Termoquímica 2 ano DM 2020

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TERMOQUÍMICA
2 ANO INTEGRAL
Observe os fenômenos abaixo:
A madeira ao queimar
LIBERA
energia na forma de
CALOR
O gelo para fundir
ABSORVE
energia na forma de
CALOR
O calor envolvido nas transformações é estudado pela
 TERMOQUÍMICA
Os fenômenos quanto ao calor envolvido
podem ser classificados em
ENDOTÉRMICOS
Absorvem calor do
meio ambiente
EXOTÉRMICOS
Liberam calor para o
meio ambiente
Toda espécie química possui uma energia,
que quando medida à 
pressão constante, é chamada de 
ENTALPIA (H) 
Não é possível calcular a entalpia 
de um sistema, 
e sim a sua variação ( ΔH )
ΔH = H final – H inicial
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Segundo nível
Terceiro nível
Quarto nível
Quinto nível
Nos processos EXOTÉRMICOS 
ENTALPIA (H)
Caminho da reação
REAGENTES
PRODUTOS
ΔH 0
ΔH = H final – H inicial
HR
HP
Representação da entalpia nas reações químicas
O calor pode ser representado como ...
...parte integrante da reação:
...na forma de variação de entalpia
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 
ΔH = – 92,2 KJ
2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g) 
ΔH = + 92,2 KJ
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) + 92,2 KJ
exotérmica
2 NH3(g) + 92,2 KJ N2(g) + 3 H2(g)
endotérmica
01)(UFMG-2002) Ao se sair molhado em local aberto, mesmo em dias quentes, sente-se uma sensação de frio. Esse fenômeno está relacionado com a evaporação da água que, no caso, está em contato com o corpo humano. Essa sensação de frio explica-se CORRETAMENTE pelo fato de que a evaporação da água
é um processo endotérmico e cede calor ao corpo.
é um processo endotérmico e retira calor do corpo.
é um processo exotérmico e cede calor ao corpo.
é um processo exotérmico e retira calor do corpo.
é um processo atérmico e não troca calor com o corpo. 
02)(Unesp-SP) Em uma cozinha, estão ocorrendo os seguintes processos:
Gás queimando em uma das “bocas” do fogão.
Água fervendo em uma panela que se encontra sobre esta “boca” do fogão.
Com relação a esses processos, pode-se estimar que:
I e II são exotérmicos.
I é exotérmico e II é endotérmico.
I é endotérmico e II é exotérmico.
I é isotérmico e II é exotérmico.
I é endotérmico e II é isotérmico. 
03) (UECE) Observe o esquema.
De acordo com o esquema apresentado, podemos dizer que esse processo deverá ser:
endotérmico, com ∆H = – 1870 kJ
endotérmico e absorver 130 kJ
exotérmico e liberar 130 kJ
exotérmico, com ∆H = + 1870 kJ
exotérmico e absorver 1870 kJ
∆H = 1000 – 870 = + 130 kj
04) (Ufal) Em nosso cotidiano, ocorrem processos que podem ser
 endotérmicos ou exotérmicos. Assinale a alternativa que contém
 apenas processos exotérmicos:
Formação das nuvens; secagem de roupas; queima de carvão.
Formação de geada; combustão em motores de automóveis; evaporação da água dos lagos.
Evaporação da água dos mares; secagem de roupas; explosão de fogos de artifícios.
Queima de carvão; formação de geada; derretimento de gelo.
Combustão em motores de automóveis; explosão de fogos de artifícios; formação de geada.
05) ( Vunesp ) Em uma cozinha, estão ocorrendo os seguintes
 processos:
Gás queimando em uma das bocas do fogão e
Água fervendo em uma panela que se encontra sobre essa boca do fogão.
Com relação a esses processos, pode-se afirmar que:
I e II são exotérmicos.
I é exotérmico e II é endotérmico.
I é endotérmico e II é exotérmico.
I é isotérmico e II é exotérmico.
I é endotérmico e II é isotérmico.
06) Quando um mol de etanol (C2H5OH, álcool comum) passa do estado líquido para o gasoso, ocorre absorção de 43,5 kj de calor. Represente esse processo por meio de uma equação acompanhada do respectivo valor de ∆H.
C2H5OH (l) C2H5OH (v) ∆H = + 43,5 kj
É a equação química que indica...
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O ( l ) ΔH = – 572 KJ
(25°C , 1 atm)
... a variação de entalpia da reação.
... os estados físicos das substâncias. 
... as condições de temperatura e pressão. 
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA
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EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA QUE INFLUEM NA ENTALPIA DAS REAÇÕES
QUANTIDADES DAS ESPÉCIES QUÍMICAS
1 H2 (g) + 1/2 O2 (g) 1 H2O ( l )
ΔH = – 286 KJ
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O ( l ) 
ΔH = – 572 KJ
ESTADO ALOTRÓPICO
C(grafite) + O2 (g) CO2(g)
ΔH = – 393,1 KJ
C(diamante) + O2 (g) CO2(g)
ΔH = – 395,0 KJ
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA QUE INFLUEM NA ENTALPIA DAS REAÇÕES
ESTADO FÍSICO DOS REAGENTES E DOS PRODUTOS
 H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( s )
∆H = – 293 KJ
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( l )
∆H = – 286 KJ
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( v ) 
∆H = – 243 KJ
H2 (g) + 1/2 O2 (g)
H2O ( v )
H2O ( l )
H2O ( s ) 
∆H = – 243 KJ
∆H = – 286 KJ
∆H = – 293 KJ
GRAFICAMENTE 
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) 
ΔH = – 22 kcal
Operações com uma equação termoquímica
Podemos INVERTER uma equação termoquímica:
2 NH3 (g) 
ΔH = + 22 kcal
N2 (g) + 3 H2 (g)
Invertemos o sinal do 
ΔH
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) 
ΔH = – 22 kcal
Operações com uma equação termoquímica
Podemos MULTIPLICAR ou DIVIDIR uma equação termoquímica:
Multiplicamos o 
ΔH
3 N2 (g) + 9 H2 (g) 6 NH3 (g) 
ΔH = – 66 kcal
Operações com uma equação termoquímica
Podemos SOMAR EQUAÇÕES termoquímicas:
N2 (g) + 2 O2 (g)  2 NO2 (g) ∆H = + 66 kj/mol
2 NO2 (g)  2 NO (g) + O2 (g) ∆H = + 113 kj/mol
N2 (g) + O2 (g)  2 NO (g) ∆H = + 179 kj/mol
Somamos o 
ΔH
01)O calor liberado na condensação do vapor de água é, em parte, responsável pelo aquecimento da superfície da nossa pele dentro de uma sauna a vapor. O calor liberado quando 1 mol de H2O (g) se transforma em 1 mol de H2O (l) (condensação) é, segundo o diagrama a seguir, kj:
H
H = – 241,8 kj
H = – 285,8 kj
1 H2 (g) + 1/2 O2 (g)
1 H2O (g)
1 H2O (l)
285,8.
44.
241,8.
– 44.
– 285,8.
H = Hf – Hi 
H = – 285,8 + 241,8) 
H = – 44 
H = (– 285,8) – (– 241,8) 
02)(UFMS) Considere o gráfico. Assinale a afirmativa correta:
A entalpia do C (diamante) é menor que a do C (grafite).
O carbono grafite é a forma alotrópica mais estável.
A reação 1 é exotérmica, enquanto a 2 é endotérmica.
A diminuição da entalpia das reações 1 e 2 indica que houve absorção de calor.
A variação de entalpia para as duas reações dá um valor positivo.
Entalpia
Sentido da reação
Reação 1
Reação 2
C (grafite) + O2 (g)
C (diamante) + O2 (g)
CO2 (g)
03) Para a reação S (rômbico)  S (monoclínico), o valor da variação de entalpia (em calorias), calculando-se com base no gráfico, é:
– 120 
– 20 
– 40 
– 80 
– 60 
– 100 
0 
S (rômbico) 
S (monoclínico) 
H (cal)
– 200.
+ 200.
– 100.
+ 100.
– 50.
H = Hf – Hi 
H = 0 – (– 100) 
H = + 100
 H = (monoclínico) – (rômbico) 
C(grafite) + O2 (g) CO2(g) ∆H = – 393,3 kj
CO(g) + 1/2 O2 (g) 
ΔH1 = – 110,3 KJ
C(grafite) + O2 (g) CO2(g)
caminho direto
ΔH2 = – 283,0 KJ
Observe que:
ΔH1 + ΔH2 = ΔH 
(– 110,3) + (– 283,0) = – 393,3 KJ
Estas observações foram feitas por 
Germain Henry Hess 
e, ficou conhecida como LEI DE HESS 
As reações químicas 
podem ocorrer em várias etapas,
porém, verifica-se que sua variação de entalpia depende apenas dos 
estados inicial e final da mesma
01) Considerando os seguintes calores de reação:
N2 (g) + 2 O2 (g)  2 NO2 (g) ∆H = + 66 kj/mol
2 NO (g) + O2 (g)  2 NO2 (g) ∆H = – 113 kj/mol
Calcule o calor da reação para o processo:
N2 (g) + O2 (g)  2 NO (g) ∆H = ?
Devemos repetir a equação “ I ”
N2 (g) + 2 O2 (g)  2 NO2 (g) ∆H = + 66 kj/mol
Devemos inverter a equação “ II ”
2 NO2 (g)  2 NO (g) + O2 (g) ∆H = + 113 kj/mol
Somamosas duas equações
N2 (g) + O2 (g)  2 NO (g) ∆H = + 179 kj/mol
02) Calcule o ∆H da reação:
P4 (s) + 10 Cl2 (g)  4 PCl5 (s)		∆H = ?
Utilizando os seguintes dados:
P4 (s) + 6 Cl2 (g)  4 PCl3 (l)		∆H = – 1279 kj/mol
PCl3 (l) + Cl2 (g)  PCl5 (s)		∆H = – 124 kj/mol
Devemos repetir a equação “ I ”
P4 (s) + 6 Cl2 (g)  4 PCl3 (l)		∆H = – 1279 kj/mol
Devemos multiplicar por 4 a equação “ II ”
4 PCl3 (l) + 4 Cl2 (g)  4 PCl5 (s)		 ∆H = – 496 kj/mol
Somamos as duas equações
 P4 (s) + 10 Cl2 (g)  4 PCl5 (s)		 ∆H = – 1775 kj/mol
03) (Cefet-PR) Considere a seguinte equação:
2 C (graf) + 3 H2 (g) + 1/2 O2 (g)  C2H6O (l)
Com base na lei de Hess, e utilizando as equações a seguir, calcule o ∆H da reação assinale a alternativa que apresenta a resposta correta:
C (graf) + O2 (g)  CO2 (g)				∆H = – 394 kj/mol
H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O (l)				∆H = – 286 kj/mol
C2H6O (l) + 3 O2 (g)  2 CO2 (g) + 3 H2O (l) 		∆H = – 1368 kj/mol
+ 278 kj/mol.
+ 2048 kj/mol.
– 278 kj/mol.
– 2048 kj/mol.
– 556 kj/mol.
Devemos multiplicar por 2 a equação “ I ”
2 C (graf) + 2 O2 (g)  2 CO2 (g)				∆H = – 788 kj/mol
Devemos multiplicar por 3 a equação “ II ”
3 H2 (g) + 3/2 O2 (g)  3 H2O (l)				∆H = – 858 kj/mol
Devemos inverter a equação “ III ”
 2 CO2 (g) + 3 H2O (l)  C2H6O (l) + 3 O2 (g) 		∆H = + 1368 kj/mol
Somamos as três equações
2 C (graf) + 3 H2 (g) + 1/2 O2 (g)  C2H6O (l)		∆H = – 278 kj/mol
04) Utilize as seguintes informações:
 4 HCl (g) + O2 (g)  2 H2O (l) + 2 Cl2 (g)	∆H = – 148 kj/mol
 1/2 H2 (g) + 1/2 F2 (g)  HF (g)			∆H = – 273 kj/mol
 H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O (l)			∆H = – 286 kj/mol
Para estimar o ∆H da seguinte reação:
2 HCl (g) + F2 (g)  2 HF (g) + Cl2 (g)
Devemos dividir por 2 a equação “ I ”
Devemos multiplicar por 2 a equação “ II ”
Devemos inverter a equação “ III ”
Somamos as três equações
2 HCl (g) + 1/2 O2 (g)  H2O (l) + Cl2 (g)	 ∆H = – 74 kj/mol
H2 (g) + F2 (g)  2 HF (g)		 ∆H = – 546 kj/mol
H2O (l)	  H2 (g) + 1/2 O2 (g) 	 ∆H = + 286 kj/mol
2 HCl (g) + F2 (g)  2 HF (g) + Cl2 (g)		 ∆H = – 334 kj/mol 
05) Aplicando a lei de Hess, determine a variação de entalpia da reação
 abaixo:
3 C(grafite) + 4 H2(g)  C3H8(g)
Conhecendo-se as seguintes equações termoquímicas:
1) C(grafite) + O2(g)  CO2(g) ΔH = – 94,0 kcal
2) H2(g) + 1/2 O2(g)  H2O(l) ΔH = – 68,3 kcal 
3) C3H8(g)+ 5 O2(g)  3 CO2(g) + 4 H2O(l) 
ΔH = – 531,1 kcal
3 C(grafite) + 3 O2(g)  3 CO2(g) ΔH = – 282,0 kcal
4 H2(g) + 2 O2(g)  4 H2O(l) ΔH = – 273,2 kcal 
3 CO2(g) + 4 H2O(l) 
ΔH = + 531,1 kcal
 C3H8(g)+ 5 O2(g)
3 C(grafite) + 4 H2(g)  C3H8(g)
ESTADO PADRÃO DOS ELEMENTOS 
E DOS COMPOSTOS QUÍMICOS
Um elemento químico ou composto se encontra no
ESTADO PADRÃO
quando se apresenta em seu estado
 (físico, alotrópico ou cristalino)
mais comum e estável, a 25°C e 1 atm de pressão 
C(grafite)
O2(g)
CO2(g)
H2O ( l )
Quando a substância é SIMPLES 
e se encontra no estado padrão sua entalpia será igual a 
ZERO 
Assim, no estado padrão, terão entalpias iguais a ZERO 
Carbono grafite
Oxigênio
Fósforo vermelho
Enxofre rômbico
Nitrogênio (N2)
Prata (Ag)
no estado padrão. 
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( l ) ΔH = – 68 KJ
C(grafite) + O2 (g) CO2(g) ΔH = – 393,1 KJ
ENTALPIA – PADRÃO DE COMBUSTÃO
É a energia liberada na combustão completa ...
... de 1 mol de uma determinada substância
... com todas as substâncias envolvidas na combustão,
01) Escreva a equação de combustão do etanol (C2H5OH),
 devidamente balanceada e calcule o calor de combustão de
 1 mol de etanol, a partir das seguintes equações:
C2H5OH (l) + 3 O2 (g)  2 CO2 (g) + 3 H2O (l)
I. C (s) + O2 (g)  CO2 (g)			 ∆H = – 394 kj/mol
II. H2 (g) + 1/ 2 O2 (g)  H2O (l)		 ∆H = – 286 kj/mol
III. 2 C (s) + 3 H2 (g) 1/ 2 O2 (g)  C2H5OH (l) ∆H = – 278 kj/mol 
Devemos multiplicar por 2 a equação “ I ”
Devemos multiplicar por 3 a equação “ II ”
Devemos inverter a equação “ III ”
Somamos as três equações
2 C (s) + 2 O2 (g)  2 CO2 (g)			 ∆H = – 788 kj/mol
3 H2 (g) + 3/2 O2 (g)  3 H2O (l)		 ∆H = – 858 kj/mol
C2H5OH (l)  2 C (s) + 3 H2 (g) 1/ 2 O2 (g) ∆H = + 278 kj/mol 
C2H5OH (l) + 3 O2 (g)  2 CO2 (g) + 3 H2O (l) ∆H = – 1368 kj/mol
ENTALPIA – PADRÃO DE FORMAÇÃO
... com todas as espécies no estado padrão
É a variação de entalpia envolvida ...
... na formação de 1 mol de uma determinada substância
... a partir das substâncias simples correspondentes 
H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O ( l ) ∆H = – 286 kj 
N2(g) + H2(g) NH3(g) ∆H = – 11 kj 
2
1
2
3
Podemos calcular a variação de entalpia de uma reação 
a partir das entalpias de formação das substâncias que 
participam da reação pela fórmula: 
ΔH = H final – H inicial
3 MgO (s) + 2 Al (s)  3 Mg (s) + Al2O3 (s)
Entalpias de formação: Al2O3(s) = – 1670 kj/mol
 MgO(s. ) = – 604 kj/mol
ΔH = [1 x (– 1670)] – [(3 x (– 604)] 
ΔH = (– 1670) – (– 1812) 
ΔH = – 1670 + 1812 
ΔH = + 142 kJ 
01) Um dos sérios problemas da maioria das regiões metropolitanas é a
 chuva. Um dos responsáveis é o poluentes SO3, que reage com a água da
 chuva originando o ácido sulfúrico. O SO3 não é um poluente produzido
 diretamente pelas fontes poluidoras, mas é formado quando o poluente
 SO2 (este sim é liberado por fontes que queimam combustíveis fósseis)
 reage com o oxigênio do ar:
2 SO2 + O2  2 SO3			∆H = ?
Calcule o ∆H dessa reação baseando-se nas seguintes entalpias-padrão de formação:
S (rômb) + O2 (g)  SO2 (g)		∆H = – 297 kj/mol
S (rômb) + 3/2 O2 (g)  SO3 (g)		∆H = – 396 kj/mol
ΔH = H final – H inicial
ΔH = [ 2 x (– 396) ] – [2 x (– 297)]
ΔH = (– 792) – (– 594)
ΔH = – 792 + 594
ΔH = – 198 kj
02)(UFMA) De acordo com a equação abaixo e os dados fornecidos,
C2H2 (g) + 5/2 O2 (g)  2 CO2 (g) + H2O (l)
Dados: ΔH = + 226,5 kj/mol (C2H2 (g) )
 ΔH = – 393,3 kj/mol (CO2 (g) )
 ΔH = – 285,5 kj/mol (H2O (l) )
Indique qual o valor da entalpia-padrão de combustão do acetileno, C2H2,
em kj/mol.
a) + 1298,6.
b) – 1298,6.
c) – 905,3.
d) + 905,3.
e) – 625,8.
ΔH = H final – H inicial
ΔH = [2 x (– 393,3) + 1 x (– 285,5) – [ (+ 226,5)]
ΔH = – 786,6 – 285,5 – 226,5
ΔH = – 1298,6 kj/mol
37
03) Sendo o H de formação do óxido de ferro (II) igual a – 64,04 kcal/mol e o H de formação do óxido de ferro (III) igual a – 196,5 kcal/mol, o H da reação abaixo será:
2 FeO + 1/2 O2  Fe2O3
ΔH = H final – H inicial
ΔH = [ 1 x (– 196,5) ] – [2 x (– 64,04)]
a) – 68,4 kcal/mol.
b) + 68,4 kcal/mol.
c) – 132,5 kcal/mol.
d) + 132,5 kcal/mol.
e) – 260,5 kcal/mol
ΔH = (– 196,5) – (– 128,08)
ΔH = – 196,5 + 128,08
ΔH = – 68,42 kcal
É a energia envolvida (absorvida) 
na quebra de 1 mol de determinada ligação química,
supondo todas no estado gasoso, a 25°C e 1 atm 
A quebra de ligações será sempre um processo
ENDOTÉRMICO 
H
H
(g)
ΔH = + 435,5 kj/mol
H
H
(g)
2 H (g)
ENERGIA
H
H
+
ENERGIA DE LIGAÇÃO
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01) (UFRGS – RS) Os valores de energia de ligação entre alguns átomos são
 fornecidos no quadro a 	seguir:
	Ligação	Energia de ligação (kj/mol)
	C – H 	413
	O = O	494
	C = O	804
	O – H 	463
Considerando a reação representada por:
CH4 (g) + 2 O2 (g)  CO2 (g) + 2 H2O (v)
O valor aproximado de ΔH, em kj, é de:
– 820. b) – 360. c) + 106. d) + 360.e + 820.
C
C
H
H
H
H
H
H
2
O
2
O
O
O
O
+
+
4 x 413
+ 2 x 494
1652 + 988
+ 2640
2 x 804
+ 4 x 463
1608 + 1852
 – 3460
∆H = + 2640 – 3460
∆H = – 820 kj
02) Faça uma estimativa do ∆H da seguinte reação:
H2 (g) + Cl2 (g)  2 HCl (g) ∆H = ?
Considerando as seguintes energias de ligação, em kj/mol:
H – H (436);	Cl – Cl (242);	H – Cl (431)
H – H + Cl – Cl  2 H – Cl
1 x 436
+ 1 x 242
436 + 242
+ 678
2 x 431
– 862
∆H = + 678 – 862
∆H = – 184 kj
03) Faça uma estimativa do ∆H da seguinte reação:
CH4 (g) + Cl2 (g)  CH3Cl (g) + HCl (g) ∆H = ?
Considerando as seguintes energias de ligação, em kj/mol:
C – H (412);	Cl – Cl (242);	C – Cl (338);	H – Cl (431)
C
H
H
H
H
H
Cl
+
+
Cl
C
H
H
H
Cl
Cl
4 x 412
+ 1 x 242
1648 + 242
+ 1890
3 x 412 + 1 x 338
+ 1 x 431
1236 + 338 + 431
– 2005
∆H = + 1890 – 2005
∆H = – 115 kj
ASPECTO ESTEQUIOMÉTRICO DA TERMOQUÍMICA
01) (Ufes) O hidrogênio, H2 (g), é usado como combustível de
 foguetes. O hidrogênio queima na presença de oxigênio, O2 (g),
 produzindo vapor de água, segundo a equação:
2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (g)	∆H = – 484 kj
A energia liberada na queima de um grama de hidrogênio, H2 (g), é:
– 242 kj.
242 kj.
– 121 kj.
121 kj.
60,5 kj.
2 mol de H2
484 kcal
libera
4 g de H2
1 g de H2
x kcal
libera
4
1
=
484
x
4
=
484
x
∆H = – 121 kj
02) Considere a reação representada pela equação termoquímica:
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 
ΔH = – 22 kcal
São feitas as seguintes afirmações:
A quantidade de energia liberada será maior se o produto 
 obtido for dois mols de NH3 no estado líquido. 
V
A decomposição de 6,8g de NH3 gasoso absorve 4,4 kcal. 
 A entalpia de formação da amônia é de – 11 kcal/mol. 
Quais são corretas?
a) apenas I.
b) apenas I e II.
c) apenas I e III.
d) apenas II e III.
e) I, II e III.
A energia liberada aumenta no sentido:
 GASOSO, LÍQUIDO e SÓLIDO
2 x 17 g absorve 22 kcal
 6,8 g absorve x kcal
Então “ x = 4,4 kcal
V
a formação de 2 mol libera 22 kcal
a formação de 1 mol libera 11 kcal
V
03) O calor liberado na combustão de um mol de metano é 212 Kcal.
 Quando 80 g de metano são queimados, a energia liberada é:
Dados: C = 12 u.; H = 1 u
CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O
a) 1060 Kcal.
b) 530 Kcal.
c) 265 Kcal.
d) 140 Kcal.
e) 106 Kcal.
1 mol de CH4
16 g de CH4
212 kcal
libera
80 g de CH4
x kcal
libera
CH4 :
12 + 4 x 1 = 16 g
212
80
x
16
=
16 x x = 212 x 80
x
=
16960
16
x = 1060 kcal
image1.png
image2.png
image3.jpeg
image4.jpeg
image5.png
image6.emf
870 kJ
1000 kJ
 transformação
HiHf
oleObject1.bin