Introdução à Termoquímica

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MÓDULO
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TERMOQUÍMICA
Introdução
A energia liberada nas reações químicas está 
presente em várias atividades da nossa vida diária. Por 
exemplo, é o calor liberado na queima do gás butano que 
cozinha os nossos alimentos, é o calor liberado na 
combustão do álcool ou da gasolina que movimenta 
nossos veículos e é através das reações químicas dos 
alimentos no nosso organismo que obtemos a energia 
necessária para manutenção da vida.
Quando uma reação química ocorre, há quebra e 
formação de ligações e, consequentemente, liberação ou 
absorção dessa energia sob a forma de energia térmica.
A Termoquímica é a parte da Termodinâmica que 
estuda especificamente as quantidades de energia 
térmica transformadas ou trocadas entre o sistema e o 
meio durante uma reação química.
Estudaremos, também as trocas de energia 
envolvidas nas mudanças de estado físico e nos processos 
de dissolução.
Conceitos Importantes
Sistema, fronteira e vizinhança
Tudo aquilo que é o objeto de estudo ou 
observação é chamado de sistema. Os arredores de um 
sistema são denominados meio ou vizinhança. A 
vizinhança é o local de onde são feitas as observações 
sobre a energia transferida para ou do sistema. Fronteira 
á o limite entre o sistema e a vizinhança.
O conjunto formado por sistema, vizinhança e 
fronteira é denominado universo.
Um sistema pode ser aberto, fechado ou isolado.
Sistema aberto
Pode trocar calor e matéria com a vizinhança. Ex: 
motores de automóveis, o corpo humano, um copo (sem 
tampa) com água vaporizando.
Sistema fechado
Não pode trocar matéria, mas pode trocar calor 
com a vizinhança. Ex: bolsas de gelo usadas em ferimentos 
de atletas.
Sistema Isolado
Não pode trocar nem matéria nem calor com a 
vizinhança. Ex: café dentro de uma garrafa térmica.
Energia
Energia é a capacidade de realizar trabalho.As 
unidades usadas para energia são:
 Joule (J) ⇒ é a unidade de medida utilizada pelo 
Sistema Internacional (SI). Um joule (1 J) é o 
trabalho realizado por uma força de um Newton 
(1 N), que, ao ser aplicada a um corpo, o 
deslocará por uma distância de um metro na 
direção de aplicação da força. 1 kJ = 1 000 J
 Caloria (cal) ⇒ uma caloria é a quantidade de 
calor necessária para elevar de 1oC a 
temperatura de 1 g de água de 14,5 ºC para 
15,5oC (1 kcal = 1 000 cal).
Fator de conversão:
1
1 cal = 4,184 J
W = P.∆V
U = Ec + Ep
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Trabalho (W)
É a energia necessária para deslocar um corpo 
contra uma força, sendo definido como:
Energia Interna (U)
Energia interna é a energia total armazenada em 
um sistema como energia cinética e energia potencial, ou 
seja, é a soma de todas as formas de energia das partículas 
que compõem o sistema.
Em sistemas isolados, a energia interna é 
constante. Assim, quando a energia cinética diminui, a 
energia potencial aumenta. Da mesma forma que, quando 
a energia potencial sofre um decréscimo, a energia 
cinética aumenta.
CUIDADO!!! As energias cinética e potencial não são 
grandezas inversamente proporcionais. Em sistemas 
isolados elas variam de forma inversa, mas não 
necessariamente na mesma proporção.
Energia cinética
É a energia devida ao movimento das partículas. 
Quanto maior for o grau de agitação das partículas, maior 
será a energia cinética, o que contribui para o aumento da 
energia interna do sistema.
A magnitude da energia cinética depende 
diretamente da massa das partículas e do quadrado de 
sua velocidade:
As partículas podem mover – se de diferentes 
maneiras, dando contribuições diferentes à sua energia 
cinética.
 Movimento translacional: é o tipo de 
movimento em que as espécies químicas se 
deslocam no espaço, aproximando-se ou 
afastando-se de um ponto de referência.
 Movimento rotacional: é o tipo de movimento 
encontrado em espécies químicas formadas por 
mais de um átomo e está relacionado à 
capacidade dessa espécie química girar em torno 
de um eixo.
 Movimento vibracional: é o tipo de movimento 
em que as espécies químicas oscilam em torno 
de um ponto de equilíbrio. Existem 3 modos 
vibracionais:
- Estiramento ou Deformação Axial: os átomos vibram ao 
longo do eixo da ligação; muda o comprimento da ligação 
química.
 Estiramento Simétrico:
 Estiramento Assimétrico:
- Deformação Angular: os átomos vibram fora do eixo da 
ligação; muda o ângulo da ligação.
Energia potencial
É a forma de energia que se encontra 
armazenada em um determinado sistema devido às 
interações atrativas e/ou repulsivas entre as partículas 
que o formam. Portanto, não haverá energia potencial se 
não houver forças de atração e repulsão entre as 
partículas de um sistema.
Um sistema só realiza trabalho quando parte 
dessa energia potencial é convertida em energia cinética.
2
Calor (Q): energia térmica transferida entre dois 
sistemas ou entre o sistema e o meio, devido
a uma diferença de temperatura.
"Se dois corpos estão em equilíbrio 
térmico com um terceiro, então eles estão 
em equilíbrio térmico entre si."
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TERMOQUÍMICA
A energia potencial de um sistema é diretamente 
proporcional ao produto das cargas que se atraem ou se 
repelem e inversamente proporcional à distância entre 
elas. Logo, trata-se da energia potencial elétrica, dada 
por:
em que k = 8,99x109 J.m/C2.
Quando as duas cargas têm o mesmo sinal, elas 
se repelem e a energia potencial é positiva. Quando os 
sinais das cargas são opostos, elas se atraem e a energia 
potencial é negativa. Dessa forma, o predomínio de 
interações repulsivas contribui para aumentar a energia 
potencial do sistema, assim como o predomínio de 
interações atrativas contribui para diminuir a energia 
potencial. Além disso, quanto mais intensas forem as 
interações atrativas, menor será a energia potencial e 
mais estável será o sistema.
Calor (Q) x Temperatura (T)
No dia-a-dia estamos constantemente entrando 
em contato com objetos ou ambientes onde podemos ter 
a sensação de quente ou frio, percebendo diferentes 
temperaturas. E é comum usarmos as palavras calor e 
temperatura sem deixar clara a diferença existente entre 
as duas. Algumas expressões podem até apresentar as 
palavras com seus conceitos trocados, como no caso da 
expressão "como está calor hoje!", onde se usa a palavra 
calor para expressar a temperatura do ambiente. A partir 
disso se deduz que as sensações de quente e frio que 
temos também não são sensações de calor e sim de 
temperatura. Apesar de, pelo senso comum, a idéia de 
calor estar intimamente associada à idéia de temperatura, 
devemos tomar cuidado com certas generalizações.
CUIDADO!! Um corpo não possui calor! Entretanto, ao 
receber calor, essa energia se transforma e pode, por 
exemplo, aumentar a agitação das partículas. Isso significa 
que o calor recebido foi transformado em energia cinética 
e, por esse motivo, houve elevação da temperatura.
Quando colocamos em contato térmico dois 
corpos de temperatura diferentes, notamos que esses 
buscam uma situação de equilíbrio térmico, no qual as 
temperaturas tornam-se iguais. Para que isso aconteça, o 
corpo de maior temperatura fornece, ao de menor 
temperatura, certa quantidade de energia térmica. Isso
provoca uma diminuição em sua temperatura e um 
aumento na temperatura do corpo inicialmente mais frio, 
até que se estabeleça o equilíbrio térmico.
ATENÇÃO!!! A temperatura de equilíbrio não 
necessariamente será igual à média das temperaturas 
iniciais dos dois corpos, pois ela depende do material e da 
massa de cada bloco. Mais adiante veremos que o calor 
trocado depende não só do material e da massa de cada 
bloco, mas também da variação de temperatura sofrida 
no processo.
Essa energia térmica, quando e apenas enquanto 
está em trânsito, é denominada calor.
Daí surge a Lei Zero da Termodinâmica:
A temperatura expressa o grau de agitação 
térmica das partículas de um corpo. Quanto maior a 
temperatura, maior a agitação térmica dessas partículas 
e, consequentemente, maior sua energia cinética média, 
já que a distribuição da energia cinéticao metano queima 
completamente formando gás carbônico e água. 
Entretanto, em situações em que a disponibilidade de 
oxigênio não é abundante, forma-se monóxido de 
carbono, um gás extremamente tóxico.
A partir das informações do diagrama de entalpia, conclui- 
se que para a formação de 140 g de monóxido de carbono 
através da combustão incompleta do metano são
a) absorvidos aproximadamente 6,1  102 kJ.
b) absorvidos aproximadamente 3,0  103 kJ.
c) liberados aproximadamente 6,1  102 kJ.
d) liberados aproximadamente 3,0  103 kJ.
44 - (ENEM)
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 H1 a variação de 
entalpia devido à queima de 1 g desse bio-óleo, 
resultando em gás carbônico e água líquida, e H2 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.
45 - (UECE)
Normalmente uma reação química libera ou absorve 
calor. Esse processo é representado no seguinte 
diagrama, considerando uma reação específica.
Com relação a esse processo, assinale a equação química 
correta.
a) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) – 68,3 kcal
b) H2O(l) – 68,3 kcal  H2(g) + ½ O2(g)
c) H2O(l)  H2(g) + ½ O2(g) + 68,3 kcal
d) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) + 68,3 kcal
46 - (PUC SP)
O estudo da energia reticular de um retículo cristalino 
iônico envolve a análise do ciclo de Born-Haber. O 
diagrama de entalpia a seguir exemplifica o ciclo de Born- 
Haber do cloreto de potássio (KCl).
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A partir da análise do diagrama é INCORRETO afirmar que
a) a entalpia de sublimação do potássio é de 89 
kJ/mol.
b) a entalpia de ligação Cl-Cl é de 244 kJ/mol.
c) a entalpia de formação do KCl(s) é de –717 
kJ/mol.
d) o potencial de ionização do K(g) é de 418 kJ/mol.
e) a reação entre o metal potássio e o gás cloro é 
exotérmica.
47 - (UEFS BA)
A maior importância da utilização do conceito de variação 
de entalpia é de permitir expressar as variações de 
energia de reações químicas. O gráfico representa a 
variação de entalpia na decomposição do óxido de 
mercúrio (II).
Uma análise desse gráfico permite corretamente concluir:
a) A entalpia de formação do óxido de mercúrio (II) 
é –90kJmol–1.
b) As entalpias de Hg(l) e de O2(g) são diferentes de 
zero na formação de 1,0mol de HgO(s).
c) A diferença de entalpia dos produtos e do 
reagente na decomposição do óxido de mercúrio (II) é 
igual à entalpia de formação dessa substância.
d) A quantidade de energia absorvida na 
decomposição do óxido de mercúrio (II) é diferente da 
quantidade de energia liberada na formação desse óxido.
e) A mudança nos estados físicos de produtos e de 
reagentes em uma reação química não altera o valor da 
variação de entalpia da reação.
48 - (FCM PB)
A importância do magnésio também é relevante na 
formação do osso e influencia as atividades dos 
osteoblastos (célula formadora dos ossos) e osteoclastos 
(célula envolvida na reabsorção e remodelagem do tecido 
ósseo). Estudos encontraram associações positivas entre 
a ingestão de magnésio e densidade mineral óssea em 
homens e mulheres. O magnésio disponível no mercado é 
ligado a outra substância; assim, dependendo da 
substância utilizada, o suplemento oferece diferente 
absorção e biodisponibilidade do Mg. Formas de 
magnésio que se dissolvem bem em líquido são 
absorvidas no intestino. Entre elas o óxido de magnésio e 
o sulfato de magnésio (leite de magnésia), que têm efeito 
laxativo. O carbonato de magnésio é um dos suplementos 
que possui propriedades antiácidas e contém 45% de 
magnésio. Quando o óxido de magnésio está na presença 
de uma atmosfera de gás carbônico, este é convertido a 
carbonato de magnésio.
São dadas as entalpias-padrão de formação:
A formação de um mol de carbonato de magnésio, a partir 
do óxido de magnésio e gás carbônico, é uma reação
a) Endotérmica, com valor absoluto de entalpia de 
1 304 kJ
b) Exotérmica, com valor absoluto de entalpia de 
100 kJ
c) Endotérmica, com valor absoluto de entalpia de 
100 kJ
d) Exotérmica, com valor absoluto de entalpia de 
888 kJ
e) Os elétrons fluem, pelo circuito externo, do cobre 
para o níquel.
49 - (FGV SP)
Em condições adequadas, a combustão da amônia resulta 
em substâncias que não prejudicam o meio ambiente.
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4 NH3 (g) + 3 O2(g)  2 N2(g) + 6 H2O(g)
Considere as seguintes equações termoquímicas 
envolvendo a amônia:
Com base nessas informações, podemos afirmar que o 
valor de H para a reação de fotossíntese é
a) –1.305 kJ/mol.
b) +1.305 kJ/mol.
4 NH3(g) + 7 O2(g)  4 NO2(g) + 6 H2O(g) Hº  1132 kJ c) +2.400 kJ/mol.
6 NO2(g) + 8 NH3(g)  7 N2(g) + 12 H2O(g)
Hº  2740 kJ
A entalpia da reação da combustão de 4 mol de amônia 
com a formação dos produtos N2 e H2O é
a) – 317 kJ.
b) – 402 kJ.
c) – 968 kJ.
d) – 1 268 kJ.
e) – 1 608 kJ.
50 - (FCM PB)
Um passo do processo de produção de ferro metálico, 
Fe(s), é a redução do óxido ferroso (FeO) com monóxido 
de carbono (CO).
FeO(s) + CO(g)  Fe(s) + CO2(g) ∆H = x
Utilizando as equações termoquímicas abaixo e 
baseando-se na Lei de Hess, assinale a alternativa que 
indique o valor mais próximo de “x”:
d) –2.540 kJ/mol.
e) +2.540 kJ/mol.
52 - (UNESP SP)
Analise os três diagramas de entalpia.
O H da combustão completa de 1 mol de acetileno, C2H2 
(g), produzindo CO2 (g) e H2O (l) é
a) + 1 140 kJ.
b) + 820 kJ.
Fe2O3(s) + 3 CO(g)  2 Fe(s) + 3 CO2(g) 
3 FeO(s) + CO2(g)  Fe3O4(s) + CO(g)
H = –25 kJ
H = –36 kJ
c) – 1 299 kJ.
d) – 510 kJ.
e) – 635 kJ.
2 Fe3O4(s) + CO2(g)  3 Fe2O3(s) + CO(g)
a) +14 kJ.
b) –100 kJ.
c) –17 kJ.
d) –36 kJ.
e) +50 kJ.
51 - (FUVEST SP)
H = +47 kJ
53 - (IFBA)
Para transformar grafite em diamante, é preciso 
empregar pressão e temperatura muito elevadas, em 
torno de 105 atm e 2.000 ºC. O carbono precisa ser 
praticamente vaporizado e, por isso, apesar de o processo 
ser possível, é difícil. Consideremos, então, as entalpias de 
combustão do grafite e do diamante:
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) H = –70 kJ/mol 
C2H5OH (l) + 3O2 (g)  2 CO2 (g) + 3 H2O (g) H = –
1.235 kJ/mol
I. C(grafite) + O2(g)  CO2(g) H = –394 kJ
II. C(diamante) + O2(g)  CO2(g) H = –396 kJ
Quantos kJ são necessários para transformar grafite em 
diamante?
a) +2
b) 790
c) +790
d) +10
e) 2
30
f
f
f
r1
r2
r 
c
c
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TERMOQUÍMICA
54 - (UEFS BA)
Por mais de 600 anos, os naturalistas sabiam que os 
formigueiros exalavam um vapor ácido. Em 1961, o 
naturalista inglês John Ray descreveu o isolamento do 
composto ativo desse vapor. Para fazer isso, coletou e 
destilou um grande número de formigas mortas. O ácido 
descoberto ficou conhecido como ácido fórmico (CH2O2), 
cuja nomenclatura IUPAC é ácido metanoico.
(http://qnint.sbq.org.br. Adaptado.)
A reação da combustão completa do ácido metanoico é 
representada pela equação:
56 - (ENEM)
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:
CH2O2 (l) +
1 O2 (g)  CO2 (g) + H2O(l)
2 Fe2O3 (s) + 3 CO (g)  2 Fe (s) + 3 CO2 (g) = –25
kJ/mol de Fe2O3
Considere as equações a seguir para determinar a entalpia
de combustão do ácido metanoico.
C (gr) + O2 (g) + H2 (g)  CH2O2 (l) Ho  255 kJ/mol
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
C (gr) + O2 (g)  CO2 (g)
H2 (g) + O2 (g)  H2O (l)
Ho  394 kJ/mol
Ho  286 kJ/mol
O valor mais próximo de , em kJ/mol de FeO, para a 
reação indicada do FeO (sólido) com o CO (gasoso) é
A entalpia de combustão do ácido metanoico é igual a
a) –312 kJ/mol.
b) –425 kJ/mol.
c) –363 kJ/mol.
d) –147 kJ/mol.
e) –935 kJ/mol.
55 - (FGV SP)
O arsênio é encontrado na natureza associado a minerais 
de certos metais de transição. Seu óxido, As2O3 é obtido 
como subproduto de processos de metalurgia extrativa. 
Esse óxido pode ser transformado em As2O5 por meio de 
reação com oxigênio ou com ozônio.
a) –14.
b) –17.
c) –50.
d) –64.
e) –100.
57 - (ENEM)
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)
As2O3 (s) + O2 (g)  As2O5 (s)
3 As2O3 (s) + 2 O3 (g)  3 As2O5 (s)
Ho  270 kJ
Ho 1096 kJ
A energia envolvida nesse processo pode ser calculada 
indiretamente pela variação de entalpia das reações de 
combustão das substâncias participantes, nas mesmas
Com base nessas informações, é correto afirmar que o 
valor da entalpia padrão da reação Ho de conversão de 
1 mol de oxigênio a ozônio, em kJ, é aproximadamente
a) –286.
condições experimentais:
I. C2H2 (g) + 5 O2 (g)  2 CO2 (g) + H2O (l)
2
Ho  310 kcal/mol
b) –95.
c) +95.
II. C6H6 (l) +
15 O2 (g)  6 CO2 (g) + 3 H2O (l)
2
d) +286.
e) +810.
Ho  780 kcal/mol
31
http://qnint.sbq.org.br/
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TERMOQUÍMICA
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.
58 - (UEA AM)
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) ; H = –578 kJ/mol 
C (s) + O2 (g)  CO2 (g) ; H = –394 kJ/mol 
Sn (s)  Sn (l) ; H = 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.
TEXTO: 1 - Comum à questão: 59
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
59 - (UNESP SP)
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. 
TEXTO: 2 - Comum à questão: 60
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.
60 - (UERJ)
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
Gabarito dos Exercícios Propostos
1) Gab: E
2) Gab: D
3) Gab: A
4) Gab: E
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MÓDULO
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TERMOQUÍMICA
5) Gab: D
6) Gab: C
7) Gab: B
8) Gab: D
9) Gab: A
10) Gab: A
11) Gab: C
12) Gab: A
13) Gab: E
14) Gab: B
15) Gab: D
16) Gab: B
17) Gab: C
18) Gab: B
19) Gab: C
20) Gab: E
21) Gab: D
22) Gab: D
23) Gab: C
24) Gab: 01
25) Gab: A
26) Gab: B
27) Gab: A
28) Gab: D
29) Gab: A
30) Gab: E
31) Gab: B
32) Gab: A
33) Gab: B
34) Gab: B
35) Gab: A
36) Gab: C
37) Gab: C
38) Gab: E
39) Gab: A
40) Gab: D
41) Gab: A
42) Gab: B
43) Gab: D
44) Gab: C
45) Gab: D
46) Gab: C
47) Gab: A
48) Gab: B
49) Gab: D
50) Gab: C
51) Gab: E
52) Gab: C
53) Gab: A
54) Gab: B
55) Gab: B
56) Gab: B
33
34
MÓDULO
15
TERMOQUÍMICA
57) Gab: B
58) Gab: A
59) Gab: B
60) Gab: Aentre as partículas 
de um sistema não é uniforme.
OBSERVAÇÃO: Quando um corpo absorve energia 
térmica, nem sempre haverá aumento de temperatura, 
pois esta pode ser utilizada apenas para aumentar a 
energia potencial de suas partículas sem aumentar a 
energia cinética.
3
http://pt.wikipedia.org/wiki/Equil%C3%ADbrio_t%C3%A9rmico
http://pt.wikipedia.org/wiki/Equil%C3%ADbrio_t%C3%A9rmico
∆U = Q - W
∆H = QP
MÓDULO
15
TERMOQUÍMICA
Sensação Térmica
Quando dois corpos a temperaturas diferentes 
entram em contato, há uma modificação dessas 
temperaturas (Lei Zero da Termodinâmica).
Ao segurarmos dois blocos, um de metal e o 
outro de madeira, inicialmente à temperatura ambiente, 
com as mãos, ocorre transferência de calor do nosso 
corpo para os blocos, já que a temperatura corporal é 
maior que a temperatura ambiente. Porém, a 
temperatura do metal se modifica mais rapidamente do 
que a da madeira, o que provoca a sensação de que o 
metal está mais frio do que a madeira, apesar de estarem 
inicialmente numa mesma temperatura. Esse 
comportamento diferenciado do metal e da madeira está 
associado a uma propriedade chamada condutividade 
térmica. Os metais são bons condutores de calor, 
enquanto a madeira é um isolante térmico.
Portanto, frio e quente são sensações 
provenientes da perda e do ganho de calor, 
respectivamente.
associadas a ela, como parece ter segundo a nossa 
interpretação neurológica baseada no sentido do tato. 
Portanto, nossa impressão de “quente” e “frio” é bastante 
qualitativa e pessoal, não servindo para a medição precisa 
de temperatura. Por isso a necessidade de construirmos 
termômetros.
Entalpia
É a energia total de um sistema medida à pressão 
constante, sendo representada por H.
Não é conhecida nenhuma maneira de 
determinar o conteúdo de energia (entalpia) de uma 
substância. Na prática, o que conseguimos medir é a 
variação de entalpia (∆H) de um processo, utilizando 
calorímetros. Essa variação corresponde à quantidade de 
energia liberada ou absorvida durante o processo, 
realizado a pressão constante.
O cálculo da variação da entalpia é dado pela 
expressão genérica:
OBSERVAÇÃO: A sensação de “quente” e “frio” imposta 
pelos nossos sentidos não é utilizada para a medida de 
temperatura. O sentido do tato não é adequado, pois 
trata-se de uma sensação neurológica que varia de 
indivíduo para individuo. O que é “quente” para uma 
pessoa pode ser “frio” para outra. Nossos sentidos não 
sugerem um padrão fixo para a medida de “quente” e 
“frio”. Se mergulharmos uma mão numa vasilha com água 
morna e a outra mão numa vasilha com água que acabou 
de sair da geladeira, sentiremos as sensações distintas 
imposta pelo líquido contido em cada vasilha. Mas se 
retirarmos ambas as mãos e mergulharmos numa terceira 
vasilha com água a temperatura ambiente, teremos um 
resultado estranho, pois para a mão que estava na água 
“fria” a água a temperatura ambiente parecerá quente e 
para a mão que estava mergulhada na água morna, a água 
a temperatura ambiente parecerá fria. Mas a água a 
temperatura ambiente não pode ter “duas temperaturas”
A alteração da energia interna (U) durante um 
processo depende do calor trocado (Q) e do trabalho 
realizado (W).
A variação de entalpia em processos isobáricos 
(pressão constante) é quantitativamente igual à energia 
trocada entre sistema e meio.
Assim, temos:
∆U = QP – W
∆U = ∆H – p.∆V
4
FRIO: perda de calor
QUENTE: ganho de calor
∆H = Hfinal – Hinicial
ou
∆H = Hprodutos – Hreagentes
∆H = ∆U + p.∆V
∆H = ∆U
Q = m.c.∆T
MÓDULO
15
TERMOQUÍMICA
Caso o processo ocorra a volume constante, não 
haverá realização de trabalho. Neste caso, a variação de 
entalpia do processo será igual à variação de energia 
interna.
Calorímetro
O calor liberado ou absorvido por um sistema 
que sofre uma reação química é determinado em 
aparelhos chamados calorímetros. Estes variam em 
detalhes e são adaptados para cada tipo de reação que se 
quer medir o calor. Basicamente, no entanto, um 
calorímetro é constituído de um recipiente com paredes 
adiabáticas (que não permitem trocas de calor), contendo 
uma massa conhecida de água, onde se introduz um 
sistema em reação. O recipiente é provido de um agitador 
e de um termômetro que mede a variação de temperatura 
ocorrida durante a reação.
A determinação do calor liberado ou absorvido 
numa reação química á efetuada através da expressão:
onde:
 Q é a quantidade de calor liberada ou absorvida 
pela reação. Esta grandeza pode ser expressa em 
calorias (cal) ou em Joules (J). O Sistema 
Internacional de Medidas (SI) recomenda a 
utilização do Joule, no entanto, a caloria ainda é 
muito utilizada.
 m é a massa, em gramas, de água presente no 
calorímetro;
 c é o calor especifico do líquido presente no 
calorímetro. Para a água seu valor é 1 cal/g .oC;
 ∆T é a variação de temperatura sofrida pela 
massa de água devido a ocorrência da reação. É 
medida em graus Celsius.
Reações Exotérmicas e Endotérmicas
Em relação às trocas de calor, as reações 
químicas se classificam em dois tipos: reações 
exotérmicas e reações endotérmicas, conforme liberem 
ou absorvam o calor respectivamente.
Exotérmicas
O prefixo exo significa "para fora". Reações 
exotérmicas são aquelas que liberam energia na forma de 
calor e nos transmitem sensação de aquecimento.
Se uma reação é exotérmica, então a entalpia dos 
reagentes (HR) é maior que a entalpia dos produtos (HP), 
pois uma parte da energia que estava contida nos 
reagentes foi liberada para o meio na forma de calor e 
apenas uma outra parte dessa energia ficou contida nos 
produtos.
Como nas reações exotérmicas: HR > HP e ∆H = 
Hprodutos – Hreagentes, neste tipo de reação a variação de 
entalpia é sempre negativa.
REAÇÃO EXOTÉRMICA: ∆H HR e ∆H
= Hprodutos – Hreagentes, neste tipo de reação a variação de 
entalpia é sempre positiva.
REAÇÃO ENDOTÉRMICA: ∆H > 0
O esquema geral de uma reação endotérmica 
pode ser escrito da maneira a seguir:
REAGENTES + CALOR → PRODUTOS
Representando essa reação em um sistema de 
coordenadas, temos:
Graficamente, temos:
Um exemplo desse processo é a decomposição 
térmica do carbonato de cálcio.
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) ∆H = +178 kJ
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MÓDULO
15
TERMOQUÍMICA
Durante as reações endotérmicas, as ligações 
químicas rompidas nos reagentes são mais fortes do que 
as formadas nos produtos. Logo, a energia potencial 
média das partículas do sistema aumenta. 
Consequentemente,ocorre uma diminuição da energia 
cinética média das partículas e, portanto, uma diminuição 
da temperatura do sistema. Como a temperatura do 
sistema é menor do que a temperatura do meio, parte da 
energia cinética deste é absorvida pelo sistema, 
aumentando a sua temperatura e diminuindo a do meio, 
até que haja o equilíbrio térmico entre os dois. Após o 
estabelecimento do equilíbrio térmico, as temperaturas 
do sistema e do meio são iguais, porém menores do que 
as temperaturas iniciais dos mesmos.
Variação de energia térmica em processos 
físicos
Os processos físicos que ocorrem com variação 
de temperatura são classificados como exotérmicos ou 
endotérmicos.
Nos processos físicos endotérmicos, ocorre um 
aumento na energia potencial do sistema devido à 
diminuição da intensidade das interações coesivas entre 
as partículas que o formam. Caso o sistema seja isolado 
durante o processo físico endotérmico, ocorrerá uma 
diminuição da energia cinética média das partículas e, 
consequentemente, de sua temperatura. Exemplo: A 
vaporização da água.
Nos processos físicos exotérmicos, ocorre uma 
diminuição na energia potencial do sistema devido ao 
aumento da intensidade das interações coesivas entre as 
partículas que o formam. Caso o sistema seja isolado 
durante o processo físico exotérmico, ocorrerá um 
aumento da energia cinética média das partículas e, 
consequentemente, de sua temperatura. Exemplo: A 
condensação do vapor de água.
Considere que um béquer aberto, contendo 
acetona, tenha sido mergulhado em outro béquer maior, 
isolado termicamente, o qual contém água, conforme 
mostrado na figura.
A temperatura da água foi monitorada durante o 
processo de evaporação da acetona, até que o volume 
desta se reduz à metade do valor inicial.
A evaporação da acetona é um processo 
endotérmico, pois envolve o rompimento de interações 
interpartículas. Logo, o processo envolve redução da 
temperatura do sistema e das vizinhanças, como 
representado no gráfico a seguir:
Caso a temperatura da água fosse monitorada 
até a acetona evaporar completamente, a temperatura 
registrada pelo termômetro diminuiria e, após o frasco 
menor secar, permaneceria constante.
Obs: dependendo das quantidades de água e acetona 
utilizadas no experimento, a temperatura da água poderia 
diminuir a ponto de provocar a sua solidificação.
7
Hsólido │∆H1│
MÓDULO
15
TERMOQUÍMICA
Estado alotrópico dos reagentes e 
produtos
LEMBRETE!!!
Alotropia: é o fenômeno em que um mesmo elemento 
químico forma duas ou mais substâncias simples 
diferentes. Os casos mais comuns na natureza são os 
seguintes:
Elemento Alótropos
Carbono Grafite: Cgrafite 
Diamante: Cdiamante
Oxigênio Oxigênio: O2 
Ozônio: O3
Enxofre Rômbico:Sr
Monoclínico: Sm
Fósforo Vermelho: Pv 
Branco: Pb
Entre as formas alotrópicas de um mesmo 
elemento químico a forma mais estável tem um menor 
conteúdo de energia (menor entalpia), enquanto a forma 
menos estável possui um maior conteúdo energético 
(maior entalpia). Portanto, o ∆H de uma reação 
envolvendo alótropos depende do tipo de alótropo 
(estável ou instável).
Seja, por exemplo, uma reação química 
exotérmica:
 Partindo-se do reagente na forma alotrópica 
mais estável (menos energética) obtém-se 
menor quantidade de energia liberada na reação.
 Partindo-se do mesmo reagente na forma 
alotrópica menos estável (mais energética) 
obtém-se maior quantidade de energia liberada 
na reação.
Exemplo:
Note que a combustão do carbono diamante 
libera mais energia que a combustão do carbono grafite. 
Logo o carbono diamante possui maior entalpia que o 
carbono grafite.
Conclusões idênticas são válidas para as formas 
alotrópicas de outros elementos químicos. Assim, 
podemos dizer que:
• o enxofre rômbico é mais estável (menos reativo) que o 
monoclínico;
• o fósforo vermelho é mais estável (menos reativo) que
o branco;
• o oxigênio (O2) é mais estável (menos reativo) que o 
ozônio (O3).
Temperatura
O valor de ∆H varia com a temperatura, pois a 
quantidade de calor necessária para elevar a temperatura 
dos produtos é diferente do calor necessário para elevar 
a temperatura dos reagentes.
Exemplo:
9
MÓDULO
15
TERMOQUÍMICA
Ou, graficamente:
A figura a seguir mostra como a entalpia dos 
reagentes e dos produtos de uma reação química do tipo 
A (g) → B (g) varia com a temperatura:
Observe que, numa dada temperatura, a entalpia 
do produto é menor que a entalpia do reagente, o que 
indica que a reação é exotérmica. Entretanto, com o 
aumento da temperatura, o módulo do ∆H aumenta. 
Significa que a entalpia do reagente aumentou mais que a 
entalpia do produto, para uma mesma variação de 
temperatura (de T1 para T2). Concluimos, então, que o 
calor específico do reagente (A(g)) é maior que o calor 
específico do produto (B(g)), ou seja, a energia necessária 
para aumentar a temperatura de A(g) (de T1 para T2) é 
maior do que a energia necessária para provocar a mesma 
variação de temperatura em B(g). Por isso a entalpia do 
reagente aumentou mais do que a do produto, 
justificando o aumento do módulo do ∆H.
Pressão
A pressão só influencia no valor de ∆H se o
sistema for gasoso. Para sistemas sólidos e / ou líquidos,
haverá variação do ∆H de modo significativo a pressões da 
ordem de 2 000 atm.
Presença do solvente
Todo processo de dissolução acarreta uma 
liberação ou uma absorção de energia sob a forma de 
calor. Assim, ao medirmos o ∆H de uma reação em meio 
a um solvente, estamos medindo também o calor liberado 
ou absorvido no processo de dissolução.
Exemplo:
H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g) ∆H = –44,2kcal 
H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(aq) ∆H = –80,2 kcal
A diferença [-80,2 – (-44,2)] = -36 kcal 
corresponde ao calor devido à presença do solvente.
Notação de equações 
termoquímicas
Como o valor do H de uma reação varia em 
função de vários fatores, é preciso fornecer na equação 
termoquímica as seguintes informações:
1 C(grafita) + ½ O2(g) ⎯ 1 CO2 (g)
H = - 94,0 kcal/mol 25°C e 1 atm
 As substâncias que reagem e que são produzidas, 
com os respectivos coeficientes (da equação 
balanceada).
 A fase de agregação (sólida, líquida ou gasosa) 
em que se encontra cada substância participante 
da reação. Substâncias na fase de agregação 
(sólida, líquida ou gasosa) comum nessas 
condições de pressão e temperatura.
Exemplo: o oxigênio é gasoso a 25°C e 1 atm; 
portanto, em condições padrão, trabalha-se com 
o oxigênio na fase gasosa e não nas fases sólida e 
líquida.
 A variedade alotrópica de cada substância 
simples que participa da reação (no caso das 
substâncias apresentarem formas alotrópicas). A 
substância deve estar na forma alotrópica mais 
estável.
 A quantidade de calor (∆H) que foi liberada ou 
absorvida durante a reação.
 A temperatura e a pressão nas quais se deu a 
reação.
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MÓDULO
15
TERMOQUÍMICA
Em termoquímica, a menos que se faça alguma 
ressalva, os valores de H fornecidos foram medidos em 
condições padrão, que são as seguintes:
Pressão : 1 atmosfera 
Temperatura : 25°C ou 298 K
Estado Padrão
Experimentalmente é praticamente impossível 
determinar a entalpia absoluta dos reagentes e produtos. 
Para resolver esse problema, estabeleceu-se uma escala 
arbitrária de entalpia em que o padrão de entalpia são os 
elementos químicos em sua forma mais estável a 25oC e 1 
atm de pressão.
Estado padrão: é a forma mais comum 
(estado físico e variedade alotrópica) de uma
substância nas condições padrão (25oC e 1 atm).
A determinação de todas as demais entalpias dá-
se em função desse padrão, e é representada por ∆Ho.
Veja exemplos de alguns alótropos:
Forma alotrópica 
mais estável
(Hof = 0)
Forma alotrópica menos 
estável
(Hof  0)
Gás oxigênio: O2(g) Gás ozônio: O3(g)
Carbono grafita Carbono diamante
Enxofre rômbico Enxofre monoclínico
Entalpia de Formação
São denominadas reações de formação aquelas 
em que ocorre a formação (síntese) de 1 mol de uma 
substância a partir de substâncias simples, no estado 
padrão.
A variação de entalpia (∆H) nessas reações pode 
receber os seguintes nomes: entalpia de formação, calor 
de formação, ∆H de formação ou entalpia padrão de 
formação (∆Hof).
Entalpia de formação: é o calor liberado ou absorvido 
na formação de 1 mol de uma substância a partir de 
substâncias simples, no estado padrão, com H = 0.
Exemplo:
½N2(g) + ½ O2(g) → 1NO(g) ∆H = +90,4 kJ/mol
1Cgrafite + 1O2(g) → 1CO2(g) ∆H = -394 kJ/mol
CUIDADO!!! O valor negativo não significa que o CO2 tem 
“energia negativa”, mas sim que seu conteúdo energético 
(entalpia) é menor do que as entalpias do Cgrafite e do O2(g), 
as quais, por convenção, são iguais a zero.
Entalpia de combustão
São classificadas como reações de combustão 
aquelas em que uma substância, denominada 
combustível, reage com o gás oxigênio (O2), denominado 
comburente. Por serem sempre exotérmicas, as reações 
de combustão apresentam ∆H │∆H2│ > │∆H1│
Quanto mais incompleta é a combustão, menos 
energia é liberada, pois o produto formado ainda
11
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MÓDULO
15
TERMOQUÍMICA
armazena energia que poderá ser liberada numa posterior 
combustão.
Potencial Energético dos Combustíveis
Uma aplicação importante dos calores de 
combustão é a escolha dos combustíveis a serem usados 
nas indústrias. Sem dúvida, é muito importante 
considerar a quantidade de calor que o combustível é 
capaz de produzir. Essa propriedade se denomina poder 
calorífico e geralmente é medida em kcal/kg ou kJ/kg. A 
tabela a seguir fornece o poder calorífico aproximado de 
alguns combustíveis. Às vezes o potencial energético é 
expresso por grama do combustível.
Poder CaloríficoCombustível
(kcal/kg) (kJ/kg)
Gasolina 11400 47800
Óleo diesel 10700 44700
Álcool combustível 6500 27200
Gás liquefeito de petróleo 11600 48500
Gás natural 11700 49000
Carvão metalúrgico 7600 32000
Lenha (pinho) 4300 18000
Hidrogênio 33900 142000
Sem dúvida, outro fator importante na escolha 
de um combustível industrial é o seu preço por 
quilograma.
Um terceiro fator a se considerar é a poluição 
causada pela queima do combustível. O ideal é que se 
produza o mínimo possível de poluição, mas acontece que 
os combustíveis mais “limpos” são, em geral, os mais 
caros. É o caso do hidrogênio, cuja queima gera muito 
calor e produz água, que não é poluente; mas o 
hidrogênio, como combustível, ainda tem uso limitado, 
devido a seu alto custo.
Exemplo 1: Indique o combustível com maior potencial 
energético, em kJ/g: H2(g) ou CH4(g).
Dados:
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆Hocomb = - 286 kJ/mol 
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) ∆Hocomb = - 890 kJ/mol
Resolução:
M (H2) = 2 g/mol
2 g de H2-------------------286 kJ
1 g de H2 ----------------------x
M (CH4) = 16 g/mol
16 g de CH4-------------------890 kJ
1 g de CH4 ----------------------y
y = 55,6 kJ
Logo, o H2(g) é o combustível com maior potencial 
energético.
Obs: o potencial energético é obtido dividindo-se o
∆Hocomb pela massa molar do combustível.
Exemplo 2: A entalpia padrão de combustão do etanol 
(C2H6O, álcool comum) líquido é -1.367 kJ/mol e sua 
densidade é 0,80 g/mL. Qual a energia liberada na queima 
de 1,0 L de etanol?
Resolução:
d = m/v
metanol = 0,80 g/mL . 1000 mL = 800 g
C2H6O(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l) ∆H = -1.367 kJ/mol
Massa Energia liberada 
46 g --------------- 1.367 kJ
800 g x
x = 2,38 . 104 kJ
Exemplo 3: Indique o combustível que, quando queimado, 
libera mais CO2(g) no ambiente pela mesma quantidade de 
energia produzida.
Dados:
∆Hocomb CH4(g) = - 890 kJ/mol
∆Hocomb C8H18(g) = - 5471 kJ/mol 
Resolução:
A quantidade de energia escolhida fica a critério de cada 
um, desde que seja a mesma para os dois combustíveis.
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) 
890 kJ ---------------1 mol de CO2
1000 kJ----------------x
C8H18(g) + 25/2 O2(g) → 8 CO2(g) + 9 H2O(l)x = 143 kJ
x ≈ 1,12 mol de CO2
f
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MÓDULO
15
TERMOQUÍMICA
5471 kJ -------------8 mol de CO2
1000 kJ--------------y
y ≈ 1,46 mol de CO2
Logo, o C8H18(g), quando queimado, libera mais CO2(g) no 
ambiente pela mesma quantidade de energia produzida.
Cálculo do ∆H a partir do
calor de formação
Como falado anteriormente, o calor de formação 
é a variação de entalpia de uma reação de formação de 
um mol de um determinado produto a partir das 
substâncias simples que lhe deram origem, na forma 
alotrópica mais estável e no estado padrão (H=0).
Exemplo:
H2(g) + ½O2(g) → H2O(l)
Como H2(g) e O2(g) possuem H=0, calculamos o ∆Hoda água 
da seguinte maneira:
∆Hof(H2O) = HoP – HoR
∆Hof(H2O) = Ho(H2O) – [Ho(H2) + Ho(O2)]
∆Hof(H2O) = Ho(H2O) – 0
∆Ho (H O) = Ho(H O)f 2 2
Assim, verifica – se que o calor de formação é 
igual ao valor da entalpia da substância a ser formada.
Como os valores de ∆Hof de muitas substâncias 
são tabelados, podemos calcular o ∆H de diversas reações 
utilizando o calor de formação pela expressão:
Exemplo 1: Dados os calores de formação, no estado 
padrão:
Substância ∆Hof (kcal/mol)
N2H4(l) +12,0
H2O2(l) -46,0
H2O(l) -57,8
Calcule o ∆H para a seguinte reação:
N2H4(l) + 2 H2O2(l) → N2(g) + 4 H2O(l)
Resolução:
∆Ho = ∑∆Hof (produtos) - ∑∆Hof (reagentes)
∆Ho = [ (0) + 4(-57,8)] – [ (+12) + 2(-46)]
∆Ho = -151,2 kcal
Lei de Hess
A determinação do calor de reação em um 
calorímetro é impossível para muitas reações químicas. 
Considere, por exemplo, a oxidação do carbono ao 
monóxido de carbono.
C(s) + ½ O2(g) → CO(g)
Algum CO2 sempre irá se formar nas reações de 
carbono com oxigênio, mesmo que haja uma deficiência 
de oxigênio. A reação entre CO e O2 é muito favorável; 
portanto, assim que CO é formado, ele reage com O2 para 
formar CO2. Consequentemente, o uso da calorimetria 
para determinar o calor liberado na formação do CO é 
impossível.
Felizmente, o calor liberado na reação que forma 
CO(g) a partir de C(s) e O2(g) pode ser calculado a partir dos 
calores determinados para outras reações. Esse cálculo 
baseia – se na Lei de Hess, que diz que se uma reação for 
a soma de outras duas ou mais reações, o ∆H para o 
processo global é a soma dos valores de ∆H daquelas 
reações.
Lei de Hess: A entalpia de uma reação é uma função de 
estado, ou seja, depende apenas da entalpia final e inicial 
dos produtos e reagentes, respectivamente, seja ela 
realizada em uma única etapa ou em várias etapas.
∆H = ∑∆Ho - ∑∆Ho
f (produtos) f (reagentes)
∆H = -17,7 kcal
14
MÓDULO
15
TERMOQUÍMICA
A oxidação de C(s) a CO2(g) pode ser vista como 
ocorrendo em duas etapas, primeiro a oxidação de C(s) a 
CO(g) (equação 1), e então a oxidação de CO(g) a CO2(g) 
(equação 2). A soma dessas duas reações dá a equação 
para a oxidação de C(s) a CO2(g) (equação 3).
Eq. 1: C(s) + ½ O2(g) → CO(g) ∆H=?
Eq. 2: CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ∆H=-283,0 kJ 
Eq. 3: C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H=-393,5 kJ
A Lei de Hess diz que a variação de entalpia para 
a reação global (∆H3) igualará a soma das variações de 
entalpia para as equações 1 e 2 (∆H1 + ∆H2). Os valores de
∆H2 e ∆H3 podem ser medidos. Esses valores são usados 
para determinar a variação de entalpia para a reação 1.
∆H3 = ∆H1 + ∆H2
-393,5 kJ = ∆H1 + (-283,0)
∆H1 = -110,5 kJ
A Lei de Hess também se aplica a processos 
físicos. A variação de entalpia para a reação entre H2(g) e 
O2(g) para formar 1 mol de H2O líquido é diferente da 
variação de entalpia para formar 1 mol de vapor de H2O. 
A diferença é o calor de vaporização da água, ∆H2.
A relação ∆H3 = ∆H1 + ∆H2 torna possível calcular o valor 
de ∆H2, o calor de vaporização da água (44,0 kJ, com todas 
as substâncias a 25ºC).
O processo para a resolução consiste em 
trabalhar convenientemente com as equações fornecidas 
de modo que, de sua soma algébrica, resulta na equação 
principal, possibilitando o cálculo do ∆H. Além disso, 
devemos lembrar que:
 invertendo uma equação, o ∆H muda de sinal,
 multiplicando os coeficientes de uma equação 
por um número, o ∆H também fica multiplicado 
por esse número.
 dividindo os coeficientes de uma equação por 
um número, o ∆H também fica dividido por esse 
número.
Exemplo 1: O calor de formação do metano, CH4, não 
pode ser determinado por medidas calorimétricas, pois a 
reação é lenta e apresenta reações secundárias.
A partir das seguintes equações
I. C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ∆H = - 94 kcal 
II. H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆H = - 68,3 kcal
III. CH4(g) + 2 O2(g) ® CO2(g) + 2 H2O(l) ∆H = - 212,9 kcal
Determine a variação da entalpia da reação de formação 
do metano:
Cgrafite + 2H2(g) → CH4(g) ∆H=?
Resolução:
As seguintes operações devem ser feitas:
 manter a equação I
 multiplicar a equação II por 2
 inverter a equação III 
Assim,
C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ∆H = - 94 kcal 
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ∆H = 2(-68,3) kcal
CO2(g) + 2 H2O(l) → CH4(g) + 2 O2(g) ∆H = +212,9 kcal
Eq. 1: H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆H1=-285,8 kJ 
Eq. 2: H2O(l) → H2O(g) ∆H2=?
C(grafite) + 2H2(g) → CH4(g)
Eq. 3: H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ∆H1=-241,8 kJ
Quebra de ligações → Processo ENDO 
Formação de ligações → Processo EXO
MÓDULO
15
TERMOQUÍMICA
Exemplo 2: O ferro é encontrado na natureza na forma de 
seus minérios, tais como a hematita (α-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: 
I. Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 2Fe(s) + 3 CO2(g)
∆H = –25 kJ/mol de Fe2O3
II. 3 FeO(s) + CO2(g) → Fe3O4(s) + CO(g)
∆H = –36 kJ/mol de CO2
III. 2 Fe3O4(s) + CO2(g) → 3 Fe2O3(s) + CO(g)
∆H = +47 kJ/mol de CO2
Determine o valor de ∆Ho, em kJ/mol de FeO, para a 
reação indicada do FeO (sólido) com o CO (gasoso).
Resolução:
As seguintes operações devem ser feitas:
 dividir a equação I por 2
 dividir a equação II por 3
 dividir a equação III por 6 
Assim,
1/2 Fe2O3(s) + 3/2 CO(g) → Fe(s) + 3/2 CO2(g)
∆H = –12,5 kJ/mol
FeO(s) + 1/3 CO2(g) → 1/3 Fe3O4(s) + 1/3 CO(g)
∆H = –12 kJ/mol
1/3 Fe3O4(s) + 1/6 CO2(g) → 1/2 Fe2O3(s) + 1/6 CO(g)
∆H = +7,83 kJ/mol
Energia de Ligação
Energia de ligação é a energia envolvida na 
ruptura ou na formação de 1 mol de determinada ligação 
química, no estado gasoso.
Quando dois átomos se ligam esses tendem a 
adquirir estabilidade, ou seja, passar de um estado de alta 
energia para um estado de mais baixa energia. Isso é 
conseguido ao se liberar energia. Logo, a formação de 
ligações é um processo exotérmico. Por outro lado, se 
houver o rompimento de uma ligação, os átomos irão 
absorver toda a energia que haviam liberado, voltando a 
uma situação de instabilidade (processo endotérmico).
Os valores das energias de ligação nos mostram 
o quanto uma ligação é mais estável do que outra. 
Considere os dados a seguir:
Ligação Energia de ligação (kcal/mol)
Si – Si 226
Si – O 466
As ligações Si-O são mais estáveis (mais fortes) do 
que as ligações Si-Si, pois requerem uma quantidade de 
energia maior para que sejam rompidas.
Para se determinar o ∆H de uma reação a partir 
dos valores das energias de ligação devemos considerar:
 Que todas as ligações dos reagentes são 
rompidas e determinar a quantidade de energia 
consumida nesse processo;
 Que as ligações existentes nos produtos foram 
todas formadas a partir de átomos isolados e 
determinar a quantidade de energia liberada 
nesse processo.
 O ∆H será correspondente à soma algébrica das 
energias envolvidas (positiva para reagentes e 
negativa para produtos) nos dois processos, o de 
ruptura e o de formação de ligações.
FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g)
Observe que a equação III só foi necessária para 
cancelarmos o Fe2O3(s) e o Fe3O4(s) que apareceram nas 
outras equações e não estão presentes na equação cujo
∆H foi pedido.
Exemplo 1: Calcule o ∆H da reação entre hidrogênio e 
cloro gasosos, com formação de cloreto de hidrogênio, a 
partir das energias de ligação:
15
∆H = ∑∆HLig.rompidas nos reag. + ∑∆HLig.formadas nos prod.
∆H = -16,67 kJ/mol
MÓDULO
15
TERMOQUÍMICA
Ligação Energia de ligação (kJ/mol)
H – H 104
Cl – Cl 58
H – Cl 103
H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g) ∆H = ?
Resolução:
Escrevendo as fórmulas estruturais planas dos 
participantes da reação, temos:
H – H + Cl – Cl → 2 H – Cl
Então:
∆H = ∑∆HLig. rompidas nos reag. + ∑∆HLig. formadas nos prod.
∆H = [1.(104) + 1(.58)] + [2.(-103)]
∆H = -44 kcal ou -22 kcal/mol
Observe que é necessáriomultiplicar a energia 
de ligação pelo coeficiente estequiométrico, uma vez que 
a energia de ligação se refere a apenas 1 mol de ligações.
Exemplo 2: Calcule o ∆H da reação de combustão 
completa do metano (CH4), a partir das energias de 
ligação:
pressão. A partir dos dados abaixo, é correto que o valor 
da entalpia-padrão de combustão para o gás acetileno é 
de
a) –451,9 kJ·mol–1.
b) –679,3 kJ·mol–1.
c) –845,4 kJ·mol–1.
d) –906,7 kJ·mol–1.
e) –1300,2 kJ·mol–1.
02 - (ACAFE SC)
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;
o
f (C3H5N3O9 (l ))
kJ/mol; Ho
= –364 kJ/mol;
= –285,8 kJ/mol.
o
f (CO2 (g)) = –393,5
Resolução:
∆H = ∑∆HLig. rompidas nos reag. + ∑∆HLig. formadas nos prod.
∆H = [4.(416) + 2.(498)] + [2.(-805) + 2.2.(-464)]
∆H = - 806 kJ/mol
Exercícios Propostos
01 - (Mackenzie SP)
Considere a combustão completa do gás acetileno, 
utilizado em maçaricos para soldas em serralherias e na 
fabricação de estruturas metálicas na construção civil, 
sendo realizada sob temperatura de 25 ºC e 1 atm de
f (H2O(l ))
a) 7,4 kJ
b) 67,8 kJ
c) 9,8 kJ
d) 45,9 kJ
03 - (FM Petrópolis RJ)
Dióxido de Nitrogênio (NO2) é um gás poluente com ação 
altamente oxidante, e sua presença na atmosfera é fator 
chave na formação do ozônio troposférico. Além de 
efeitos sobre a saúde humana, ele apresenta, também, 
efeitos sobre as mudanças climáticas globais.
Disponível em: . 
Acesso em: 10 jul. 2018. Adaptado.
A reação do NO2 com a água presente no ar atmosférico é 
representada pela equação
2 NO2(g) + O3(g) + H2O(g)  2 HNO3(aq) + O2(g)
16
H H
Ligação Energia de ligação (kJ/mol)
C – H 416
O = O 498
C = O 805
O – H 464
http://www.mma.gov.br/cidades-sustentaveis/
r
MÓDULO
15
TERMOQUÍMICA
Com base na Tabela acima, e sabendo que a reação libera 
383,0 kJ, a entalpia de formação do dióxido de nitrogênio, 
em kJ/mol, é
a) +34
b) +68
c) –75
d) +75
e) –25
04 - (UEL PR)
A hipoglicemia é caracterizada por uma concentração de 
glicose abaixo de 0,70 g L–1 no sangue. O quadro de 
hipoglicemia em situações extremas pode levar a crises 
convulsivas, perda de consciência e morte do indivíduo, se 
não for revertido a tempo. Entretanto, na maioria das 
vezes, o indivíduo, percebendo os sinais de hipoglicemia, 
consegue reverter este déficit, consumindo de 15 a 20 
gramas de carboidratos, preferencialmente simples, 
como a glicose.
A metabolização da glicose, C6H12O6, durante a respiração, 
pode ser representada pela equação química de 
combustão:
C6H12O6(s) + 6O2(g)  6CO2(g) + 6H2O(l)
No quadro a seguir, são informadas reações químicas e 
seus respectivos calores de formação a 25 ºC e 1 atm:
Sabendo que a Massa Molar (MM) da glicose é igual a 
180,0 g mol–1, determine a quantidade aproximada de 
energia liberada em kJ mol–1 no estado padrão, Ho , na 
combustão da glicose, consumida em 350 mL de
refrigerante do tipo Cola, o qual possui, em sua
composição, 35 g de glicose.
a) –315
b) –113
c) 471
d) 257
e) 548
05 - (UFGD MS)
Atualmente, a grande produção de lixo tornou-se um 
problema mundial, pois o tratamento inadequado pode 
acarretar sérios problemas na área da saúde pública, em 
virtude de facilitar o ressurgimento de diferentes 
epidemias a partir do contato humano com materiais 
contaminados. Visando a diminuir esse contato com o 
lixo, um dos métodos de tratamento pode ser o aterro 
sanitário. Os gases produzidos em um aterro sanitário 
podem ser reutilizados como fonte de energia (biogás), 
diminuindo assim o consumo de fontes de energias não 
renováveis. Sabendo que o metano é o principal 
componente do biogás e que sua reação de combustão é 
dada pela equação:
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l),
na qual as entalpias de formação padrão para: 
CH4(g) = –17,9 kcal/mol,
CO2(g) = –94,1 kcal/mol e 
H2O(l) = –68,3 kcal/mol.
Assinale a alternativa que corresponde à variação da 
entalpia (H) para a combustão completa de 1 mol de 
metano.
a) –144,5 kcal
b) –180,3 kcal
c) +318,4 kcal
d) –212,8 kcal
e) –348,6 kcal
06 - (UNICAMP SP)
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.
17
MÓDULO
15
TERMOQUÍMICA
(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.
07 - (FCM PB)
O número total de bovinos no País foi de 215,2 milhões de 
cabeças em 2015, um aumento de 1,3% em relação a 
2014. O maior rebanho era o de São Félix do Xingu (PA), 
com 2.222.949 cabeças no último dia do ano, seguido por 
Corumbá (MS), Ribas do Rio Prado (MS), Cáceres (MT) e 
Marabá (PA). Os dados são da Pesquisa Pecuária 
Municipal 2015, divulgada nesta quinta-feira, dia 29, pelo 
Instituto Brasileiro de Geografia e Estática (IBGE). Por dia, 
cada cabeça de gado produz cerca de (50/365) kg de 
metano. Se fosse possível recolher essa quantidade de 
gás, poderia haver valiosa aplicação, uma vez que, na 
combustão total do metano é gerada energia térmica que 
poderia ser utilizada para aquecer água.
Com essa massa de metano quantos kg de água poderiam 
ser aquecidos de 25ºC a 43ºC?
Dados:
Calor de combustão do metano = 210 kcal / mol 
Massa molar do metano = 16 g / mol
Calor específico da água = 1,0 cal g–1 ºC–1
a) 1,0  10 kg
b) 1,0  102 kg
c) 1,0  103 kg
d) 2,0  104 kg
e) 2,0  105 kg
08 - (UNESP SP)
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.
18
http://www.khanacademy.org/
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MÓDULO
15
TERMOQUÍMICA
09 - (ENEM)
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 queo 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.
10 - (FATEC SP)
Fazer a mala para uma viagem poderá ser tão simples 
como pegar algumas latas de spray, que contenham uma 
mistura de polímero coloidal, para fazer suas próprias 
roupas “spray-on”. Tanto faz se é uma camiseta ou um 
traje noturno, o tecido “spray-on” é uma novidade para 
produzir uma variedade de tecidos leves. A fórmula 
consiste em fibras curtas interligadas com polímeros e um 
solvente que produz o tecido em forma líquida. Esse 
tecido provoca uma sensação fria ao ser pulverizado no 
corpo, mas adquire a temperatura corporal em poucos 
segundos. O material é pulverizado diretamente sobre a 
pele nua de uma pessoa, onde seca quase
(http://tinyurl.com/qermcv6 
Acesso em: 29.08.2014. Adaptado. Original colorido)
A sensação térmica provocada pelo tecido “spray-on”, 
quando pulverizado sobre o corpo, ocorre porque o 
solvente
a) absorve calor do corpo, em um processo 
endotérmico.
b) absorve calor do corpo, em um processo 
exotérmico.
c) condensa no corpo, em um processo 
endotérmico
d) libera calor para o corpo, em um processo 
exotérmico.
e) libera calor para o corpo, em um processo 
endotérmico.
11 - (UNIFOR CE)
Em nosso cotidiano, é possível observar que várias 
reações químicas ocorrem envolvendo troca de calor com 
a vizinhança, as reações que absorvem calor são 
conhecidas como reações endotérmicas e as que liberam 
calor são conhecidas como exotérmicas. Uma das 
aplicações práticas destas reações são as compressas de 
emergência, quentes ou frias, que, ao utilizar diferentes 
sais, podem produzir uma compressa quente ou uma 
compressa fria. Considere que os sais NH4NO3 e CaCl2 
sejam usados para obtenção das compressas I e II.
instantaneamente. Compressa I: NH4NO3(s) + H2O  NH4NO3 (aq) 
26,3 KJ/mol
H =
Compressa II: CaCl2 (s) + H2O  CaCl2 (aq) 
KJ/mol
H = –82,7
Em relação ao uso das compressas I e II, separadamente, 
sobre o corpo humano, é correto o que se afirma em
a) a compressa I provoca uma sensação de 
aquecimento em contato com o corpo.
http://tinyurl.com/qermcv6
MÓDULO
15
TERMOQUÍMICA
b) a compressa II provoca uma sensação de 
resfriamento em contato com o corpo.
c) a compressa I provoca uma sensação de 
resfriamento em contato com o corpo.
d) em temperatura ambiente, não se observam 
trocas de calor entre a compressa e o corpo.
e) o poder de resfriamento da compressa II é 4 
vezes maior do que a compressa I.
12 - (ETEC SP)
Leia o trecho da letra da música Química, de João Bosco e 
Vinícius de Moraes.
Desde o primeiro dia que a gente se viu 
Impressionante a química que nos uniu
E o tempo foi tornando tão intenso o nosso amor
Faróis iluminavam o meu coração 
Feito faísca que virou uma explosão
E o tempo foi tornando tão intensa a nossa paixão
Na segunda estrofe, a faísca desencadeia uma 
transformação
a) química e exotérmica, pois há liberação de 
energia.
b) química e endotérmica, pois há absorção de 
energia.
c) física e exotérmica, pois há absorção de energia.
d) física e endotérmica, pois há liberação de 
energia.
e) física e sem variação de energia.
13 - (UDESC SC)
O uso de hidrogênio, como combustível para automóveis, 
é uma das apostas da indústria automobilística para o 
futuro, já que a queima do gás hidrogênio libera apenas 
água como produto da reação e uma grande quantidade 
de calor. A reação de combustão do gás hidrogênio é 
apresentada abaixo.
d) endotérmica, com liberação de 483,6 kJ por mol 
de gás hidrogênio.
e) exotérmica, com liberação de 241,8 kJ por mol de 
gás hidrogênio.
14 - (UniCESUMAR PR)
A garrafa, que se chama Fontus e foi criada por um 
designer austríaco, usa um mecanismo inteligente para 
extrair a umidade do ar. Ela deve ser presa ao quadro de 
uma bicicleta. Quando você sai pedalando, e a bicicleta se 
desloca, uma grande quantidade de ar passa por dentro 
da garrafa – que, ao mesmo tempo, capta eletricidade por 
um painel solar. A energia é usada para alimentar uma 
placa que resfria o ar dentro da garrafinha. Isso faz com 
que a umidade condense, formando gotículas de água. 
Segundo o criador do produto, ele coleta até 500 mL por 
hora. A garrafa tem um filtro que retém poeira e alguns 
poluentes do ar.
(Adaptado de: Superinteressante. Março de 2016, p. 18)
O texto descreve a mudança de estado físico denominada
...I..., ...II..., e o fracionamento de mistura ...III..., pelo 
processo de ...IV....
As lacunas I, II, III e IV são, correta e respectivamente, 
preenchidas por
a) liquefação – endotérmica – homogênea –
sedimentação.
b) liquefação – exotérmica – heterogênea –
filtração.
c) sublimação – exotérmica – heterogênea –
sedimentação.
d) fusão – endotérmica – heterogênea –
sedimentação.
e) fusão – exotérmica – homogênea – filtração.
15 - (UNICAMP SP)
“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
2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(g)
A reação acima é uma reação:
H  483,6 kJ 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) endotérmica, com absorção de 241,8 kJ por mol 
de gás hidrogênio.
b) exotérmica, com liberação de 483,6 kJ por mol de 
gás hidrogênio.
c) endotérmica, com absorção de 483,6 kJ por mol 
de gás hidrogênio.
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.
20
4 3
MÓDULO
15
TERMOQUÍMICA
d) aumentada, enquanto a evaporação do suor no 
corpo humano evita que sua temperatura aumente.
16 - (ENEM)
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.
17 - (FAMERP SP)
Analise o esquema, que representa o processo de 
fotossíntese.
(http://portaldoprofessor.mec.gov.br)
É correto afirmar que a fotossíntese é uma reação
a) endotérmica, que produz 2 mol de moléculas de 
oxigênio para cada mol de moléculas de gás carbônico 
consumido.
b) endotérmica, que produz 6 mol de moléculas de 
oxigênio para cada mol de moléculas de gás carbônico 
consumido.
c) endotérmica, que produz 1 mol de moléculas de 
oxigênio para cada mol de moléculas de gás carbônico 
consumido.
d) exotérmica, que produz 1 mol de moléculas de 
oxigênio para cada mol de moléculas de gás carbônico 
consumido.
e) exotérmica, que produz 2 mol de moléculas de 
oxigênio para cada mol de moléculas de gás carbônico 
consumido.
18 - (UNICAMP SP)
Hot pack e cold pack são dispositivos que permitem, 
respectivamente, aquecer ou resfriar objetosrapidamente 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)  NH +(aq)+NO –(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.
19 - (PUC RS)
A maior parte da energia de que o nosso corpo necessita 
vem da combustão de carboidratos por meio da 
respiração celular. O corpo utiliza a energia para contrair 
os músculos, construir e reparar os tecidos e manter a 
temperatura corporal. O excesso é armazenado como 
gordura, reserva de energia para o corpo. A composição 
de óleos e gorduras, de origem animal ou vegetal, 
comumente indicados nas embalagens dos alimentos, é 
expressa como “gorduras”. Um tipo de óleo vegetal 
geralmente usado pela população é o óleo de soja.
21
MÓDULO
15
TERMOQUÍMICA
Considere a fórmula do óleo de soja como sendo C56H100O6 
(massa molar = 868 g/mol) e os dados da tabela a seguir:
Adaptada de Costa, R.A.B. Estudo das eficiências de operação e 
consumo de energia em plantas de produção de biodiesel. 
Escola Politécnica da USP, São Paulo, 2009.
A partir dos dados, conclui-se que a energia liberada na 
combustão completa de 1g do referido óleo de soja é de 
aproximadamente
a) 34500 kJ
b) 1129 kJ
c) 39,74 kJ
d) 1,30 kJ
20 - (FMSanta Casa SP)
A propanona é um solvente muito empregado na indústria 
química e é o principal componente do removedor de 
esmalte de unhas. A combustão completa de 1 mol desta 
substância libera 604 kJ de energia por mol de CO2 
produzido.
Na combustão completa de 1 mol de propanona, a energia 
liberada para cada mol de O2 consumido é
a) 220 kJ.
b) 805 kJ.
c) 906 kJ.
d) 403 kJ.
e) 453 kJ.
21 - (UERJ)
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
A partir da tabela, o hidrocarboneto com a menor 
capacidade poluidora é:
a) octano
b) hexano
c) benzeno
d) pentano
22 - (UNITAU SP)
O gás acetileno é muito utilizado em operações de 
soldagem de metais, devido a sua natureza inflamável. A 
combustão completa do gás acetileno com oxigênio libera 
650 kJ de calor para 1,0 mol de CO2 formado. A equação 
de combustão é
C2H2(g) + O2(g)  CO2(g) + H2O(g) + calor
A quantidade de calor liberada pela combustão de 104 g 
de acetileno é de
a) 4550 kJ
b) 3900 kJ
c) 3250 kJ
d) 5200 kJ
e) 2600 kJ
23 - (UNCISAL)
De acordo com uma reportagem da revista 
Superinteressante, a Organização Mundial do Comércio 
(OMC) afirma, em seu relatório World Trade Report – 
Natural Resources, que recursos naturais são “estoques 
de materiais existentes em ambiente natural que são 
escassos e economicamente úteis”. Ou seja, se forem 
usados de forma excessiva, se esgotarão e teremos 
grandes problemas no que se refere aos combustíveis. 
Fatos desse tipo têm levado à especulação sobre 
combustíveis alternativos, em particular sobre o uso do 
hidrogênio (H2). Se compararmos o hidrogênio ao 
propano, que também tem sido utilizado em alguns 
veículos, temos os seguintes dados:
H2(g) + 1/2 O2(g)  H2O(g)
entalpia-padrão de combustão de quatro
hidrocarbonetos.
o 
reação  241,83 kJ/mol H2
22
H
MÓDULO
15
TERMOQUÍMICA
C3H8(g) + 5 O2(g)  3 CO2(g) + 4 H2O(g) 03) A equação I é termoquímica, pois representa as
o 
reação  2043,15 kJ/mol C3H8 espécies que participam do processo e os estados físicos 
dessas substâncias.
Referente à comparação entre os dois combustíveis, 
assinale a a lternativa correta.
a) Na comparação da combustão do hidrogênio 
com a do propano, pode-se perceber que o propano 
produz mais energia por grama que o hidrogênio.
b) A vantagem de se utilizar o hidrogênio é que ele 
é menos poluente e de fácil obtenção e armazenamento.
c) A energia produzida por grama de hidrogênio é 
2,6 vezes maior que a energia produzida por grama de 
propano.
d) São necessários 5 mols de hidrogênio para 
produzir a mesma quantidade de energia que 1 mol de 
propano.
e) Por serem substâncias puras, as Entalpias Padrão 
de Formação tanto do gás Hidrogênio quanto do Propano 
são iguais a zero.
24 - (UESB BA)
A pirometalurgia do ferro é um processo industrial que se 
baseia na obtenção do ferro metálico a partir do 
aquecimento do minério de ferro. As equações químicas I, 
II e III representam a conversão do minério de ferro em 
ferro metálico, e a tabela, os valores de entalpia-padrão 
de formação de algumas substâncias a 25ºC.
I. 3Fe2O3(s) + CO(g)  2Fe3O4(s) + CO2(g)
II. Fe3O4(s) + CO(g)  3FeO(s) + CO2(g)
III. FeO(s) + CO(g)  Fe(l) + CO2(g) + 16,3kJ
Com base nas equações químicas, nas informações do 
texto, da tabela e considerando-se que os processos 
ocorrem na condição padrão, é correto afirmar:
01) Na formação de 3,0mol de FeO(s), a partir do 
Fe3O4(s), são necessários 19,0 kJ de energia.
02) Na formação de um mol de FeO(s), a partir do 
Fe3O4(s), são necessários 20,0 kJ de energia.
04) Na reação química representada na equação I, 
são liberados 46,4 kJ de energia por mol de Fe2O3(s), que 
reage.
05) A equação III indica que a reação do FeO(s) com 
CO(g) para formar Fe(l) e CO2(g) é endotérmica.
25 - (ENEM)
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) cH  2800
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.
26 - (FCM MG)
Utilize os dados da tabela abaixo para responder esta 
questão.
Considere a situação de uma pessoa que ingere duas 
frutas pesando 180 g e contendo 1,8  104 mg de frutose 
cada uma. O valor, em kcal, que contribui para o conteúdo 
calórico desse indivíduo é, aproximadamente, de 
(Lembre-se que 1kcal = 4,18 kJ).
a) 67.
b) 134.
c) 671.
d) 1342.
23
H
MÓDULO
15
TERMOQUÍMICA
27 - (ENEM)
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.
28 - (UNIFOR CE)
A tabela apresenta informações sobre a composição 
química e a energia liberada na combustão para três 
diferentes combustíveis que podem ser usados em 
motores de combustão interna.
Com base nas informações apresentadas e comparando 
os três combustíveis, é correto afirmar que
a) o metanol apresenta o menor impacto sobre o 
efeito estufa, porém maior vantagem energética em 
relação ao etanol.
b) a gasolina é o que apresenta menor impacto 
sobre o efeitoestufa dentre os três combustíveis, porém 
com maior vantagem energética.
c) o etanol apresenta menor impacto sobre o efeito 
estufa, porém maior vantagem energética dentre os três 
combustíveis.
d) o etanol apresenta menor vantagem energética 
que a gasolina, porém maior impacto sobre o efeito estufa 
que o metanol.
e) o metanol e o etanol têm maior vantagem 
energética e maior impacto sobre o efeito estufa que a 
gasolina.
29 - (UEMG)
“Está chegando ao Brasil, o café “hot when you want” (em 
português, “quente quando você quiser”), da Nescafé, 
desenvolvido na Universidade de Southampton, 
Inglaterra. Basta apertar um botão no fundo da lata, 
esperar três minutos e pronto! Café quentinho (a 60ºC) 
durante 20 minutos! Mas, afinal, qual será a tecnologia de 
ponta do “hot when you want”? Apenas um 
compartimento no fundo da lata que contém, 
separadamente, a cal viva (a mesma do fogo grego!) e a 
água. Ao apertar o botão no fundo da lata, a placa que 
separa essas duas substâncias se rompe e a reação 
começa. O calor desprendido na reação é então 
aproveitado para aquecer o café na parte superior da lata. 
Simples, mas genial!”
http://www1.folha.uol.com.br/folha/educacao/ult305u10268.shtml.
Acesso em 3/7/2014
A reação e a energia envolvidas estão descritas na 
equação abaixo:
CaO (s) + H2O(l)  Ca(OH)2(aq) H = –20,4 kcal/mol
Considere que são necessários 0,3 kcal de energia para se 
elevar em 1°C a temperatura de 300mL de água contida 
numa latinha de café “hot when you want” e que toda 
energia liberada seja utilizada para aquecer a bebida.
Qual a massa aproximada de óxido de cálcio (CaO) que 
será utilizada na reação para que a temperatura da bebida 
passe de 20ºC para 60ºC ?
a) 33g
b) 0,014g
c) 12g
d) 0,82g
30 - (UFT TO)
O poder calorífico é um parâmetro de comparação de 
diferentes combustíveis. Ele é definido como o calor 
liberado na combustão de um quilo de determinada 
substância. A tabela abaixo mostra a entalpia de 
combustão de alguns combustíveis comuns.
24
http://www1.folha.uol.com.br/folha/educacao/ult305u10268.shtml
MÓDULO
15
TERMOQUÍMICA
Marque a alternativa que mostra o combustível de MAIOR 
poder calorífico.
a) –102 kJ/mol
b) +102 kJ/mol
c) +367 kJ/mol
d) –367 kJ/mol
e) +17 kJ/mol
a) Iso-octano (gasolina)
b) Metanol
c) Metano
d) Etanol
e) Hidrogênio
31 - (UNITAU SP)
O gás propano pode ser obtido pela hidrogenação do 
propeno. Assinale a alternativa com o valor CORRETO da 
entalpia de reação, e a classificação da reação como 
endotérmica ou exotérmica.
Dados:
a) H  126 kJ/mol; reação endotérmica
b) H  126 kJ/mol; reação exotérmica
c) H  562 kJ/mol; reação exotérmica
d) H  562 kJ/mol; reação endotérmica
e) H  1173 kJ/mol; reação exotérmica
32 - (Unioeste PR)
Os organoclorados são poluentes considerados perigosos, 
mas, infelizmente, têm sido encontradas quantidades 
significativas destas substâncias em rios e lagos. Uma 
reação de cloração comumente estudada é a do etano 
com o gás cloro, como mostrada abaixo:
C2H6 (g) + Cl2(g)  CH3CH2Cl(g) + HCl(g)
Sabendo os valores de H de cada ligação (Tabela 
abaixo), determine o valor de H da reação pelo método 
das energias de ligação.
33 - (UFRGS RS)
Considere a reação de hidrogenação do ciclopenteno, em 
fase gasosa, formando ciclopentano, e a tabela de 
entalpias de ligação, mostradas abaixo.
Qual será o valor da entalpia da reação de hidrogenação 
do ciclopenteno em kJ/mol?
a) – 265.
b) – 126.
c) + 126.
d) + 265.
e) + 335.
34 - (Univag MT)
Considere a tabela a seguir.
Com base nos dados apresentados, a energia liberada na 
combustão total de 10 g de hidrogênio gasoso (H2) é, 
aproximadamente,
a) 2 200 kJ.
b) 1 200 kJ.
c) 1 800 kJ.
d) 600 kJ.
25
Combustível Fórmula ΔHcomb(kJ/mol)
Iso- octano (gasolina) C8 H18 - 5100
Metanol CH 3OH - 760
Metano CH 4 - 213
Etanol CH 3CH 2OH - 286
Hidrogênio H2 - 278
MÓDULO
15
TERMOQUÍMICA
e) 2 600 kJ.
35 - (PUC SP)
Dados os valores de energia de ligação em kJ/mol e a
reação a seguir, calcule o ΔH desse processo.
H2(g) + Cl2(g)  2 HCl(g)
a) – 184 kJ/mol.
b) + 184 kJ/mol.
c) + 247 kJ/mol.
d) – 247 kJ/mol.
36 - (UFGD MS)
A amônia é produzida a partir de nitrogênio e hidrogênio 
usando-se o processo Harber. A equação que representa 
a reação química é:
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
Usando as energias de ligação dadas na tabela a seguir, 
marque a alternativa que apresenta a variação de energia 
(H) da reação de formação da amônia.
Ligação Energia (kJ / mol)
N  N 941
H  H 436
N  H 391
Em um caderno foram encontradas algumas afirmações a 
respeito desse diagrama.
I. O calor de formação da água líquida no estado 
padrão é de 971 kJ/mol.
II. A combustão de um mol de gás hidrogênio 
gerando água no estado líquido libera 286 kJ.
III. A energia de ligação O=O é de 498 kJ/mol.
IV. A vaporização de um mol de água libera 44 kJ.
Estão corretas apenas as afirmações
a) I e II.
b) I e III.
c) II e III.
d) I e IV.
e) II, III e IV.
38 - (UFRGS RS)
A reação de cloração do metano, em presença de luz, é
a) H  2249 kJ
b) H  2346 kJ
c) H  97 kJ
d) H  97 kJ
mostrada abaixo.
CH4 + Cl2  CH3Cl + HCl H = –25 kcal.mol–1
e) H  2346 kJ
37 - (PUC SP)
O diagrama de entalpia a seguir representa a energia 
envolvida em uma série de transformações nas quais 
participam os elementos hidrogênio e oxigênio.
Considere os dados de energia das ligações abaixo.
C-H = 105 kcal.mol–1 
Cl-Cl = 58 kcal.mol–1 
H-Cl = 103 kcal.mol–1
A energia da ligação C-Cl, no composto CH3Cl, é
a) 33 kcal.mol–1.
b) 56 kcal.mol–1.
c) 60 kcal.mol–1.
d) 80 kcal.mol–1.
e) 85 kcal.mol–1.
26
MÓDULO
15
TERMOQUÍMICA
39 - (FCM MG)
Analisando o seguinte diagrama de entalpia, nas 
condições padrão, e sabendo-se que a ligação C – C no 
etano vale 79,1 kcal, assinale a afirmativa FALSA:
a) A entalpia de cada ligação C – H, no etano, é de 
199,0 kcal.mol–1.
b) A entalpia de cada ligação H – H, no H2, é de 104,2 
kcal.mol–1.
c) A entalpia de formação do etano, a partir das 
substâncias elementares, é de –20,3 kcal.mol–1.
d) A entalpia de sublimação de 12,0 g de carbono 
grafita é 171,7 kcal.mol–1.
40 - (FCM MG)
Considerando os seguintes dados:
Ligaçãoquímica
Energia de ligação
(kcal. Mol 1 )
H  O q1
O  O q2
O  O q3
2H – O – O – H (g)  2H – O – H(g) + O = O (g) + 16 kcal (H =
–16 kcal ) 
Conclui-se que:
a) q3 > q2 + q1.
b) q3 > q2 >q1.
c) q3 = 2q2.
d) q3 > 2q2.
41 - (FCM MG)
O diagrama de entalpia para a combustão de 1,0mol do 
gás propano pode ser representado através de 3 etapas.
(BROWN,T. Química, a ciência central, SP, Pearson Prentice Hall – 9º
Edição, 2005, p.164.)
Analisando o diagrama e utilizando seus conhecimentos 
de termoquímica pode-se afirmar que:
a) a formação do propano gasoso libera cerca de 
103,85kJ/mol deste alcano.
b) a formação de 72,0g de água gasosa apresenta 
um valor de H de – 1.143kJ.
c) a combustão completa de 26,0g de propano 
gasoso libera cerca de 2.220kJ.
d) a formação de 3mols de dióxido de carbono 
gasoso libera cerca de 1.183kcal.
42 - (UFU MG)
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: 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.
27
http://zeus.qui.ufmg.br/
MÓDULO
15
TERMOQUÍMICA
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.
43 - (FMABC SP)
O metano é o principal componente do gás natural, 
importante combustível doméstico e industrial. Em 
condições de excesso de gás oxigênio,