 
relacionado com a energia livre através da relação , em que é a variação de energia livre, 
 é a variação de potencial, n é número de elétrons e F é a constante de Faraday. Na tabela abaixo, são 
fornecidos alguns componentes presentes na cadeia de transporte de elétrons e os respectivos valores 
de potencial de redução. 
 
 
 
Respeitando o gradiente de energia livre, o fluxo de elétrons deve percorrer a sequência mostrada em: 
 
a) I II IV III V VI. 
b) II III IV VI V I. 
c) I IV VI III V II. 
d) VI II IV III V I. 
e) VI I V II IV III. 
 
Comentários 
O potencial de redução diz respeito à capacidade de uma substância química receber elétrons, ou seja, se 
reduzir. Vejamos um exemplo obtido a partir dos dados do enunciado, com o citocromo a3 e o bH. 
 
𝑎3
+ + 𝑒− → 𝑎3 𝐸𝐼
0 = 0,385 𝑉 
𝑏𝐻
+ + 𝑒− → 𝑏𝐻 𝐸𝐼𝐼
0 = 0,030 𝑉 
 
Como o citocromo a3 tem maior potencial de redução, em uma pilha formada por esses dois citocromos, 
o a3 sofre redução, enquanto o bH sofre oxidação. 
 
𝑎3
+ + 𝑒− → 𝑎3 𝐸𝐼
0 = 0,385 𝑉 
𝑏𝐻 → 𝑏𝐻
+ + 𝑒− 𝐸𝐼𝐼
0 = −0,030 𝑉 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 103 
𝑎3
+ + 𝑏𝐻 → 𝑎3 + 𝑏𝐻
+ 𝐸0 = 0,355 𝑉 
 
Dessa forma, os elétrons fluem do citocromo bH para o citocromo a3. Generalizando, os elétrons migram 
do menor potencial de redução para o maior potencial de redução. 
 
Logo, os elétrons devem partir da espécie VI (que possui menor potencial de redução) para a espécie I 
(que possui o maior potencial de redução). Os estados intermediários devem ser organizados também do 
menor para o maior potencial de redução. Portanto, o fluxo adequado para os elétrons é: VI → II → IV → 
III → V → I. 
Gabarito: D 
 
55. (UFPR/2015) 
A análise dos dados termodinâmicos de reações permite a previsão da espontaneidade. Na tabela a seguir 
estão apresentados os dados termodinâmicos de duas reações químicas. 
 
 
 
A partir dos dados apresentados, identifique as seguintes afirmativas como verdadeiras (V) ou falsas (F): 
 
( ) A diminuição da temperatura desfavorece a espontaneidade da reação (i). 
( ) O aumento da temperatura favorece a espontaneidade da reação (ii). 
( ) Na temperatura de 400 K, a reação (i) será espontânea. 
( ) Na temperatura de 4000 K, a reação (ii) será espontânea. 
 
Assinale a alternativa que apresenta a sequência correta, de cima para baixo. 
 
a) V – V – V – F. 
b) V – F – V – F. 
c) F – V – F – V. 
d) F – V – V – F. 
e) V – F – F – V. 
 
Comentários: 
Analisando cada proposição, tem-se: 
I) Falsa. Na reação I, a redução da temperatura cursa com redução do ∆G, ou seja, ∆G a 2800 K é maior 
do que ∆G a 200K. Com isso, ao diminuir a temperatura, a reação favorece a espontaneidade. 
II) Verdadeira. Na reação II, o aumento da temperatura de 200 K para 2800 K cursa com redução do ∆G, 
ou seja, quanto maior a temperatura, menor o ∆G e mais perto da espontaneidade a reação fica. 
III) Verdadeira. O cálculo do ∆G da reação I é dado por: 
 
∆𝐺 = ∆𝐻 − 𝑇∆𝑆 
∆𝐺 = −20 − 400 ⋅ −0,025 
∆𝐺 = −10 𝑘𝐽 (𝑟𝑒𝑎çã𝑜 𝑒𝑠𝑝𝑜𝑛𝑡â𝑛𝑒𝑎) 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 104 
 
IV) Falsa. O cálculo do ∆G da reação II é dado por: 
 
∆𝐺 = ∆𝐻 − 𝑇∆𝑆 
∆𝐺 = 30 − 4000 ⋅ 0,005 
∆𝐺 = 10 𝑘𝐽 (𝑟𝑒𝑎çã𝑜 𝑛ã𝑜 𝑒𝑠𝑝𝑜𝑛𝑡â𝑛𝑒𝑎) 
 
Gabarito: D 
 
56. (UFPR/2011) 
Um dos principais mecanismos de degradação de compostos orgânicos (aqui representado pela forma 
genérica de hidrato de carbono “CH2O”) em ambientes na ausência de oxigênio é expresso pela equação 
química não-balanceada abaixo: 
 
CH2O + SO42– + H+ → CO2 + HS– + H2O ΔGº = –25,5 kJ.mol–1 
 
Com base nas informações fornecidas, considere as seguintes afirmativas: 
 
1. O agente oxidante da reação é SO42–. 
2. O agente redutor da reação é H+. 
3. O número de oxidação do elemento enxofre no íon HS– é igual a +2. 
4. A reação acima é espontânea, de acordo com a lei de Gibbs. 
5. A equação corretamente balanceada é: 2CH2O + SO42– + H+ → 2CO2 + HS– + 2H2O. 
 
Assinale a alternativa correta. 
 
a) Somente as afirmativas 3 e 5 são verdadeiras. 
b) Somente as afirmativas 1, 3 e 4 são verdadeiras. 
c) Somente as afirmativas 1, 2 e 3 são verdadeiras. 
d) Somente as afirmativas 1, 4 e 5 são verdadeiras. 
e) Somente as afirmativas 2, 4 e 5 são verdadeiras. 
 
Comentários: 
Analisando afirmativa por afirmativa, tem-se: 
1) Certa. O enxofre do tem nox +6 no SO42- e passa a ter nox -2 no HS-, então, ele reduz, logo, é o agente 
oxidante. 
2) Errada. O nox do H+ não variou durante a reação. Tanto no HS- quanto no H2O, o nox é +1. 
3) Errada. O número de oxidação do hidrogênio é +1 e o da molécula HS- é -1, logo, o nox do enxofre é -
2. 
4) Certa. Como a energia livre de Gibbs (∆G) < 0, então a reação é espontânea. 
5) Certa. Pelo método de balanceamento de acordo com o nox, tem-se: 
O enxofre passa do nox +6 para -2 e o carbono passa do nox 0 para o +4 
∆𝑛𝑜𝑥 𝑑𝑜 𝑒𝑛𝑥𝑜𝑓𝑟𝑒 = 8 ⋅ 1 (𝑟𝑒𝑑𝑢𝑧𝑖𝑢) 
∆𝑛𝑜𝑥 𝑑𝑜 𝑐𝑎𝑟𝑏𝑜𝑛𝑜 = 4 ⋅ 1 (𝑜𝑥𝑖𝑑𝑜𝑢) 
Dividindo essas variações por 4 e colocando o valor de quem reduziu como coeficiente estequiométrico 
de quem oxidou, tem-se: 
2𝐶𝐻2𝑂 + 𝑆𝑂4
2− + 𝐻+ → 2𝐶𝑂2 + 𝐻𝑆
− + 2𝐻2𝑂 
Gabarito: D 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 105 
 
57. (UFPR/2010) 
Num experimento, um aluno dissolveu 4,04 g de nitrato de potássio em água a 25 oC, totalizando 40 g de 
solução salina. Considere que não há perda de calor para as vizinhanças e a capacidade calorífica da 
solução salina é 4,18 J.g-1.K-1. 
A entalpia de dissolução do nitrato de potássio é ΔH = 34,89 kJ.mol-1. Massas molares (g.mol-1): K = 40, N 
= 14, O = 16. 
 
Com base nos dados fornecidos, a temperatura final da solução será de: 
 
a) 20,1 oC. 
b) 16,6 oC. 
c) 33,4 oC.d) 29,9 oC. 
e) 12,8 oC. 
 
Comentários: 
A massa molar do nitrato de prata é de 102 g, como foram dissolvidos 4,04 g, tem-se 0,0396 mol. Se a 
dissolução de 1 mol gera 34890 J, então a entalpia dessa amostra é dada por: 
 
1 𝑚𝑜𝑙 − − − − 34890 𝐽
0,0396 𝑚𝑜𝑙 − − − − 𝑥
 
 
𝑥 = −1381,64 𝐽 
 
Com isso, 1381,64 J vai ser o calor liberado e usado para variar a temperatura dos 40 g de solução salina. 
Sendo assim, a variação da temperatura é dada por: 
 
𝑄 = 𝑚 ⋅ 𝑐 ⋅ ∆𝑇 
−1381,64 = 40 ⋅ 4,18 ⋅ ∆𝑇 
∆𝑇 = −8,26 ˚𝐶 
 
Sendo assim, a temperatura final vai ser igual a: 
𝑇𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 − 𝑇𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 = −8,26 
𝑇𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 − 25 = −8,26 
𝑇𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 = 16,7 ˚𝐶 
Gabarito: B 
 
58. (UFPR/2008) 
A perspectiva de esgotamento das reservas mundiais de petróleo nas próximas décadas tem incentivado 
o uso de biocombustíveis. Entre eles está o etanol, que no Brasil já vem sendo usado como combustível 
de automóveis há décadas. Usando o gráfico abaixo, considere as afirmativas a seguir: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 106 
 
1. A energia E2 refere-se à entalpia de formação do etanol. 
2. E3 é a energia molar de vaporização da água. 
3. A entalpia de formação do etanol é um processo endotérmico. 
4. E4 é a entalpia de combustão do etanol. 
 
Assinale a alternativa correta. 
a) Somente a afirmativa 4 é verdadeira. 
b) Somente a afirmativa 1 é verdadeira. 
c) Somente as afirmativas 3 e 4 são verdadeiras. 
d) Somente as afirmativas 1, 2 e 3 são verdadeiras. 
e) Somente as afirmativas 2 e 3 são verdadeiras. 
 
Comentário: 
Analisando afirmativa por afirmativa, tem-se: 
1. Errada. E1 é a energia de formação do etanol, já que, a partir das substâncias simples, tem-se a formação 
do álcool. 
2. Errada. Em E3, tem-se a energia da transformação de água gasosa em líquida, ou seja, condensação da 
água. 
3. Errada. Como a seta está apontando no sentindo contrário ao eixo, entende-se que tem há uma 
variação negativa de energia, logo, a reação de formação do etanol é um processo exotérmico. 
4. Certa. E4 é a energia resultante da reação do etanol com o oxigênio para formação de CO2 (g) e H2O (l), 
que é o processo de combustão. 
Gabarito: A 
 
59. (UFPR/2005) 
Assinale a alternativa correta. 
a) O calor pode se transferir espontaneamente de um corpo mais quente para um corpo mais frio. 
b) À mesma temperatura, a entropia de um mol de água no estado líquido é igual à entropia de um mol 
de água no estado gasoso. 
c) A eletrodeposição de níquel é exemplo de uma reação química espontânea. 
d) Durante a mudança de fase da água pura, do estado líquido para o estado gasoso, a temperatura 
aumenta com o decorrer do tempo. 
e) Há máquinas térmicas que, operando em ciclos, são capazes de retirar calor de uma fonte e transformá-
lo integralmente em trabalho. 
 
Comentário: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 107 
Analisando afirmativa por afirmativa, tem-se: 
a) Certa. Esse é o princípio para atingir o equilíbrio térmico, ou seja, o corpo mais quente passa calor para 
o mais frio. 
b) Errada. A entropia mede o grau de desorganização de um sistema, logo, no estado líquido tem-se uma 
situação diferente de organização do que no estado gasoso. Sendo assim, os valores de entropia são 
diferentes. 
c) Errada. A eletrodeposição é um processo químico não espontâneo. A pilha é que é um exemplo de 
processo espontâneo. 
d) Errada. Durante a mudança de fase, o calor fornecido ao sistema é utilizado para mudar o estado físico 
e não variar a temperatura. Sendo assim, a vaporização da água é feita à temperatura constante. 
e) Errada. Uma imposição da segunda lei da termodinâmica é que nenhuma máquina térmica tem 
rendimento de 100%. Sendo assim, é impossível uma máquina retirar calor de uma fonte e transformá-lo 
integralmente em trabalho. 
Gabarito: A 
 
60. (UFU MG/2018/1ªFase) 
 
 
Disponível em: <https://www.colegioweb.com.br/wp-content/uploads/21337.jpg.> 
Acesso em 30/03/2018. 
 
O esquema ilustra o aspecto energético da reação de formação de água líquida a partir dos gases 
hidrogênio e oxigênio. 
 
Essa reação é uma 
 
a) eletrólise, que gera a alteração do número de oxidação do oxigênio e do hidrogênio da molécula de 
água. 
b) queima, com absorção de energia durante toda a etapa da reação química entre os reagentes. 
c) combustão, que libera energia na forma de calor e pode ser utilizada na propulsão de naves espaciais. 
d) hidrólise, que ocorre com a formação de água pela reação do oxigênio com o hidrogênio. 
 
Comentários: 
Julgando os itens, temos: 
a) Errado. eletrólise é uma reação de decomposição (lise), pelo uso de corrente elétrica, que gera a 
alteração do número de oxidação do oxigênio e do hidrogênio da molécula de água. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 108 
b) Errado. queima é uma reação que ocorre com liberação de energia, quando observado a variação de 
energia. 
c) Certo. combustão, que libera energia na forma de calor (∆𝐻 < 0) e pode ser utilizada na propulsão de 
naves espaciais, como energia necessária para a movimentação de carros etc. 
d) Errado. hidrólise é uma decomposição que ocorre a partir da reação com a água. 
Gabarito: C 
 
61. (UFU MG/2017/1ªFase) 
A obtenção do cloreto de sódio, utilizado como sal de cozinha, pode ser analisada por meio do processo 
termoquímico a que está associada essa transformação. 
 
Disponível:<http://zeus.qui.ufmg.br> Acesso em: 23 abr. 2017. 
 
Desse modo, a partir da análise do gráfico, é possível inferir que 
 
a) as reações endotérmicas associadas ao processo levam a produtos mais estáveis que seus constituintes. 
b) a estabilidade do cloreto de sódio é maior que a dos constituintes do estado intermediário que o 
formam. 
c) a formação do cloro atômico gasoso é um processo espontâneo e uma das etapas finais de obtenção 
do cloreto de sódio. 
d) a emissão de energia na forma de calor produz substâncias mais estáveis energeticamente que o 
cloreto de sódio, tais como o sódio gasoso e o gás cloro. 
 
Comentários: 
Julgando os itens, temos: 
a) Errado. as reações endotérmicas associadas ao processo levam a produtos menos estáveis que seus 
constituintes. Lembre-se: 
 
b) Certo. a estabilidade do cloreto de sódio é maior que a dos constituintes do estado intermediário que 
o formam. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 109 
 
c) Errado. a formação do cloro atômico gasoso é um processo não espontâneo e uma das etapas iniciais 
de obtenção do cloreto de sódio. 
 
d) Errado. a absorção de energia produz substâncias menos estáveis energeticamente que o cloreto de 
sódio, tais como o sódio gasoso e o gás cloro. 
 
Gabarito: B 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 110 
62. (UFU MG/2014/1ªFase) 
A variação total de entalpia para a conversão de glicose, C6H12O6, em CO2 e água, no metabolismo do 
corpo humano pode ser representada pela equação química abaixo. 
 
C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O(l) + 2.808kJ.mol–1 
 
A equação química mostra que a metabolização da glicose 
 
a) absorve 2.808 kJ.mol–1 na queima da glicose, liberando 6 mols de gás carbônico. 
b) libera energia para o funcionamento e o crescimento do organismo, uma vez que é uma reação 
endotérmica. 
c) libera 1.404 kJ para cada três mols de gás oxigênio que participam da reação química. 
d) possui variação de entalpia positiva e igual a 2.808 kJ/mol de glicose. 
 
Comentários: 
Julgando os itens, temos: 
a) Errado. Libera 2.808 kJ por mol de glicose que reage, liberando 6 mols de gás carbônico. 
b) Errado. Libera energia para o funcionamento e o crescimento do organismo, uma vez que é uma reação 
Exotérmica. 
c) Certo. Libera 1.404 kJ para cada três mols de gás oxigênio que participamda reação química. Observe: 
 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶6𝐻12𝑂6 − − − − 6 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂2 (− 2808 𝑘𝐽)
 0,5 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶6𝐻12𝑂6 − − − − 3 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂2 (− 1404 𝑘𝐽)
 
 
d) Errado. A variação de entalpia positiva igual a 2.808 kJ/mol nos produtos, significa que essa quantidade 
de energia foi liberada, juntamente com os produtos, na reação de combustão da glicose. 
Gabarito: C 
 
63. (UFU MG/2009/1ªFase) 
O etino é conhecido pelo nome trivial de acetileno (aceito pela IUPAC). É utilizado como combustível nos 
chamados maçaricos de oxi-acetileno, uma vez que sua chama é extremamente quente (3000°C). Esses 
maçaricos destinam-se a soldar ferragens ou cortar chapas metálicas. Sob o ponto de vista industrial, o 
acetileno constitui uma das mais importantes matérias-primas. A partir dele, pode-se obter uma 
infinidade de outros compostos usados para fabricar plásticos, tintas, adesivos, fibras têxteis etc. 
O acetileno é um composto importante na chamada indústria carboquímica, isto é, aquela que utiliza 
matérias-primas provenientes do carvão. Aquecendo calcário (CaCO), podemos obter cal virgem (CaO), 
que, aquecida juntamente com carvão, em uma segunda etapa, produz o carbeto de cálcio, mais 
conhecido como carbureto de cálcio ou pedra de carbureto. 
 
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) 
Calcário Cal virgem 
 
CaO(s) + 3 C(graf.) → CaC2(s) + CO(g) 
carbeto de cálcio 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 111 
O CaC2 é um sólido iônico branco-acinzentado que, em contato com a água, reage imediatamente, 
produzindo gás acetileno. A queima do carbureto umedecido libera uma chama muito intensa em função 
da produção de acetileno a partir da reação entre a água e o carbeto. 
 
CaC2(s) + 2 HOH(l) → Ca(OH)2(aq) + C2H2(g) 
 acetileno 
ADAPTADO DE: PERUZZO, F. M.; CANTO, E. QUÍMICA. 
VOL. ED. SÃO PAULO: MODERNA, 2008. 
 
Leia o fragmento a seguir: 
 
"Possantes candeeiros a carbureto iluminam a sala espaçosa pintada a óleo, refletindo a luz forte nas 
lentes escuras que protegem os grandes olhos firmes do poeta, sob as grossas pestanas negras" 
TEJO, Orlando. O Grito de Satanás nas Melancolias in Zé Limeira, Poeta do Absurdo. 
 
Traçando um paralelo entre o texto "A Química do acetileno" e o fragmento da obra de Orlando Tejo, 
assinale a alternativa INCORRETA. 
 
a) A adição de água na pedra de carbureto em chamas impede que o fogo seja apagado. 
b) A melhor forma de se apagar a chama de carbureto do candeeiro é adicionando água. 
c) O CaCO3, presente em uma das equações, representa a fórmula química do composto iônico carbonato 
de cálcio. 
d) Os textos sugerem que a queima do carbureto libera luz e calor, sendo, portanto, uma reação química 
exotérmica de ΔH < 0. 
 
Comentários: 
Julgando os itens, temos: 
a) Certo. A adição de água na pedra de carbureto em chamas impede que o fogo seja apagado, uma vez 
que o carbureto reage com a água para formar o acetileno, que queima e libera grandes quantidades de 
energia. 
b) Errado. A melhor forma de se apagar a chama de carbureto do candeeiro é pois, assim, você diminui a 
quantidade de substâncias que reagem com o carbeto. 
c) Certo. O CaCO3, presente na primeira equação, representa a fórmula química do composto iônico 
carbonato (CO32-) de cálcio (Ca2+). 
d) Certo. Os textos sugerem que a queima do carbureto libera luz e calor, sendo, portanto, uma reação 
química bastante exotérmica (ΔH < 0). Observe: “A queima do carbureto umedecido libera uma chama 
muito intensa...” 
Gabarito: B 
 
64. (UNESP SP/2021/Conh. Gerais) 
Analise as equações termoquímicas. 
 
C (s) + O2 (g) + Ca (s) CaCO3 (s) = –1 207 kJ/mol 
C (s) + O2 (g) CO2 (g) = –394 kJ/mol 
Ca (s) + O2 (g) CaO (s) = –634 kJ/mol 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 112 
 
A partir dessas equações, pode-se prever que o da reação de decomposição do calcário que produz 
cal viva (cal virgem) e dióxido de carbono seja igual a 
 
a) +573 kJ/mol. 
b) +1 601 kJ/mol. 
c) –2 235 kJ/mol. 
d) –1 028 kJ/mol. 
e) +179 kJ/mol. 
 
Comentários 
Utilizando os fundamentos da Lei de Hess, tem-se: 
CaCO3 → C (s) + O2 (g) + Ca (s) ∆H = +1 207 kJ/mol 
C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ∆H = –394 kJ/mol 
Ca (s) + O2 (g) → CaO (s) ∆H = – 634 kJ/mol 
CaCO3 → CaO (s) + CO2 (g) ∆H = + 179 kJ/mol 
Gabarito: E 
 
65. (UNESP SP/2020/Conh. Gerais) 
 
Parque Eólico de Osório, RS 
 
 
O Parque Eólico de Osório é o maior da América Latina e o segundo maior do mundo em operação. Com 
capacidade produtiva total de 150 MW, tem potência suficiente para abastecer anualmente o consumo 
residencial de energia elétrica de cerca de 650 mil pessoas. 
(www.osorio.rs.gov.br. Adaptado.) 
 
Considere agora a combustão completa do metano, principal componente do gás natural, cuja entalpia 
de combustão completa é cerca de – 9 102 kJ/mol, e que as transformações de energia nessa combustão 
tenham eficiência ideal, de 100%. 
 
Para fornecer a mesma quantidade de energia obtida pelo Parque Eólico de Osório quando opera por 1 
hora com sua capacidade máxima, uma usina termoelétrica a gás necessitaria da combustão completa de 
uma massa mínima de metano da ordem de 
 
a) 10 t. 
b) 5 t. 
c) 25 t. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 113 
d) 15 t. 
e) 20 t. 
 
Comentários 
A energia necessária para mover a usina é igual ao produto da potência gerada pelo tempo de 1 hora que 
foi explicitado na questão. 
 
𝐸 = 𝑃𝑡 = 150.106 .1.60.60 = 540.103. 106𝐽 = 540.106 𝑘𝐽 
 
A energia expelida na combustão pode ser calculado como o produto do número de mols pela entalpia 
molar. 
𝐸 = 𝑛𝛥𝐻 ∴ 𝑛 =
𝐸
𝛥𝐻
=
540.106
9.102
= 60.104 = 6.105 𝑚𝑜𝑙 
 
Para obter a massa de metano, devemos utilizar a massa molar. 
 
𝑀𝐶𝐻4 = 12 + 4.1 = 16 𝑔/𝑚𝑜𝑙 
 
Por fim, a massa de metano pode ser obtida como o produto do número de mols de CH4 pela massa molar. 
 
𝑚𝐶𝐻4 = 𝑛𝐶𝐻4 . 𝑀𝐶𝐻4 = 6.10
5. 16 = 96.105 𝑔 = 9,6.106𝑔 
 
Observando que 1 t = 103 kg = 106 g, podemos calcular a massa do metano. 
𝑚𝐶𝐻4 = 9,6.10
6𝑔 = 9,6 𝑡 ≅ 10 𝑡 
Gabarito: A 
 
66. (UNESP SP/2018/Conh. Gerais) 
Analise os três diagramas de entalpia. 
 
 
 
O da combustão completa de 1 mol de acetileno, C2H2 (g), produzindo CO2 (g) e H2O (l) é 
 
a) + 1 140 kJ. 
b) + 820 kJ. 
c) – 1 299 kJ. 
d) – 510 kJ. 
e) – 635 kJ. 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 114 
 
Comentários 
Podemos utilizar o conceito de que a entalpia de formação é igual à própria entalpia da substância. 
Primeiramente, vamos escrever a reação de combustão do acetileno (C2H2). 
 
𝐶2𝐻2(𝑔) + 𝑂2 → 2 𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2𝑂 (𝑙) 
𝐶2𝐻2(𝑔) + 3 𝑂2(𝑔) → 2 𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2𝑂 (𝑙) 
 
Agora, vamos calcular a diferença de entalpia na reação pela definição, como a diferença entre a entalpia 
dos produtos e a dos reagentes. 
 
𝛥𝐻 = 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
𝛥𝐻 = [2. 𝐻𝐶𝑂2 + 𝐻𝐻2𝑂] − [𝐻𝐶2𝐻2 + 3. 𝐻𝑂2] 
 
Vamos substituir os valores fornecidos no enunciado, observando que o oxigênio é uma substância 
simples no estado padrão, portanto, apresenta entalpia nula. 
 
𝛥𝐻 = [2. (−393) + (−286)] − [(227) + 3.0] 
𝛥𝐻 = −786 − 286 − 227 = −1299 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
Gabarito: C 
 
67. (UNESP SP/2017/Conh. Gerais) 
O esquema representa um calorímetro utilizado para a determinação do valor energético dos alimentos. 
 
 
(https://quimica2bac.wordpress.com. Adaptado.) 
 
A tabela nutricional de determinado tipo de azeite de oliva traz a seguinte informação: “Uma porção de 
13 mL (1 colher de sopa) equivale a 108 kcal.” 
 
Considere que o calor específico da água seja 1 kcal kg–1 ºC–1 e que todo o calor liberado na combustão 
do azeite seja transferido para a água. Ao serem queimados 2,6 mL desseazeite, em um calorímetro 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 115 
contendo 500 g de água inicialmente a 20,0 ºC e à pressão constante, a temperatura da água lida no 
termômetro deverá atingir a marca de 
 
a) 21,6 ºC. 
b) 33,2 ºC. 
c) 45,2 ºC. 
d) 63,2 ºC. 
e) 52,0 ºC. 
 
Comentários 
Primeiramente, vamos calcular a quantidade de energia referente a 2,6 mL de azeite por uma Regra de 
Três. 
𝑄
2,6
=
108
13
∴ 𝑄 =
2,6
13
⋅ 108 = 21,6 
Agora, vamos calcular a variação de temperatura que se espera observar em uma amostra de 500 g (ou 
0,5 kg) de água ao aplicar a quantidade de calor igual a 21,6 kcal. 
𝑄 = 𝑚𝑐𝛥𝑇 
21,6 = 0,5.1. 𝛥𝑇 
 
Portanto, a variação de temperatura observada é: 
∴ 𝛥𝑇 =
21,6
0,5
= 43,2 
 
Logo, a temperatura final da amostra de água é igual a 20 °C 
𝑇 = 20 + 43,2 = 63,2 
Gabarito: D 
 
68. (UNESP SP/2014/Conh. Gerais) 
Insumo essencial na indústria de tintas, o dióxido de titânio sólido puro (TiO2) pode ser obtido a partir de 
minérios com teor aproximado de 70% em TiO2 que, após moagem, é submetido à seguinte sequência de 
etapas: 
 
I. aquecimento com carvão sólido 
TiO2 (s) + C (s) → Ti (s) + CO2 (g ) ΔHreação = +550 ·kJ·mol–1 
II. reação do titânio metálico com cloro molecular gasoso 
Ti (s) + 2 Cl2 (s) → TiCl4 (l) ΔHreação = –804 kJ·mol–1 
III. reação do cloreto de titânio líquido com oxigênio molecular gasoso 
TiCl4 (l) + O2 (g ) → TiO2 (s) + 2 Cl2 (g ) ΔHreação = –140 kJ·mol–1 
 
Considerando as etapas I e II do processo, é correto afirmar que a reação para produção de 1 mol de TiCl4 
(l) a partir de TiO2 (s) é 
 
a) exotérmica, ocorrendo liberação de 1 354 kJ. 
b) exotérmica, ocorrendo liberação de 254 kJ. 
c) endotérmica, ocorrendo absorção de 254 kJ. 
d) endotérmica, ocorrendo absorção de 1 354 kJ. 
e) exotérmica, ocorrendo liberação de 804 kJ. 
 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 116 
Comentários: 
 
Reações utilizadas para o 
cálculo 
TiO2 (s) + C (s) → Ti (s) + CO2 (g ) +550 kJ·mol–1 
Ti (s) + 2 Cl2 (s) → TiCl4 ( ) –804 kJ·mol–1 
Reação obtida: TiO2 (s) + C (s) + 2 Cl2 (s) → TiCl4 ( ) + CO2 (g ) ΔH -254 kJ 
 
Gabarito: B 
 
69. (UNESP SP/2014/Conh. Gerais) 
Foram queimados 4,00 g de carvão até CO2 em um calorímetro. A temperatura inicial do sistema era de 
20,0 ºC e a final, após a combustão, 31,3 ºC. Considere a capacidade calorífica do calorímetro = 21,4 
kcal/ºC e despreze a quantidade de calor armazenada na atmosfera dentro do calorímetro. A quantidade 
de calor, em kcal/g, liberada na queima do carvão, foi de 
 
a) 670. 
b) 62,0. 
c) 167. 
d) 242. 
e) 60,5. 
 
Comentários: 
Calcula-se a energia envolvida no processo de aquecimento do material: 
21,4 𝑘𝑐𝑎𝑙
°𝐶
· (31,3 − 20)°𝐶 = 241,82 𝑘𝑐𝑎𝑙 
241,82 𝑘𝑐𝑎𝑙
4,00 𝑔
= 60,455 𝑘𝑐𝑎𝑙/𝑔 
Gabarito: E 
 
70. (UNESP SP/2013/Conh. Gerais) 
A areia comum tem como constituinte principal o mineral quartzo (SiO2), a partir do qual pode ser obtido 
o silício, que é utilizado na fabricação de microchips. 
A obtenção do silício para uso na fabricação de processadores envolve uma série de etapas. Na primeira, 
obtém-se o silício metalúrgico, por reação do óxido com coque, em forno de arco elétrico, à temperatura 
superior a 1 900 ºC. Uma das equações que descreve o processo de obtenção do silício é apresentada a 
seguir: 
 
SiO2(s) + 2C(s) → Si(l) + 2CO(g) 
 
Dados: 
ΔHºf SiO2 = –910,9 kJ  mol–1 
ΔHºf CO = –110,5 kJ  mol–1 
 
De acordo com as informações do texto, é correto afirmar que o processo descrito para a obtenção do 
silício metalúrgico corresponde a uma reação 
 
a) endotérmica e de oxirredução, na qual o Si4+ é reduzido a Si. 
b) espontânea, na qual ocorre a combustão do carbono. 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 117 
c) exotérmica, na qual ocorre a substituição do Si por C. 
d) exotérmica, na qual ocorre a redução do óxido de silício. 
e) endotérmica e de dupla troca. 
 
Comentários: 
Sabendo que a entalpia de substâncias simples é igual a zero, calcula-se o ΔH da reação: 
∆𝐻 = 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
∆𝐻 = [𝐻𝑆𝑖 + 2 𝐻𝐶𝑂] − [𝐻𝑆𝑖𝑂2 + 2 𝐻𝐶] 
∆𝐻 = [0 + 2 · −110,5] − [−910,9 + 0] = + 689,9 𝑘𝐽 · 𝑚𝑜𝑙−1 
 
O nox do elemento silício foi alterado de +4 para 0, logo, sofreu redução. 
Gabarito: A 
 
71. (UNESP SP/2011) 
Um professor de química apresentou a figura como sendo a representação de um sistema reacional 
espontâneo. 
 
 
 
Em seguida, solicitou aos estudantes que traçassem um gráfico da energia em função do caminho da 
reação, para o sistema representado. 
Para atender corretamente à solicitação do professor, os estudantes devem apresentar um gráfico como 
o que está representado em 
 
a) b) 
c) d) 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 118 
e) 
 
Comentário: 
Pontos importantes do enunciado: 
I. A reação ocorre em 2 etapas: uma rápida e uma lenta. Sendo assim, tem-se 2 energias de ativação ou 
picos de energia. 
II. A primeira etapa, com menor energia de ativação, é a rápida e a segunda, com maior energia de 
ativação, é a etapa que ocorre mais lentamente. Então, a energia de ativação da primeira é menor do que 
a energia de ativação da segunda. 
III. Normalmente, as reações espontâneas possuem ∆H < 0 
 
Portanto, analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
a) Errada. Tem-se apenas 1 pico de energia. 
b) Errada. Os picos de energia traduzem energias com valores iguais, o que é incoerente com o que foi 
descrito. 
c) Errada. A primeira energia, que é a formação do intermediário, está representada por um pico abaixo 
do estado inicial, ou seja, uma energia negativa. Isso não faz sentido, já que o sistema precisa absorver 
energia para formar o intermediário. Além disso, tem-se um nível de energia final maior do que o inicial 
(∆H > 0). 
d) Certa. Tem-se 2 picos de energia com valores diferentes, em que o primeiro é menor do que o segundo. 
Além disso, o estado final é menor do que o inicial, o que normalmente ocorre em reações espontâneas 
(∆H < 0). 
e) Errada. Acontece o inverso do correto, ou seja, a primeira reação tem pico de energia maior do que a 
segunda e tem-se um ∆H > 0, já que o estado final tem mais energia do que o inicial. 
Gabarito: D 
 
72. (UNESP SP/2011/Conh. Gerais) 
Diariamente podemos observar que reações químicas e fenômenos físicos implicam em variações de 
energia. Analise cada um dos seguintes processos, sob pressão atmosférica. 
 
I. A combustão completa do metano (CH4) produzindo CO2 e H2O. 
II. O derretimento de um iceberg. 
III. O impacto de um tijolo no solo ao cair de uma altura h. 
 
Em relação aos processos analisados, pode-se afirmar que: 
 
a) I é exotérmico, II e III são endotérmicos. 
b) I e III são exotérmicos e II é endotérmico. 
c) I e II são exotérmicos e III é endotérmico. 
d) I, II e III são exotérmicos. 
e) I, II e III são endotérmicos. 
 
Comentário: 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 119 
Analisando as afirmativas, tem-se: 
I. A combustão completa do metano (CH4) produzindo CO2 e H2O: é um processo exotérmico, porque toda 
queima ou reação de combustão ocorre liberação de energia. 
II. O derretimento de um iceberg: processo endotérmico. A transformação do estado sólido para o líquido 
requer aumento de energia cinética, logo, necessita-se absorver energia. 
III. O impacto de um tijolo no solo ao cair de uma altura h: processo exotérmico. Ocorre liberação de 
energia térmica devido ao choque entre as partículas. 
Gabarito: B 
 
73. (UNESP SP/2010/Conh. Gerais) 
O carbonato de cálcio pode ser encontrado na natureza na forma de rocha sedimentar (calcário) ou como 
rocha metamórfica (mármore). Ambos encontram importantes aplicações industriais e comerciais.Por 
exemplo, o mármore é bastante utilizado na construção civil tanto para fins estruturais como 
ornamentais. Já o calcário é usado como matéria-prima em diversos processos químicos, dentre eles, a 
produção da cal. 
 
A cal é obtida industrialmente por tratamento térmico do calcário em temperaturas acima de 900 ºC, pela 
reação: 
 
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) 
 
Por suas diferentes aplicações, constitui-se num importante produto da indústria química. Na agricultura 
é usado para correção da acidez do solo, na siderurgia como fundente e escorificante, na fabricação do 
papel é um agente branqueador e corretor de acidez, no tratamento de água também corrige a acidez e 
atua como agente floculante e na construção civil é agente cimentante. 
 
Sobre o processo de obtenção e as propriedades associadas ao produto, indique qual das afirmações é 
totalmente correta. 
 
a) A reação é de decomposição e o CaO é usado como branqueador na indústria do papel, porque é um 
agente oxidante. 
b) A reação é endotérmica e o CaO é classificado como um óxido ácido. 
c) A reação é exotérmica e, se a cal reagir com água, produz Ca(OH)2 que é um agente cimentante. 
d) A reação é endotérmica e o CaO é classificado como um óxido básico. 
e) A reação é de decomposição e no tratamento de água o CaO reduz o pH, atuando como floculante. 
 
Comentários 
Vamos analisar as afirmações. 
a) De fato, a reação é classificada como decomposição, pois tem um único reagente. Porém, o óxido de 
cálcio (CaO) não é um agente oxidante, porque nem o cálcio nem o oxigênio apresentam tendência a se 
reduzir. Esse composto, na realidade, é um óxido básico. E vale lembrar que as reações ácido-base não 
envolvem oxirredução. Afirmação incorreta. 
b) Como a reação requer aquecimento, é bastante provável que ela seja realmente endotérmica. Porém, 
como vimos no item anterior, o CaO é um óxido básico. Afirmação incorreta. 
c) Como a reação requer aquecimento, é mais provável que ela seja endotérmica. Afirmação incorreta. 
d) É isso mesmo. Como vimos nas alternativas anteriores, o CaO é um óxido básico. Além disso, a reação 
é provavelmente endotérmica, tendo em vista que requer aquecimento. Afirmação correta. 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 120 
e) De fato, a reação é de decomposição. Porém, o óxido de cálcio (CaO) é um óxido básico, portanto, 
provoca aumento do pH da água quando dissolvida nela. Afirmação incorreta. 
Gabarito: D 
 
74. (UNESP SP/2008/Conh. Gerais) 
Sódio metálico reage com água liberando grande quantidade de calor, o qual pode desencadear uma 
segunda reação, de combustão. Sobre essas reações, é correto afirmar que 
a) os valores de são positivos para as duas reações e H2O é produto da combustão. 
b) o valor de é positivo apenas para a formação de NaOH(aq) e CO2 é um produto da combustão. 
c) o valor de é positivo para a formação de NaOH (aq) e negativo para a combustão de H2. 
d) os valores de são negativos para as duas reações e H2O é produto da combustão. 
e) os valores de são negativos para as duas reações e CO2 é produto da combustão. 
 
Comentários 
Como informado pelo enunciado, a reação do sódio metálico com a água é exotérmica – tendo em vista 
que libera calor. Além disso, toda reação de combustão é exotérmica. 
Dessa forma, as duas reações são exotérmicas, logo, elas apresentam ΔH negativo. 
Além disso, podemos escrever as duas reações envolvidas. A primeira é uma reação de deslocamento. 
𝑁𝑎 + 𝐻𝑂𝐻 → 𝑁𝑎𝑂𝐻 +
1
2
𝐻2 (𝑔) 
A segunda é a combustão do hidrogênio, que produz H2O (g). 
𝐻2 (𝑔) +
1
2
𝑂2(𝑔) → 𝐻2𝑂 (𝑔) 
Gabarito: D 
 
75. (UNESP SP/2007/Conh. Gerais) 
Retiramos diretamente dos alimentos a energia de que necessitamos para viver. Qualquer que seja a 
origem do alimento (vegetal ou animal), pode-se afirmar que seu conteúdo energético é resultado de um 
processo de acúmulo que envolve diversas etapas, sendo sempre a primeira a fotossíntese realizada por 
algum vegetal. 
Com relação a esse processo e à energia de que a vida necessita, afirmou-se: 
I. o Sol é a única fonte de energia necessária para a existência de vida na Terra; 
II. o calor de nosso corpo é resultante de reações exotérmicas; 
III. a Lei de Hess não pode explicar as relações energéticas na cadeia alimentar. 
Está correto o que se afirma apenas em 
a) II. 
b) III. 
c) I e II. 
d) I e III. 
e) II e III. 
 
Comentários: 
Julgando as afirmações, tem-se: 
I. Certo. Nem todas as reações químicas e processos físicos são fotossintetizantes. Por exemplo, o corpo 
humano é uma fonte de energia necessária para a sua vida. A energia que ocorre no corpo humano é 
oriunda de reações químicas. Logo, o sol não é a única fonte de energia. Compreendo que a energia solar 
pode ser entendida por mais importante, mas não a única. 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 121 
II. Certo. As reações que ocorrem no corpo humano liberam energia. Essa energia liberada é utilizada para 
diversas funções, entre elas, regular a temperatura do corpo. 
III. Errado. A lei de Hess compreende o estudo e análise das energias envolvidas em reações sucessivas. 
Em uma cadeia alimentar, ocorre absorção e consumo de nutrientes e, por isso, pode ser explicada 
energias das reações sucessivas (lei de Hess). 
Gabarito: C 
 
76. (UNESP SP/2006/Conh. Gerais) 
O monóxido de carbono, um dos gases emitidos pelos canos de escapamento de automóveis, é uma 
substância nociva, que pode causar até mesmo a morte, dependendo de sua concentração no ar. A 
adaptação de catalisadores aos escapamentos permite diminuir sua emissão, pois favorece a formação 
do CO2, conforme a equação a seguir: 
 
CO(g) + 1/2 O2(g) CO2 (g) 
 
Sabe-se que as entalpias de formação para o CO e para o CO2 são, respectivamente, –110,5 kJ·mol–1 e –
393,5 kJ·mol–1. 
É correto afirmar que, quando há consumo de 1 mol de oxigênio por esta reação, serão 
a) consumidos 787 kJ. 
b) consumidos 183 kJ. 
c) produzidos 566 kJ. 
d) produzidos 504 kJ. 
e) produzidos 393,5 kJ. 
 
Comentários: 
∆𝐻 = [𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠] − [𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠] 
 
∆𝐻 = [𝐻𝐶𝑂2] − [𝐻𝐶𝑂 +
1
2
𝐻𝑂2] = [−393,5] − [−110,5 +
1
2
· 0] = −283 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
 
Essa é a quantidade de energia para 0,5 mol de O2, assim, 1 mol de O2 consumido libera 566 kJ. 
Gabarito: C 
 
77. (UNESP SP/2005/Conh. Gerais) 
A oxidação do carbono a dióxido de carbono pode ocorrer em dois passos: 
 
C (s) + 1/2 O2 (g) → CO (g) ΔH° = – 110,5 kJ 
CO (g) + 1/2 O2 (g) → CO2 (g) ΔH° = – 283,0 kJ 
 
A reação total e o valor da entalpia total da reação são, respectivamente: 
 
a) C (s) + 1/2 O2 (g) → CO2 (g); ΔH° = -393,5 kJ 
b) C (s) + O2 (g) → CO2 (g); ΔH° = +393,5 kJ 
c) C (s) + O2 (g) → CO2 (g); ΔH° = -393,5 kJ 
d) C (s) + O2 (g) → 2CO (g); ΔH° = +393,5 kJ 
e) C (s) + O2 (g) → 2CO (g); ΔH° = -393,5 Kj 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 122 
 
Comentários: 
Reações utilizadas para o cálculo 
C (s) + 1/2 O2 (g) → CO (g) ΔH° = – 110,5 kJ 
CO (g) + 1/2 O2 (g) → CO2 (g) ΔH° = – 283,0 kJ 
Reação obtida: C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH° = – 348,5 kJ 
 
Gabarito: C 
 
78. (UNESP SP/2005/Conh. Gerais) 
Na termodinâmica, os sistemas são classificados em relação às trocas de massa e de energia com as 
respectivas vizinhanças. O sistema aberto pode trocar com sua vizinhança matéria e energia, o sistema 
fechado pode trocar somente energia, e o sistema isolado não troca nem matéria nem energia. 
 
Considere os sistemas: 
I. café em uma garrafa térmica perfeitamente tampada; 
II. líquido refrigerante da serpentina da geladeira; 
III. calorímetro de bomba no qual foi queimado ácido benzóico. 
 
Identifique os sistemas como aberto, fechado ou isolado. 
a) I - isolado; II - fechado; III – isolado. 
b) I - isolado; II - aberto; III – isolado. 
c) I - aberto; II - isolado; III – isolado. 
d)I - aberto; II - aberto; III – fechado. 
e) I - fechado; II - isolado; III – aberto. 
 
Comentários: 
Analisando os sistemas indicados, tem-se: 
I. café em uma garrafa térmica perfeitamente tampada: sistema é isolado porque é fechado à troca de 
massa e à troca de energia. 
II. líquido refrigerante da serpentina da geladeira: sistema é fechado porque é fechado à troca de massa, 
mas ocorre troca de energia. 
III. calorímetro de bomba no qual foi queimado ácido benzoico: sistema é isolado porque é fechado à 
troca de massa e à troca de energia. 
Gabarito: A 
 
79. (UNICAMP SP/2020) 
Numa fritadeira a ar com potência de 1400 W, um pedaço de carne ficou pronto para ser consumido após 
18 minutos de funcionamento do equipamento. Um cozimento semelhante foi realizado em menor tempo 
em um fogão a gás. Nesse caso, foram consumidos 16 gramas de gás propano, cuja reação de combustão 
é dada por: 
 
C3H8(g) + O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(g); = –2046 kJ mol–1. 
 
Comparando os dois processos de cozimento, o consumo de energia foi maior empregando-se 
 
a) o fogão a gás, sendo cerca de 1,5 vezes maior que o consumo da fritadeira a ar. 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 123 
b) o fogão a gás, sendo cerca de 12 vezes maior que o consumo da fritadeira a ar. 
c) a fritadeira a ar, sendo cerca de 6 vezes maior que o consumo do fogão a gás. 
d) a fritadeira a ar, sendo cerca de 2 vezes maior que o consumo do fogão a gás. 
 
Comentários: 
Calcula-se a energia emitida pela fritadeira de ar e pelo fogão de propano: 
 
Fritadeira de ar em 18 minutos ( ou 18· 60 s) Fogão de propano 
1400 𝑊 =
1400 𝐽
𝑠
 
1,4 𝑘𝐽
𝑠
· 18 · 60 𝑠 = 1512 𝑘𝐽 
2046 𝑘𝐽 𝑙𝑖𝑏𝑒𝑟𝑎𝑑𝑜 − − − − 44 𝑔 𝑑𝑒 𝐶3𝐻8 
 𝑥 𝑘𝐽 − − − − 16 𝑔 𝑑𝑒 𝐶3𝐻8 
x = 744 kJ 
 
Portanto, a fritadeira de ar consome mais energia. 
1512 𝑘𝐽
744 𝑘𝐽
= 2,03 𝑣𝑒𝑧𝑒𝑠 
Gabarito: D 
 
80. (UNICAMP SP/2018) 
Mesmo em manhãs bem quentes, é comum ver um cão tomando sol. O pelo do animal esquenta e sua 
língua do lado de fora sugere que ele está cansado. O pelo do animal está muito quente, mas mesmo 
assim o cão permanece ao sol, garantindo a produção de vitamina D3. Durante essa exposição ao sol, 
ocorrem transferências de energia entre o cão e o ambiente, por processos indicados por números na 
figura abaixo. 
 
 
(Adaptado de KHAN ACADEMY, Endotherms and ectotherms. Disponível em 
www.khanacademy.org. Acessado em 26/07/17.) 
 
Em ordem crescente, os números correspondem, respectivamente, aos processos de 
 
a) convecção, evaporação, radiação, condução e radiação. 
b) convecção, radiação, condução, radiação e evaporação. 
c) condução, evaporação, convecção, radiação e radiação. 
d) condução, radiação, convecção, evaporação e radiação. 
 
Comentários: 
Identificando os processos indicados na imagem, tem-se: 
1 – Condução: a troca de energia térmica ocorre pela propagação da vibração. 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 124 
2 – Evaporação: a língua do cachorro é utilizada para refrigeração de seu corpo. A água presente na língua 
evapora e ajuda a diminuir a energia térmica do animal. 
3 – Convecção: os gases mais quentes diminuem a sua densidade e sobem, enquanto os gases menos 
agitados descem porque apresentam maior densidade. 
4 – Radiação: a energia térmica solar é caracterizada por ondas eletromagnéticas de frequência e 
comprimento de onda classificadas por infravermelho. 
5 – Radiação: o animal irradia uma parcela da energia térmica absorvida do sol e produzida pelo próprio 
corpo. A energia térmica irradiada é uma onda eletromagnética do tipo infravermelho. 
Gabarito: C 
 
81. (UNICAMP SP/2018) 
Em 12 de maio de 2017 o Metrô de São Paulo trocou 240 metros de trilhos de uma de suas linhas, numa 
operação feita de madrugada, em apenas três horas. Na solda entre o trilho novo e o usado empregou-se 
uma reação química denominada térmita, que permite a obtenção de uma temperatura local de cerca de 
2.000 ºC. A reação utilizada foi entre um óxido de ferro e o alumínio metálico. 
De acordo com essas informações, uma possível equação termoquímica do processo utilizado seria 
 
a) Fe2O3 + 2Al 2Fe + Al2O3 ; = +852 kJ.mol–1. 
b) FeO3 + Al Fe + AlO3 ; = –852 kJ.mol–1. 
c) FeO3 + Al Fe + AlO3 ; = +852 kJ.mol–1. 
d) Fe2O3 + 2Al 2Fe + Al2O3 ; = –852 kJ.mol–1. 
 
Comentários: 
Primeiramente, a reação utilizada para solda é exotérmica para que ocorra o processo de solda. Durante 
a soldagem ocorre a fusão de materiais metálicos. 
O ferro apresenta valência variável +2 ou +3, geralmente, o oxigênio forma o íon O2- e o alumínio forma o 
cátion de valência fixa +3. Assim, as combinações desses metais com o oxigênio são: 
Alumínio e Oxigênio Ferro e Oxigênio 
Al2O3 FeO ou Fe2O3 
Gabarito: D 
 
82. (UNICAMP SP/2017) 
“Quem tem que suar é o chope, não você”. Esse é o slogan que um fabricante de chope encontrou para 
evidenciar as qualidades de seu produto. Uma das interpretações desse slogan é que o fabricante do 
chope recomenda que seu produto deve ser ingerido a uma temperatura bem baixa. 
Pode-se afirmar corretamente que o chope, ao suar, tem a sua temperatura 
 
a) diminuída, enquanto a evaporação do suor no corpo humano evita que sua temperatura aumente. 
b) aumentada, enquanto a evaporação do suor no corpo humano evita que sua temperatura diminua. 
c) diminuída, enquanto a evaporação do suor no corpo humano evita que sua temperatura diminua. 
d) aumentada, enquanto a evaporação do suor no corpo humano evita que sua temperatura aumente. 
 
Comentários: 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 125 
O suor do chopp eleva a temperatura do líquido porque a bebida troca calor com o vapor de água em 
contato na parte externa do copo. O vapor de água externo entra em contato com o recipiente e absorve 
energia térmica do líquido, assim, o líquido esquenta. 
O corpo humano resfria-se por transpiração. O suor é produzido pelo corpo. As moléculas de água 
produzidas e localizadas na superfície da pele sofrem vaporização e retiram energia térmica do corpo e, 
assim, resfriam a superfície da pele. 
Gabarito: D 
 
83. (UNICAMP SP/2015) 
Hot pack e cold pack são dispositivos que permitem, respectivamente, aquecer ou resfriar objetos 
rapidamente e nas mais diversas situações. Esses dispositivos geralmente contêm substâncias que sofrem 
algum processo quando eles são acionados. Dois processos bastante utilizados nesses dispositivos e suas 
respectivas energias estão esquematizados nas equações 1 e 2 apresentadas a seguir. 
 
NH4NO3(s)+H2O(l) → NH4+(aq)+NO3–(aq) ΔΗ = 26 kJ mol–1 1 
CaCl2(s)+H2O(l) → Ca2+(aq)+2Cl– (aq) ΔΗ = –82 kJ mol–1 2 
 
De acordo com a notação química, pode-se afirmar que as equações 1 e 2 representam processos de 
 
a) dissolução, sendo a equação 1 para um hot pack e a equação 2 para um cold pack. 
b) dissolução, sendo a equação 1 para um cold pack e a equação 2 para um hot pack. 
c) diluição, sendo a equação 1 para um cold pack e a equação 2 para um hot pack. 
d) diluição, sendo a equação 1 para um hot pack e a equação 2 para um cold pack. 
 
Comentários: 
As duas equações representam situação que ocorrem dissociação iônica, que é um tipo de dissolução. A 
dissolução do nitrato de amônio (NH4NO3) apresenta ΔH positivo (endotérmico), enquanto o cloreto de 
cálcio em água apresenta ΔH negativo (exotérmico). 
O processo endotérmico do nitrato de amônio é utilizado em cold pack e o processo exotérmico do cloreto 
de cálcio é utilizado em hot pack. 
Gabarito: B 
 
84. (UNICAMP SP/2015) 
Um artigo científico recente relata um processo de produção de gás hidrogênio e dióxido de carbono a 
partir de metanol e água. Uma vantagem dessa descoberta é que o hidrogênio poderia assim ser gerado 
em um carro e ali consumido na queimacom oxigênio. Dois possíveis processos de uso do metanol como 
combustível num carro – combustão direta ou geração e queima do hidrogênio – podem ser equacionados 
conforme o esquema abaixo: 
 
CH3OH(g) + 3/2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) combustão direta 
 
CH3OH(g) + H2O(g) → CO2(g) + 3H2(g) geração e queima de 
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) hidrogênio 
 
De acordo com essas equações, o processo de geração e queima de hidrogênio apresentaria uma variação 
de energia 
 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 126 
a) diferente do que ocorre na combustão direta do metanol, já que as equações globais desses dois 
processos são diferentes. 
b) igual à da combustão direta do metanol, apesar de as equações químicas globais desses dois processos 
serem diferentes. 
c) diferente do que ocorre na combustão direta do metanol, mesmo considerando que as equações 
químicas globais desses dois processos sejam iguais. 
d) igual à da combustão direta do metanol, já que as equações químicas globais desses dois processos são 
iguais. 
 
Comentários: 
As duas reações globais são idênticas. Ambas apresentam a reação: 
 
Combustão Geração e queima de hidrogênio 
CH3OH (g) + 3/2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g) 
CH3OH (g) + H2O (g) → CO2 (g) + 3H2 (g) 
3 H2 (g) + 3/2 O2 (g) → 3 H2O (g) 
CH3OH (g) + 3/2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g) 
 
Os reagentes e produtos das reações globais são idênticos, logo, a equação abaixo é idêntica: 
∆𝐻 = 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
Ambas as reações desprendem a mesma quantidade de energia em todo o processo. 
Gabarito: D 
 
85. (UNICAMP SP/2012) 
Apesar de todos os esforços para se encontrar fontes alternativas de energia, estima-se que em 2030 os 
combustíveis fósseis representarão cerca de 80% de toda a energia utilizada. Alguns combustíveis fósseis 
são: carvão, metano e petróleo, do qual a gasolina é um derivado. 
 
No funcionamento de um motor, a energia envolvida na combustão do n-octano promove a expansão dos 
gases e também o aquecimento do motor. Assim, conclui-se que a soma das energias envolvidas na 
formação de todas as ligações químicas é 
 
a) maior que a soma das energias envolvidas no rompimento de todas as ligações químicas, o que faz o 
processo ser endotérmico. 
b) menor que a soma das energias envolvidas no rompimento de todas as ligações químicas, o que faz o 
processo ser exotérmico. 
c) maior que a soma das energias envolvidas no rompimento de todas as ligações químicas, o que faz o 
processo ser exotérmico. 
d) menor que a soma das energias envolvidas no rompimento de todas as ligações químicas, o que faz o 
processo ser endotérmico. 
 
Comentários: 
Sabe-se que uma reação química em um motor é de combustão, ou seja, é uma reação exotérmica com 
liberação de gases. 
Para que uma reação seja exotérmica (ΔH < 0), a energia de liberação das ligações rompidas deve ser 
maior que a energia das ligações das substâncias formadas. Uma reação é exotérmica quando os produtos 
apresentam menos energia do que os reagentes. 
Gabarito: C 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 127 
 
86. UNICENTRO 2019 
Quando a mistura de um mol de H2(g) e um mol de I2(g) é aquecida a 500K, o produto resultante da reação 
é HI(g). Para essa reação, a 500K, a variação na entalpia encontrada foi -10,8 kJ mol-1 e a variação da 
entropia, 17,7 J K-1 mol-1. Com relação à reação, é correto afirmar: 
 
a) A reação é exotérmica e a entropia do sistema diminui. 
b) A reação é endotérmica e um aumento na pressão sobre o sistema provoca um deslocamento da reação 
para o lado dos reagentes. 
c) A reação apresenta um aumento de entropia e ocorre espontaneamente. 
d) Valores da entalpia e da entropia do sistema indicam que a reação não ocorre espontaneamente. 
e) A reação ocorre com um aumento de entropia e é endotérmica. 
 
Comentários: 
Analisando cada alternativa, temos: 
a) Incorreta. Como a entalpia é negativa, a reação é exotérmica, como a entropia é positiva, haverá 
um aumento na entropia do sistema. 
b) Incorreta. Como a entalpia é negativa, a reação é exotérmica; como a quantidade de matéria de 
gases é igual nos produtos e nos reagentes, o aumento na pressão não provoca um deslocamento 
na reação. 
c) Correta. Como a variação de entropia é positiva, há um aumento de entropia, e como a reação é 
exotérmica e ocorre com aumento de entropia, a reação é espontânea. 
d) Incorreta. O valor negativo da entalpia e o valor positivo da entropia indicam que a reação ocorre 
espontaneamente, isso pode ser provado mostrando que a energia livre de Gibbs é menor que 0: 
𝛥𝐺 = 𝛥𝐻 − 𝑇𝛥𝑆 < 0 
e) Incorreta. A reação ocorre com aumento de entropia e é exotérmica, pois 𝛥𝐻 < 0 
 
Gabarito: C 
 
87. UNICENTRO 2017 
 
 
Os conversores catalíticos dos veículos automotores são dispositivos usados para reduzir as emissões 
nocivas de poluentes atmosféricos. Nas grandes cidades, a dispersão de gases tóxicos torna-se 
potencialmente grave para a população, principalmente idosa e infantil. Atualmente, o uso de sistemas 
de injeção eletrônica e de catalisadores, nos escapamentos diminuem o lançamento de poluentes para a 
atmosfera. Os catalisadores aceleram reações químicas que transformam poluentes, como o monóxido 
de carbono, CO(g), em dióxido de carbono, CO2(g), menos prejudiciais à saúde. 
 
Considerando-se essas informações e com base nos conhecimentos de química, é correto concluir: 
 
a) Os catalisadores reduzem a entalpia das reações químicas. 
b) A variação de entalpia da combustão do monóxido de carbono, representada pela equação química III, 
é 284,0kJ. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 128 
c) Os catalisadores agem acelerando apenas a velocidade direta de reação química de um sistema em 
equilíbrio químico. 
d) O catalisador aumenta a energia do estado de transição e, consequentemente, a velocidade das 
reações químicas de redução de poluentes. 
e) Os catalisadores aumentam o rendimento de produtos menos prejudiciais à saúde, ao acelerar as 
reações químicas de transformação de poluentes. 
 
Comentários: 
Analisando as alternativas, temos: 
a) Incorreta. Os catalisadores não alteram a entalpia das reações químicas. 
b) Incorreta. Rearranjando as reações I e II e utilizando a lei de Hess a fim de obter a entalpia da 
reação III, temos: 
𝐶𝑂(𝑔) → 𝐶(𝑠) + 
1
2
 𝑂2(𝑔) 𝛥𝐻 = 110𝑘𝐽 
𝐶(𝑠) + 𝑂2(𝑔) → 𝐶𝑂2(𝑔) 𝛥𝐻 = −394𝑘𝐽 
Somando essas duas reações, obteremos a reação III, que terá entalpia 𝛥𝐻 = 110 + (−394) =
−284𝑘𝐽 
c) Incorreta. Os catalisadores aceleram tanto a velocidade direta quanto inversa da reação, não 
alterando o equilíbrio dela. 
d) Incorreta. O catalisador reduz a energia do estado de transição e, consequentemente, também 
aumenta a velocidade das reações. 
e) Correta. O fato dos catalisadores acelerarem as reações faz com que uma parcela maior do 
carbono liberado seja convertido em 𝐶𝑂2, ao invés de 𝐶𝑂 
 
Gabarito: E 
 
88. UNICENTRO 2017 
 
 
Em um recipiente aberto, a água evapora até o fim, na temperatura e pressão ambiente. Entretanto, 
quando o recipiente é fechado, as moléculas de água são impedidas de escapar, ocorrendo, então, um 
equilíbrio de evaporação entre água líquida e vapor, a 25oC e 1,0atm. 
 
Uma análise dessas informações permite corretamente concluir: 
 
a) A diminuição de temperatura do sistema em equilíbrio promove o aumento da velocidade de 
escapamento de moléculas de água para a fase de vapor. 
b) O rendimento de vapor de água é alterado com modificações na concentração de água do sistema em 
equilíbrio. 
c) A partir do aumento de pressão sobre o sistema em equilíbrio, as moléculas de água absorvem calor e 
retornam à fase líquida. 
d) A variação de entalpia permanece constante, quando a água atinge a mudança de estado físico, no 
equilíbriode evaporação. 
e) As moléculas de água, na fase de vapor, possuem energias cinéticas iguais. 
 
Comentários: 
Analisando as alternativas, temos: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 129 
a) Incorreta. A diminuição da temperatura do sistema diminuirá a velocidade de escapamento das 
moléculas de água, visto que elas terão uma energia cinética média menor. 
b) Incorreta. O equilíbrio da reação dependerá da pressão parcial que o vapor de água possui, assim, 
a concentração de água do sistema não o afetará. 
c) Incorreta. O aumento da pressão no sistema em equilíbrio deslocará o equilíbrio para a esquerda, 
no sentido inverso da reação, fazendo com que haja uma liberação de calor. 
d) Correta. A variação de entalpia, já que o processo será feito a 25oC e 1,0atm, terá a mesma entalpia 
que a entalpia padrão 𝛥𝐻°. 
e) Incorreta. As moléculas de água, na fase de vapor, possuem diferentes energias cinéticas, que são 
modeladas em uma distribuição chamada distribuição de Maxwell-Boltzmann. 
 
Gabarito: D 
 
89. UNICENTRO 2016 
Considere os dados a seguir a 25 ◦C e 1 atm. 
 
 
 
Com base nessas informações e nos conhecimentos sobre termoquímica, assinale a alternativa que 
apresenta, corretamente, a entalpia da reação C(s) + CO2(g) → 2CO(g). 
 
a) −120 kcal 
b) −70 kcal 
c) +44 kcal 
d) +45 kcal 
e) +108 kcal 
 
Comentários: 
Sabendo que a entalpia padrão de formação do 𝐶(𝑠) é 0, a entalpia da reação pode ser determinada 
utilizando a seguinte relação: 
𝛥𝐻° = 𝛥𝐻°𝑝𝑟𝑜𝑑 − 𝛥𝐻°𝑟𝑒𝑎𝑔 = 2 ⋅ (−25) − (0 + (−95)) = −50 + 95 = 45 𝑘𝑐𝑎𝑙 
 
Gabarito: D 
 
90. UNICENTRO 2015/1 
O cloreto de alumínio anidro é um sal e foi a primeira substância utilizada como antitranspirante. 
Entretanto, passou a causar irritações na pele e mancha nos tecidos. Por isso, vem sendo substituído pelos 
sais hidratados de cloreto de alumínio, chamados de cloridratos de alumínio, que não apresentam esses 
inconvenientes. 
 
A reação para a formação do cloreto de alumínio anidro é dada a partir das informações a seguir. 
 
2Al(s) + 3Cl2(g) → 2AlCl3(s) 
 
Dados: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 130 
2Al(s) + 6HCl(aq) → 2AlCl3(aq) + 3H2(g) ∆H = −1049,0 kJ 
 
HCℓ(g) → HCℓ(aq) ∆H = −74,8 kJ 
 
H2(g) + Cℓ2(g) → 2HCℓ(g) ∆H = −185,0 kJ 
 
AℓCℓ3(s) → AℓCℓ3(aq) ∆H = −323,0 kJ 
 
Assinale a alternativa que apresenta, corretamente, a entalpia dessa reação. 
 
a) ∆H = −1631,8 kJ 
b) ∆H = −1406,8 kJ 
c) ∆H =−466,2 kJ 
d) ∆H = +1406,8 kJ 
e) ∆H = +1631,8 kJ 
 
Comentários: 
Rearranjando as reações dadas a fim de utilizar a lei de Hess, temos: 
2Al(s) + 6HCl(aq) → 2AlCl3(aq) + 3H2(g) ∆H = −1049,0 kJ 
 
6HCℓ(g) → 6HCℓ(aq) ∆H = 6 ∙ (−74,8) kJ 
 
3H2(g) + 3Cℓ2(g) → 6HCℓ(g) ∆H =3∙ (−185,0) kJ 
 
2AℓCℓ3(aq) → 2AℓCℓ3(s) ∆H = -2∙(−323,0) kJ 
 
Somando essas reações, obteremos a reação de obtenção do cloreto de alumínio, assim a variação de 
entalpia será igual a: 
𝛥𝐻 = −1049,0 + 6 ∙ (−74,8) + 3 ∙ (−185,0) + −2 ∙ (−323,0) = −1406,8 𝑘𝐽 
 
Gabarito: B 
 
91. UNICENTRO 2014/1 
A equação termoquímica para a combustão do carbono a monóxido de carbono é dada a seguir. 
 
 
 
Sabendo que 
 ΔH = −394 kJ mol−1 
 ΔH = −283 kJ mol−1 
 
Assinale a alternativa que apresenta, corretamente, o valor do calor envolvido na reação de combustão 
do carbono a monóxido de carbono. 
 
a) ΔH = −677 kJ 
b) ΔH = −394 kJ 
c) ΔH = −283 kJ 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 131 
d) ΔH = −111 kJ 
e) ΔH = +111 kJ 
 
Comentários: 
Rearranjando as reações para utilizar a Lei de Hess, temos: 
𝐶(𝑠) + 𝑂2(𝑔) → 𝐶𝑂2(𝑔) 𝛥𝐻 = −394 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙
−1 
𝐶𝑂2(𝑔) → 𝐶𝑂(𝑔) + 
1
2
 𝑂2 𝛥𝐻 = −(−283)𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙
−1 
Somando essas duas reações, obteremos a reação de combustão do carbono para monóxido de carbono. 
Assim, a entalpia dessa reação pode ser calculada como: 
𝛥𝐻 = −394 + 283 = −111 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙−1 
 
Gabarito: D 
 
92. UNICENTRO 2013/2 
Analisando as equações intermediárias a seguir, assinale a alternativa que indica o calor liberado ou 
absorvido, em kcal, na entalpia de formação de 88g de gás propano. 
 
• C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH = - 94 kcal 
• H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ΔH = - 68,3 kcal 
• C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(g) ΔH = - 531,1 kcal 
 
a) + 24,1. 
b) - 24,1. 
c) + 48,2. 
d) – 48,2. 
e) +84,4. 
 
Comentários: 
A entalpia de formação de propano é a entalpia da seguinte reação: 
 
3𝐶(𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑒) + 4𝐻2(𝑔) → 𝐶3𝐻8 
 
Rearranjando as reações dadas a fim de utilizar a lei de Hess, temos: 
• 3C(grafite) + 3O2(g) → 3CO2(g) ΔH = 3 ∙(-94) kcal 
• 4H2(g) + 2 O2(g) → 4H2O(l) ΔH = 4∙(-68,3) kcal 
• 3CO2(g) + 4H2O(g) → C3H8(g) + 5O2(g) ΔH = -(- 531,1) kcal 
 
Somando essas reações, obteremos a reação de formação do propano, a entalpia dessa reação será dada 
por: 
𝛥𝐻 = 3 ∙ (−94) + 4 ∙ (−68,3) + 531,1 = −24,1 𝑘𝑐𝑎𝑙 
Essa quantidade de calor é liberada na formação de 1 mol (44g) de propano, para 88g de propano, serão 
liberados −48,2 𝑘𝑐𝑎𝑙 de calor. 
Gabarito: D 
 
93. UNICENTRO 2012/2 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 132 
 
 
Os processos de combustão do etanol, C2H6O(l), utilizado como combustível em veículos, e da propanona, 
C3H6O(l), solvente de tintas e vernizes, são representados, respectivamente, pelas equações 
termoquímicas I e II. 
 
Considerando-se essas informações e a densidade do etanol igual a 0,8g.mL, é correto concluir: 
 
a) O poder calorífico do etanol, em kJ.g−1, é maior do que o da propanona. 
b) As reações representadas pelas equações químicas são processos endotérmicos. 
c) O etanol e a propanona são isômeros funcionais utilizados como fonte de energia. 
d) A combustão de 6,0L de etanol libera uma quantidade de energia equivalente, aproximadamente, a 
1,4.105kJ. 
e) A combustão de massas iguais de etanol e de propanona libera a mesma quantidade de matéria de gás 
carbônico. 
 
Comentários: 
A massa molar do etanol é igual a 𝑀𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 = 46 𝑔/𝑚𝑜𝑙, de forma que seu poder calorífico é dado por 
𝐶𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 = (−1367)/46 = −29,717 𝐾𝐽. 𝑔
−1. Desta forma, a queima de 6L de etanol, equivalente a 
4,8kg, libera uma quantidade de energia equivalente a 4800 ∗ 29,717 = 142641,6 𝐾𝐽 de energia. 
 
Para o propanol, temos massa molar 𝑀𝑝𝑟𝑜𝑝𝑎𝑛𝑜𝑛𝑎 = 58𝑔/𝑚𝑜𝑙, de forma que seu poder calorífico é dado 
por 𝐶𝑝𝑟𝑜𝑝𝑎𝑛𝑜𝑛𝑎 = (−1789)/58 = −30,844𝐾𝐽. 𝑔
−1. 
 
A queima de 1 mol de etanol libera 2 mols de gás carbônico, ou seja, temos uma quantia de 𝑛𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 =
2/46 = 0,043𝑚𝑜𝑙 de gás carbônico liberado por grama de etanol. A queima de 1 mol de propanona 
libera 3 mols de gás carbônico, ou seja, temos uma quantia de 𝑛𝑝𝑟𝑜𝑝𝑎𝑛𝑜𝑛𝑎 = 3/58 = 0,052𝑚𝑜𝑙 de gás 
carbônico liberado por grama de propanona. 
 
Com base nos dados acima, vamos analisar as alternativas: 
 
a) Incorreto. Conforme os cálculos realizados acima, observamos que o poder calorífico do etanol é menor 
que o da propanona. 
b) Incorreto. A entalpia de cada uma das reações é negativa, indicando que o processo libera energia, 
sendo portanto exotérmicas. 
c) Incorreto. Observe que as fórmulas moleculares das substâncias são diferentes, indicando que não são 
isômeros. 
d) Correto. Conforme o cálculo realizado, a queima de 6L de etanol libera uma quantidade de energia 
aproximada de 1,4.105kJ. 
e) Incorreto. Conforme os cálculos, a queima de uma mesma massa de propanonalibera mais gás 
carbônico que a queima de etanol. 
Gabarito: D 
 
94. UNICENTRO 2011/1 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 133 
Pesquisadores estão transformando restos de biomassa em briquetes e pellets, combustível granulado 
resultante do aproveitamento de resíduos de madeira que podem ser utilizados em pizzaria, churrascaria 
e também exportados para países de clima frio que utilizam óleo diesel e carvão mineral na calefação. 
Uma análise da utilização de restos de biomassa como combustível em substituição ao óleo diesel e ao 
carvão mineral permite afirmar: 
 
a) A utilização de resíduos de madeira como combustível constitui processo sustentável de produção de 
energia. 
b) O óleo diesel só é utilizado como combustível se for isento de enxofre porque, nessa circunstância, é 
usado como fonte de energia renovável. 
c) A fumaça que se desprende na combustão de lenha, utilizada em pizzarias e churrascarias, está livre de 
produtos nocivos à saúde. 
d) Os restos de biomassa transformados em briquetes e pellets seriam melhor aproveitados se fossem 
enterrados e decompostos de forma anaeróbica. 
e) A substituição de óleo diesel e de carvão mineral por biomassa não é recomendável em razão da 
poluição gerada pela emissão de CO2(g) no processo de combustão desses materiais. 
 
Comentários: 
a) Correto. Como o resíduo de madeira é uma energia renovável, seu uso como combustível constitui um 
processo sustentável de produção de energia. 
b) Incorreto. Mesmo que não haja enxofre em sua composição, o combustível fóssil libera uma grande 
quantidade de gás carbônico que já é bastante nocivo à saúde, além de não ser uma energia renovável. 
c) Incorreto. Dentre os gases que se desprendem da queima, podemos considerar o monóxido de carbono 
e o dióxido de carbono, produtos bastante nocivos à saúde. 
d) Incorreto. Visto que parte da biomassa seria degradada no processo, a decomposição de tais restos não 
aumentaria a eficiência da reação de combustão. 
e) Incorreto. Embora haja liberação do dióxido de carbono na queima de qualquer um dos materiais 
mencionados, sua liberação é menor na queima de restos de biomassa. 
 
Gabarito: A 
 
95. UNICENTRO 2011/1 
 
 
Em virtude de a entalpia, H, ser uma função de estado, a sua variação, ΔH, associada a qualquer processo 
químico, depende unicamente da natureza do estado inicial dos reagentes e do estado final dos produtos. 
Assim, uma determinada reação química pode ocorrer em uma única etapa ou em uma série de etapas. 
Tendo em vista essas considerações sobre a variação de entalpia de uma reação química, é correto 
afirmar: 
 
a) As variações de entalpia padrão de formação do CO2(g) e da H2O(l) são, respectivamente, − 393,5kJ e − 
285,8kJ. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 134 
b) A equação química II deve ser multiplicada por 2 e somada à equação química I no cálculo da variação 
de entalpia da equação química IV. 
c) A entalpia da reação química IV não pode ser determinada porque a entalpia dos reagentes é igual a 
zero. 
d) A variação de entalpia, ΔH, de reação química representada pela equação química IV é 620,3kJ. 
e) O calor de formação de C2H2(g) é calculado somando-se as variações de entalpia das equações químicas 
I, II e III. 
 
Comentários: 
a) Correto. Conforme as reações descritas no enunciado, verificamos que a entalpia de formação de cada 
um dos compostos citados está de acordo com a alternativa. 
b) Incorreto. A equação IV é obtida invertendo-se a equação I, somando-a à equação II previamente 
multiplicada por 2 e somando à equação III, de forma que a alternativa está incorreta. 
c) Incorreta. Conforme a alternativa anterior, vemos que é possível obter-se a equação IV a partir das 
demais equações; aplicando-se a lei de Hess, podemos obter a entalpia da reação IV. 
d) Incorreta. A entalpia da reação IV será tal que: 
 
𝛥𝐻𝐼𝑉 = 1299,6 − 787 − 285,8 = 226,8𝐾𝐽 
 
e) Incorreta. A variação de entalpia da reação IV, equivalente à formação de C2H2(g), será expresso por 
𝛥𝐻𝐼𝑉 = −𝛥𝐻𝐼 + 2𝛥𝐻𝐼𝐼 + 𝛥𝐻𝐼𝐼𝐼 . 
 
Gabarito: A 
 
96. UNICENTRO 2009/2 
Em casas de artigos esportivos, é possível comprar sacos plásticos que, ao serem ativados, liberam calor 
e podem ser utilizados em acampamentos para se aquecer mãos e pés. 
 
A reação responsável pelo aquecimento é: 
 
 
 
Essa reação 
 
a) é endotérmica. 
b) precisa de calor para acontecer. 
c) apresenta ΔH=0, aquecendo o meio. 
d) tem ΔH negativo, liberando calor. 
e) possui entalpia dos produtos maior que a dos reagentes. 
 
Comentários: 
a)Incorreto. Como a reação libera calor, ela é uma reação exotérmica. 
b)Incorreto. As reações que requerem calor para acontecer são endotérmicas; conforme a alternativa 
anterior, verifica-se que esta alternativa está incorreta. 
c)Incorreto. Como a reação libera calor, temos ΔH<0. 
d)Correto. Como há liberação de calor, temos uma reação exotérmica, caracterizada por ΔH<0. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 135 
e)Incorreto. Da definição da entalpia de reação, 𝛥𝐻𝑟𝑒𝑎çã𝑜 = 𝛥𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜 − 𝛥𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒. Como ΔH<0, temos 
que 𝛥𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜 < 𝛥𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒. 
 
Gabarito: D 
 
97. UNICENTRO 2014/2 
Sabendo que os valores de calor de formação (ΔHf ) do CH4 (g) = −75 kJ/mol, do CCℓ4 (g) = −96 kJ/mol, do 
HCℓ(g) = −92 kJ/mol, assinale a alternativa que apresenta, corretamente, o valor do ΔH da reação a seguir. 
 
CH4 (g) + 4Cℓ2 (g) → CCℓ4 (g) + 4HCℓ (g) 
 
a) ΔH = −389 kJ 
b) ΔH = −226 kJ 
c) ΔH = −113 kJ 
d) ΔH = −96 kJ 
e) ΔH = −75 kJ 
 
Comentários: 
As reações de formação a serem consideradas são: 
 
𝐶(𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑒) + 2𝐶𝑙2(𝑔) → 𝐶𝐶𝑙4(𝑔) 𝛥𝐻𝑓 = −96 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
𝐶(𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑒) + 2𝐻2(𝑔) → 𝐶𝐻4(𝑔) 𝛥𝐻𝑓 = −75𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
2𝐻2(𝑔) + 2𝐶𝑙2(𝑔) → 4𝐻𝐶𝑙(𝑔) 𝛥𝐻𝑓 = −92 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
 
Invertendo-se a segunda equação e somando-a às demais, obtemos a reação desejada, de forma que sua 
entalpia pode ser calculada pela Lei de Hess como 𝛥𝐻𝑓 = −96 + 75 − 92 = −113 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙. 
Gabarito: C 
 
98. UNICENTRO 2013/1 
O etanol (C2H6O) e o álcool presente nas bebidas alcoólicas utilizadas, por exemplo, na preparação de 
alimentos flambados. A combustão completa desta substância pode ser representada pela seguinte 
equação termoquímica não balanceada: 
 
C2H6O(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l) ΔH = -1368kJ mol-1 
 
Em relação às informações apresentadas, assinale a alternativa correta. 
 
a) A variação de entalpia na combustão completa pode ser denominada entalpia de combustão ou 
entalpia de formação do álcool etílico. 
b) Quando os combustíveis fósseis são formados por carbono, hidrogênio e oxigênio, os produtos das 
reações de combustão completa serão sempre CO e H2O. 
c) Esta reação é classificada como exotérmica, logo a energia dos reagentes é menor que a energia dos 
produtos. 
d) Quando 52g de álcool etílico são queimados são produzidos aproximadamente 100g de gás carbônico. 
e) A representação gráfica desta equação termoquímica pode ser representada por: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 136 
 
 
Comentários: 
a)Incorreto. Observe que na forma como a reação está representada, não temos a formação de etanol, 
de forma que denominá-la como entalpia de formação é incorreta. 
b)Incorreto. Outro produto que pode ser gerado na combustão é 𝐶𝑂2 e fuligem, dependendo do nível de 
oxigênio presente na queima.. 
c)Incorreto. Como a reação é exotérmica, temos ΔH<0. Além disso, 𝛥𝐻 = 𝛥𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜 − 𝛥𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒 < 0, 
ou seja, 𝛥𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜 < 𝛥𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒 
d)Correto. A reação balanceada é expressa por: 
 
C2H6O(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) 
 
Ou seja, a queima de 46g de etanol libera 88g de gás carbônico. Por regra de três, temos que a queimade 52g de etanol libera aproximadamente 100g de gás carbônico. 
e)Incorreto. Temos que 𝛥𝐻 = 𝛥𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜 − 𝛥𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒; do gráfico, temos que 𝛥𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜 > 𝛥𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒, 
de forma que a reação será endotérmica, estando em desacordo com o enunciado. 
Gabarito: D 
 
Questões Resolvidas e Comentadas Da FUVEST 
99. (FUVEST SP/2020) 
Equipamentos domésticos chamados de vaporizadores para roupa utilizam o vapor de água gerado por 
um sistema de resistências elétricas a partir de água líquida. Um equipamento com potência nominal de 
1.600 W foi utilizado para passar roupas por 20 minutos, consumindo 540 mL de água. Em relação ao 
gasto total de energia do equipamento, o gasto de energia utilizado apenas para vaporizar a água, após 
ela já ter atingido a temperatura de ebulição, equivale a, aproximadamente, 
 
a) 0,04%. 
b) 0,062%. 
c) 4,6%. 
d) 40%. 
e) 62%. 
 
Note e adote: 
Entalpia de vaporização da água a 100 °C = 40 kJ/mol; 
Massa molar da água = 18 g/mol; 
Densidade da água = 1 g/mL. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 137 
 
Comentários: 
1600 𝑊 =
1600 𝐽
𝑠
 
 
1600 𝐽
𝑠
· 20 · 60 𝑠 = 1920000 𝐽 = 1920 𝑘𝐽 
 
40 𝑘𝐽 − − − − 18 𝑔 𝑑𝑒 á𝑔𝑢𝑎
𝑥 𝑘𝐽 − − − − 540 𝑔
 
 
x = 1200 kJ (energia necessária para vaporizar 540 mL de água) 
 
1200 𝑘𝐽
1920 𝑘𝐽
· 100 = 62,5 % 
Gabarito: E 
 
100. (FUVEST SP/2018) 
A energia liberada na combustão do etanol de cana-de-açúcar pode ser considerada advinda da energia 
solar, uma vez que a primeira etapa para a produção do etanol é a fotossíntese. As transformações 
envolvidas na produção e no uso do etanol combustível são representadas pelas seguintes equações 
químicas: 
 
6 CO2 (g) + 6 H2O (g) C6H12O6 (aq) + 6 O2 (g) 
C6H12O6 (aq) 2 C2H5OH (l) + 2 CO2 (g) = –70 kJ/mol 
C2H5OH (l) + 3O2 (g) 2 CO2 (g) + 3 H2O (g) = –1.235 kJ/mol 
 
Com base nessas informações, podemos afirmar que o valor de para a reação de fotossíntese é 
 
a) –1.305 kJ/mol. 
b) +1.305 kJ/mol. 
c) +2.400 kJ/mol. 
d) –2.540 kJ/mol. 
e) +2.540 kJ/mol. 
 
Comentários: 
Aplicando a lei de Hess para o cálculo da entalpia da reação, tem-se: 
 
Reação desejada: 6 CO2 (g) + 6 H2O (g) → C6H12O6 (aq) + 6 O2 (g) ΔH = ? 
Reações utilizadas para o 
cálculo 
2 C2H5OH (l) + 2 CO2 (g) → C6H12O6 (aq) +70 kJ/mol 
2 ·2 CO2 (g) + 2 ·3 H2O (g) → 2 · C2H5OH (l) + 2 ·3 O2 (g) 2·(+1.235 kJ/mol) 
Reação obtida: 6 CO2 (g) + 6 H2O (g) → C6H12O6 (aq) + 6 O2 (g) 2540 kJ/mol 
 
Gabarito: E 
 
101. (FUVEST SP/2017) 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 138 
Na estratosfera, há um ciclo constante de criação e destruição do ozônio. A equação que representa a 
destruição do ozônio pela ação da luz ultravioleta solar (UV) é 
 
O gráfico representa a energia potencial de ligação entre um dos átomos de oxigênio que constitui a 
molécula de O3 e os outros dois, como função da distância de separação r. 
 
 
 
A frequência dos fótons da luz ultravioleta que corresponde à energia de quebra de uma ligação da 
molécula de ozônio para formar uma molécula de O2 e um átomo de oxigênio é, aproximadamente, 
 
a) 1 1015 Hz 
b) 2 1015 Hz 
c) 3 1015 Hz 
d) 4 1015 Hz 
e) 5 1015 Hz 
 
Note e adote: 
E = hf 
E é a energia do fóton. 
f é a frequência da luz. 
Constante de Planck, h = 6 10–34 J s 
 
Comentários: 
O estado mais estável das ligações entre as moléculas de oxigênio no ozônio corresponde a energia 
mínima (U). Pelo gráfico, tem-se: 
𝑈𝑚𝑖𝑛 = −6 ⋅ 10
−19 𝐽 
A energia transmitida pelo fóton associada a energia da ligação no ozônio deve ser igual a zero, porque 
tem-se a energia mínima necessária para a quebra das ligações. Sendo assim, tem-se a frequência f dada 
por: 
𝐸𝑓ó𝑡𝑜𝑛 − 𝑈𝑚𝑖𝑛 = 0 
ℎ𝑓 = 𝑈𝑚𝑖𝑛 
6 ⋅ 10−34 𝐽 ⋅ 𝑠 ⋅ 𝑓 = 6 ⋅ 10−19 𝐽 
𝑓 = 1015 ⋅ 𝑠−1 = 1015 𝐻𝑧 
Gabarito: A 
 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 139 
102. (FUVEST SP/2017) 
Sob certas condições, tanto o gás flúor quanto o gás cloro podem reagir com hidrogênio gasoso, 
formando, respectivamente, os haletos de hidrogênio HF e , gasosos. Pode-se estimar a variação de 
entalpia de cada uma dessas reações, utilizando-se dados de energia de ligação. A tabela apresenta 
os valores de energia de ligação dos reagentes e produtos dessas reações a 25 ºC e 1 atm. 
 
 
 
Com base nesses dados, um estudante calculou a variação de entalpia de cada uma das reações e 
concluiu, corretamente, que, nas condições empregadas, 
 
a) a formação de HF (g) é a reação que libera mais energia. 
b) ambas as reações são endotérmicas. 
c) apenas a formação de HCl (g) é endotérmica. 
d) ambas as reações têm o mesmo valor de H. 
e) apenas a formação de HCl (g) é exotérmica. 
 
Comentários: 
Calcula-se o ΔH a partir dos valores das energias de ligação: 
H2+ F2 → 2 HF H2+ Cl2 → 2 HCl 
H – H + F – F → 2 H – F H – H + Cl– Cl → 2 H – Cl 
∆𝐻 = ∑ 𝐻𝐿𝑖𝑔𝑎çõ𝑒𝑠𝑟𝑜𝑚𝑝𝑖𝑑𝑎𝑠 − ∑ 𝐻𝐿𝑖𝑔𝑎çõ𝑒𝑠𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎𝑑𝑎𝑠 ∆𝐻 = ∑ 𝐻𝐿𝑖𝑔𝑎çõ𝑒𝑠𝑟𝑜𝑚𝑝𝑖𝑑𝑎𝑠 − ∑ 𝐻𝐿𝑖𝑔𝑎çõ𝑒𝑠𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎𝑑𝑎𝑠 
ΔH = [(H-H) + (F-F)] – [2·(H-F)] ΔH = [(H-H) + (Cl- Cl)] – [2·(H- Cl)] 
ΔH = [(435) + (160)] – [2·(570)] ΔH = [(435) + (245)] – [2·(430)] 
ΔH = - 545 kJ/mol ΔH = - 180 kJ/mol 
 
Julgando os itens, tem-se: 
a) Certo. A reação de HF libera 545 kj, enquanto a reação do HCl libera 180 kJ. 
b) Errado. Ambas as reações são exotérmicas, ΔH negativo. 
c) Errado. Nenhuma reação é endotérmica, ambas são exotérmicas porque o ΔH é negativo. 
d) Errado. As reações apresentam ΔH diferente. 
e) Errado. Ambas as reações apresentam ΔH negativo, logo, são exotérmicas. 
Gabarito: A 
 
103. (FUVEST SP/2016) 
O biogás pode substituir a gasolina na geração de energia. Sabe-se que 60%, em volume, do biogás são 
constituídos de metano, cuja combustão completa libera cerca de 900 kJ/mol. 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 140 
Uma usina produtora gera 2.000 litros de biogás por dia. Para produzir a mesma quantidade de energia 
liberada pela queima de todo o metano contido nesse volume de biogás, será necessária a seguinte 
quantidade aproximada (em litros) de gasolina: 
 
a) 0,7 
b) 1,0 
c) 1,7 
d) 3,3 
e) 4,5 
 
Note e adote: 
Volume molar nas condições de produção de biogás: 24 L/mol; 
energia liberada na combustão completa da gasolina: 4,5 104 kJ/L. 
 
Comentários: 
1) Primeiramente, determina-se a quantidade de energia desprendida pela queima de todo o metano 
contido no biogás: 
2000 L de biogás · 60 % = 1200 L de metano (CH4) 
Sabe-se que o volume molar de um gás é de 24 L/mol e que a energia de combustão do metano é de 900 
kJ/mol, logo, a energia liberada por 1200 L de metano é calculada por: 
 
24 𝐿 𝑑𝑒 𝐶𝐻4 − − − − 900 𝑘𝐽
1200 𝐿 𝑑𝑒 𝐶𝐻4 − − − − 𝑥 𝑘𝐽
 
 
x = 45000 kJ (energia liberada pela queima de todo o metano) 
 
2) Calcula-se o volume de gasolina necessário para obter 45000 kJ, sabendo que a combustão da gasolina 
libera 4,5·104 kJ/L. 
 
4,5 · 104 𝑘𝐽 − − − − 1 𝐿 𝑑𝑒 𝑔𝑎𝑠𝑜𝑙𝑖𝑛𝑎
45000 − − − − 𝑦 𝐿
 
 
y = 1 L 
Gabarito: B 
 
104. (FUVEST SP/2013) 
A partir de considerações teóricas, foi feita uma estimativa do poder calorífico (isto é, da quantidade de 
calor liberada na combustão completa de 1 kg de combustível) de grande número de hidrocarbonetos. 
Dessa maneira, foi obtido o seguinte gráfico de valores teóricos: 
 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 141 
 
 
Dados: 
Massas molares (g/mol) 
C = 12,0 
H = 1,00 
 
Com base no gráfico, um hidrocarboneto que libera 10.700 kcal/kg em sua combustão completa pode ser 
representado pela fórmula 
 
a) CH4 
b) C2H4 
c) C4H10 
d) C5H8 
e) C6H6 
 
Comentários 
Vamos buscar no gráfico a razão de massas correspondente à energia liberadade 10700 kcal/g. 
 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 142 
 
Tomemos a fórmula mínima do hidrocarboneto com coeficientes incógnitas (CxHy). 
 
𝐶𝑥𝐻𝑦 
 
As massas de carbono e de hidrogênio presentes em um mol de fórmulas é: 
 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑐𝑎𝑟𝑏𝑜𝑛𝑜 = 12𝑥 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 ℎ𝑖𝑑𝑟𝑜𝑔ê𝑛𝑖𝑜 = 1𝑦 
 
Assim, podemos usar a razão entre a massa de carbono e a massa de hidrogênio para calcular a razão 
entre os coeficientes x e y da fórmula. 
 
𝑚𝑐𝑎𝑟𝑏𝑜𝑛𝑜
𝑚ℎ𝑖𝑑𝑟𝑜𝑔ê𝑛𝑖𝑜
=
12𝑥
1𝑦
= 6 
 
∴
12𝑥
𝑦
= 6 ∴
𝑥
𝑦
=
6
12
=
1
2
 
 
Portanto, o número de átomos de hidrogênio é igual ao dobro do número de átomos de carbono, o que 
só acontece no composto C2H4. 
Gabarito: B 
 
105. (FUVEST SP/2012) 
Em cadeias carbônicas, dois átomos de carbono podem formar ligação simples (C–C), dupla (C=C) ou tripla 
(CC). Considere que, para uma ligação simples, a distância média de ligação entre os dois átomos de 
carbono é de 0,154 nm, e a energia média de ligação é de 348 kJ/mol. 
Assim sendo, a distância média de ligação (d) e a energia média de ligação (E), associadas à ligação dupla 
(C=C), devem ser, respectivamente, 
 
a) d < 0,154 nm e E > 348 kJ/mol. 
b) d < 0,154 nm e E < 348 kJ/mol. 
c) d = 0,154 nm e E = 348 kJ/mol. 
d) d > 0,154 nm e E < 348 kJ/mol. 
e) d > 0,154 nm e E > 348 kJ/mol. 
 
Comentários 
A ligação dupla consiste no compartilhamento de dois pares de elétrons entre dois átomos de carbono. 
Dessa forma, ela necessariamente deve ser mais forte e mais curta que a ligação simples. Portanto, a sua 
distância de ligação deve ser menor e a sua energia de ligação deve ser maior. 
Vale ressaltar que, quanto mais próximos estão os átomos, mais forte será a ligação, devido à expressão 
da energia de interação elétrica entre duas cargas, que é estudada na Física e é inversamente proporcional 
à distância entre elas. Matematicamente, ela é dada por: 
|𝐸| = 
𝐾𝑞1𝑞2
𝑑
 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 143 
Dessa forma, quanto mais próximos estiverem os dois átomos, maior será a energia de ligação entre eles. 
Trata-se de uma relação de proporcionalidade inversa. Quanto menor a distância de ligação, maior a 
energia de ligação. 
Gabarito: A 
 
106. (FUVEST SP/2012) 
O monóxido de nitrogênio (NO) pode ser produzido diretamente a partir de dois gases que são os 
principais constituintes do ar atmosférico, por meio da reação representada por 
 
N2(g) + O2(g) → 2NO(g) ΔH = +180 kJ. 
 
O NO pode ser oxidado, formando o dióxido de nitrogênio (NO2), um poluente atmosférico produzido nos 
motores a explosão: 
 
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) ΔH = –114 kJ. 
 
Tal poluente pode ser decomposto nos gases N2 e O2: 
 
2NO2(g) → N2(g) + 2O2(g). 
 
Essa última transformação 
 
a) libera quantidade de energia maior do que 114 kJ. 
b) libera quantidade de energia menor do que 114 kJ. 
c) absorve quantidade de energia maior do que 114 kJ. 
d) absorve quantidade de energia menor do que 114 kJ. 
e) ocorre sem que haja liberação ou absorção de energia. 
 
Comentários: 
Reação desejada: 2NO2 (g) → N2 (g) + 2 O2 (g) ΔH = ? 
Reações utilizadas para o cálculo 
2NO2(g) → 2NO(g) + O2(g) + 114 kJ/mol 
2NO(g) → N2(g) + O2(g) - 180 kJ/mol 
Reação obtida: 2NO2 (g) → N2 (g) + 2 O2 (g) - 66 kJ/mol 
A reação obtida apresenta energia liberada igual a 66 kJ/mol. 
Gabarito: B 
 
107. (FUVEST SP/2010) 
O “besouro bombardeiro” espanta seus predadores, expelindo uma solução quente. Quando ameaçado, 
em seu organismo ocorre a mistura de soluções aquosas de hidroquinona, peróxido de hidrogênio e 
enzimas, que promovem uma reação exotérmica, representada por: 
 
 
 
O calor envolvido nessa transformação pode ser calculado, considerando-se os processos: 
 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 144 
C6H4(OH)2 (aq) C6H4O2(aq) + H2(g) = + 177 kJ.mol–1 
H2O(l) + 1/2 O2(g) H2O2(aq) = + 95 kJ. mol–1 
H2O(l) 1/2 O2(g) + H2(g) = + 286 kJ.mol–1 
 
Assim sendo, o calor envolvido na reação que ocorre no organismo do besouro é 
 
a) –558 kJ.mol–1 
b) –204 kJ.mol–1 
c) +177 kJ.mol–1 
d) +558 kJ.mol–1 
e) +585 kJ.mol–1 
 
Comentários: 
Reação desejada: C6H4(OH)2 + H2O2 → C6H4O2 + 2 H2O ΔH = ? 
Reações utilizadas para o cálculo C6H4(OH)2 (aq) → C6H4O2 (aq) + H2 (g) + 177 kJ/mol 
1/2 O2 (g) + H2 (g) → H2O ( ) - 286 kJ/mol 
H2O2 (aq) → H2O ( ) + 1/2 O2 (g) - 95 kJ/mol 
Reação obtida: C6H4(OH)2 + H2O2 → C6H4O2 + 2 H2O - 204 kJ/mol 
Gabarito: B 
 
108. (FUVEST SP/2008) 
Pode-se calcular a entalpia molar de vaporização do etanol a partir das entalpias das reações de 
combustão representadas por 
 
 
 
Para isso, basta que se conheça, também, a entalpia molar de 
a) vaporização da água. 
b) sublimação do dióxido de carbono. 
c) formação da água líquida. 
d) formação do etanol líquido. 
e) formação do dióxido de carbono gasoso. 
 
Comentários: 
Etapa desejada: C2H5OH ( ) → C2H5OH (g) ΔH = ? 
Etapas utilizadas para o cálculo C2H5OH ( ) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) ΔH1 
2 CO2 (g) → C2H5OH (g) + 3 O2 (g) - ΔH2 
Etapa obtida: C2H5OH ( ) + 3 H2O (g) → C2H5OH (g) + 3 H2O ( ) 
 
Perceba que na equação global restou a água no estado líquido e gasoso, logo, para o cálculo da entalpia 
da reação é necessário o valor de vaporização (ou condensação) da água. 
Gabarito: A 
 
109. (FUVEST SP/2007) 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 145 
A dissolução de um sal em água pode ocorrer com liberação de calor, absorção de calor ou sem efeito 
térmico. Conhecidos os calores envolvidos nas transformações, mostradas no diagrama que segue, é 
possível calcular o calor da dissolução de cloreto de sódio sólido em água, produzindo Na+(aq) e Cl-(aq). 
 
 
 
Com os dados fornecidos, pode-se afirmar que a dissolução de 1 mol desse sal 
a) é acentuadamente exotérmica, envolvendo cerca de 103 kJ. 
b) é acentuadamente endotérmica, envolvendo cerca de 103 kJ. 
c) ocorre sem troca de calor. 
d) é pouco exotérmica, envolvendo menos de 10 kJ. 
e) é pouco endotérmica, envolvendo menos de 10 kJ. 
 
Comentários: 
A dissolução do cloreto de sódio é determinada pela equação: 
 
NaCl (s) → Na+ (aq) + Cl- (aq) 
 
Portanto, o ΔH pode ser calculado por +766 – 760 = + 6 kJ/mol. 
A reação apresenta a variação de entalpia positiva, logo, é endotérmica. 
Gabarito: E 
 
110. (FUVEST SP/2006) 
As reações, em fase gasosa, representadas pelas equações I, II e III, liberam, respectivamente, as 
quantidades de calor Q1J, Q2J e Q3J, sendo Q3> Q2 > Q1. 
 
I) 2NH3 + 5/2 O2 → 2NO + 3H2O ΔH1 = –Q1J 
II) 2NH3 + 7/2 O2 → 2NO2 + 3H2O ΔH2 = –Q2J 
III) 2NH3 + 4 O2 → N2O5 + 3H2O ΔH3 = –Q3J 
 
Assim sendo, a reação representada por 
IV) N2O5 → 2NO2 + 1/2 O2 ΔH4 
 
será: 
a) exotérmica, com ΔH4 = (Q3 – Q1)J. 
b) endotérmica, com ΔH4 = (Q2 – Q1)J. 
c) exotérmica, com ΔH4 = (Q2 – Q3)J. 
d) endotérmica, com ΔH4 = (Q3 – Q2)J. 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 146 
e) exotérmica, com ΔH4 = (Q1 – Q2)J. 
 
Comentários: 
 
Etapa desejada: N2O5 → 2NO2 + 1/2 O2 ΔH4 = ? 
Etapas utilizadas para o cálculo N2O5 + 3H2O → 2NH3 + 4 O2 H3 = +Q3J 
2NH3 + 7/2 O2 → 2NO2 + 3H2O H2 = –Q2J 
Etapa obtida: N2O5 → 2NO2 + 1/2 O2 ΔH4 = +Q3 – Q2 J 
 
Sabendo que Q3 é maior que Q2, o valor de ΔH4 é positivo. 
Gabarito: D 
 
111. (FUVEST SP/2006) 
O Ibuprofeno é um remédio indicado para o alívio da febre e da dor, como dor de cabeça, dor muscular, 
dor de dentes, enxaqueca ou cólica menstrual. Além disso, também pode ser usado para aliviar a dor no 
corpo e febre, em caso de sintomas de gripes e resfriados comuns. 
Disponível em: <https://www.tuasaude.com/ibuprofeno-alivium/>.Acesso em: 10 jul. 2018. Adaptado. 
 
Quimicamente falando, não se deve tomar água ..................., mas apenas água ................... . A água 
.................. inúmeros sais, por exemplo, o cloreto de .................., o mais abundante na água do mar. Em 
regiões litorâneas, ameniza variações bruscas de temperatura, graças à sua capacidade de armazenar 
grande quantidade de energia térmica, o que se deve ao seu alto .................... . Na forma de suor, sua 
evaporação abaixa a temperatura do corpo humano, para o que contribui seu elevado .................... . 
 
Completa-se corretamente o texto, obedecendo-se a ordem em que as lacunas aparecem, por: 
a) pura, potável, dissolve, sódio, calor específico, calor de vaporização. 
b) de poço, pura, dissolve, magnésio, calor específico, calor de vaporização. 
c) destilada, potável, dilui, sódio, calor de vaporização, calor específico. 
d) de poço, destilada, dissolve, magnésio, calor de vaporização, calor específico. 
e) pura, destilada, dilui, sódio, calor de vaporização, calor específico. 
 
Comentário: 
Sobre a água, tem-se: 
I. A água pura não é encontrada na natureza e apresenta apenas moléculas de hidrogênio e água, não 
sendo utilizada para consumo. 
II. O saber popular usa água potável como sinônimo de água pura, mas a água potável é a utilizada para 
consumo. 
III. Há diversos sais dissolvidos na água como o cloreto de sódio, que é abundante na água do mar. 
IV. A água tem elevado calor específico, isso se traduz no fato de que é preciso muita energia para 
aumentar 1˚C, então, ela consegue estabilizar a temperatura de regiões litorâneas. 
V. A água também tem calor de vaporização elevado, logo, para vaporizar, a água retira uma quantidade 
grande de calor do meio externo, diminuindo a temperatura. 
VI. Esse processo se aplica à diminuição da temperatura do corpo humano pelo suor. 
 
Portanto, o texto devidamente completo é dado por: 
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 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 147 
“Quimicamente falando, não se deve tomar água pura, mas apenas água potável. A água dissolve 
inúmeros sais, por exemplo, o cloreto de sódio o mais abundante na água do mar. Em regiões litorâneas, 
ameniza variações bruscas de temperatura, graças à sua capacidade de armazenar grande quantidade de 
energia térmica, o que se deve ao seu alto calor específico. Na forma de suor, sua evaporação abaixa a 
temperatura do corpo humano, para o que contribui seu elevado calor de vaporização”. 
Gabarito: A 
 
112. (FUVEST SP/2006) 
Em determinado processo industrial, ocorre uma transformação química, que pode ser representada pela 
equação genérica 
 
x A(g) + yB(g) zC(g) 
 
 
 
O gráfico representa a porcentagem, em mols, de C na mistura, sob várias condições de pressão e 
temperatura. Com base nesses dados, pode-se afirmar que essa reação é: 
a) exotérmica, sendo x + y = z 
b) endotérmica, sendo x + y < z 
c) exotérmica, sendo x + y > z 
d) endotérmica, sendo x + y = z 
e) endotérmica, sendo x + y > z 
 
Comentário: 
Pontos importantes sobre o gráfico: 
I. À medida que a temperatura diminui, a concentração de C aumento. A redução da temperatura favorece 
o deslocamento do equilíbrio para reação exotérmica. 
II. Com isso, a produção de C é um processo exotérmico. 
III. O aumento de pressão favorece a formação de C. Então, como o aumento de pressão desloca o 
equilíbrio para o lado de menor volume, tem-se que o volume de C é menor do que A e B. 
IV. Conclui-se que: x+y > z 
Sendo assim, com base nesses dados, pode-se afirmar que a reação é exotérmica, sendo x+y > z. 
Gabarito: C 
 
113. (FUVEST SP/2005) 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 148 
Os hidrocarbonetos isômeros antraceno e fenantreno diferem em suas entalpias (energias). Esta 
diferença de entalpia pode ser calculada, medindo-se o calor de combustão total desses compostos em 
idênticas condições de pressão e temperatura. Para o antraceno, há liberação de 7060 kJ mol–1 e para o 
fenantreno, há liberação de 7040 kJ mol–1. 
 
Sendo assim, para 10 mols de cada composto, a diferença de entalpia é igual a: 
a) 20 kJ, sendo o antraceno o mais energético. 
b) 20 kJ, sendo o fenantreno o mais energético. 
c) 200 kJ, sendo o antraceno o mais energético. 
d) 200 kJ, sendo o fenantreno o mais energético. 
e) 2000 kJ, sendo o antraceno o mais energético. 
 
Comentários: 
A diferença de energia, por mol, entre os compostos antraceno e fenantreno é de 20 kJ, logo, para 10 
mols de cada componentes, tem-se 200 kJ de diferença. 
A reação de combustão é caracterizada por uma reação de liberação de energia (reação energética) e os 
dois compostos produzem os mesmos produtos, portanto, o material que liberar maior quantidade de 
energia, necessariamente, apresenta maior valor energético. O fenantreno libera 7040 kJ/mol, enquanto 
o antraceno libera 7060 kJ/mol. O antraceno libera mais energia do que o fenantreno e, por isso, o 
antraceno é o mais energético. 
Gabarito: C 
 
114. (FUVEST SP/2004) 
Nas condições ambiente, ao inspirar, puxamos para nossos pulmões, aproximadamente, 0,5 L de ar, então 
aquecido da temperatura ambiente (25°C) até a temperatura do corpo (36°C). Fazemos isso cerca de 
16x103 vezes em 24 h. Se, nesse tempo, recebermos, por meio da alimentação, 1,0 x 107 J de energia, a 
porcentagem aproximada dessa energia, que será gasta para aquecer o ar inspirado, será de: 
 
ar atmosférico nas condições ambiente: 
densidade = 1,2 g/L 
calor específico = 1,0 J g-1 °C-1 
 
a) 0,1 % 
b) 0,5 % 
c) 1 % 
d) 2 % 
e) 5 % 
 
Comentários: 
1) Calcula-se a quantidade de energia necessária para aquecer 11 °C (de 25 °C para 36 °C) a quantidade e 
0,5 L de ar: 
1,0 𝐽
𝑔 · °𝐶
· 0,5 𝐿 ·
1,2 𝑔
𝐿
· 11 °𝐶 = 6,6 𝐽 (𝑝𝑜𝑟 𝑟𝑒𝑠𝑝𝑖𝑟𝑎çã𝑜) 
6,6 J · 16 · 103 vezes = 105,6 · 103 J (ou 1,056 · 105 J) 
 
2) Determina-se a contribuição percentual de 6,6 J em relação à quantidade de energia do alimento: 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 149 
1,0 · 107𝐽 − − − − 100 %
1,056 · 105 𝐽 − − − − 𝑥 %
 
 
𝑥 ≈ 1 % 
Gabarito: C 
 
115. (FUVEST SP/2002) 
Considere as reações de oxidação dos elementos Al, Mg e Si representadas pelas equações abaixo e o 
calor liberado por mol de O2 consumido. 
 
4/3 Al + O2 → 2/3 Al2O3 ∆H = -1120 kJ/mol de O2 
2Mg + O2 → 2MgO ∆H = -1200 kJ/mol de O2 
Si + O2 → SiO2 ∆H = -910 kJ/mol de O2 
 
Em reações iniciadas por aquecimento, dentre esses elementos, aquele que reduz dois dos óxidos 
apresentados e aquele que reduz apenas um deles, em reações exotérmicas, são, respectivamente, 
a) Mg e Si 
b) Mg e Al 
c) Al e Si 
d) Si e Mg 
e) Si e Al 
 
Comentários: 
O magnésio libera mais energia por mol de O2 (1200 kJ/mol liberados) do que o alumínio e o silício. Assim, 
ele vai oxidar frente ao Al2O3 e o SiO2, que reduzem. 
Assim, o Mg tem a capacidade de reduzir dois dos óxidos. 
Já o alumínio, tem a segunda maior energia liberada por mol de O2 (1120 kJ), ou seja, ele oxida mais 
facilmente do que o silício. Sendo assim, o Al reduz o SiO2, mas não consegue reduzir o MgO, como visto 
anteriormente. 
Portanto, o Al tem a capacidade de reduzir apenas um óxido. 
Então, dentre os elementos, aquele que reduz dois dos óxidos apresentados e aquele que reduz apenas 
um deles, em reações exotérmicas, são, respectivamente: 
𝑀𝑔 𝑒 𝐴𝑙 
Gabarito: B 
 
116. (FUVEST SP/2002) 
Buscando processos que permitam o desenvolvimento sustentável, cientistas imaginaram um 
procedimento no qual a energia solar seria utilizada para formar substâncias que, ao reagirem, liberariam 
energia: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 150 
 
 
A = refletor parabólico C = reator exotérmico 
B = reator endotérmico D e E = reservatórios 
 
Considere as seguintes reaçõesI) 2H2 + 2CO → CH4 + CO2 
II) CH4 + CO2 → 2H2 + 2CO 
 
e as energias médias de ligação: 
H-H 4,4 x 102 kJ/mol 
C ≡ O (CO) 10,8 x 102 kJ/mol 
C=O (CO2) 8,0 x 102 kJ/mol 
C-H 4,2 x 102 kJ/mol 
 
A associação correta que ilustra tal processo é: 
 
 
Comentários: 
Deve-se calcular o ∆H de cada processo para saber se são exotérmicos ou endotérmicos. 
Processo I: 
𝐻2 + 2𝐶𝑂 → 𝐶𝐻4 + 𝐶𝑂2 
H2: 1 ligação hidrogênio-hidrogênio 
CO: 1 ligação tripla entre carbono e oxigênio 
CH4: 4 ligações do tipo carbono-hidrogênio 
CO2: 2 ligações duplas entre carbono e oxigênio 
 
Logo, o ∆H é dado por: 
∆𝐻 = 𝐻𝑞𝑢𝑒𝑏𝑟𝑎𝑑𝑎𝑠 − 𝐻𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎𝑑𝑎𝑠 
∆𝐻𝐼 = 2 ⋅ 4,4 ⋅ 10
2 𝑘𝐽 + 2 ⋅ 1 ⋅ 10,8 ⋅ 102 𝑘𝐽 − 1 ⋅ 4 ⋅ 4,2 ⋅ 102 𝑘𝐽 − 2 ⋅ 8 ⋅ 102 𝑘𝐽 
∆𝐻𝐼 = −2,4 ⋅ 10
2 𝑘𝐽 
 
Sendo assim, o processo I é um processo exotérmico, então, acontece no reator C 
Processo II: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – TERMOQUÍMICA 
 
 AULA 15 – TERMOQUÍMICA 151 
Como é o processo inverso de I, então, possui o mesmo ∆H, mas com o sinal trocado: 
∆𝐻𝐼𝐼 = +2,4 ⋅ 10
2 𝑘𝐽 (𝑒𝑛𝑑𝑜𝑡é𝑟𝑚𝑖𝑐𝑜) 
Logo, o processo II acontece no reator B 
Se em D está o conteúdo do processo II, então, tem-se: 
𝐷: 𝐶𝐻4 + 𝐶𝑂2 
Se o conteúdo do processo I fica em E, então seu conteúdo é representado por: 
𝐸: 𝐻2 + 𝐶𝑂 
Portanto, tem-se: 
Reação que ocorre em B Conteúdo de D Conteúdo de E 
II CH4 + CO2 H2 + CO 
Gabarito: B 
 
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