Lista de Exercícios de Termoquímica

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Lista de Exercícios com Resolução 
Assunto – Termoquímica 
 
 
1. (Enem) O aquecimento de um material por 
irradiação com micro-ondas ocorre por causa da 
interação da onda eletromagnética com o dipolo 
elétrico da molécula. Um importante atributo do 
aquecimento por micro-ondas e a absorção direta 
da energia pelo material a ser aquecido. Assim, 
esse aquecimento é seletivo e dependerá, 
principalmente, da constante dielétrica e da 
frequência de relaxação do material. 
 
O gráfico mostra a taxa de aquecimento de cinco 
solventes sob irradiação de micro-ondas. 
 
 
 
No gráfico, qual solvente apresenta taxa média de 
aquecimento mais próxima de zero, no intervalo 
de 0 s a 40 s? 
a) 2H O 
b) 3CH OH 
c) 3 2CH CH OH 
d) 3 2 2CH CH CH OH 
e) 3 2 2 2 2 3CH CH CH CH CH CH 
 
2. (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: 
 
2 2(g) 6 6( )3 C H C H→  
 
A energia envolvida nesse processo pode ser 
calculada indiretamente pela variação de entalpia 
das reações de combustão das substâncias 
participantes, nas mesmas condições 
experimentais: 
 
I. 0
2 2(g) 2(g) 2(g) 2 ( ) c
5C H O 2 CO H O H 310 kcal mol
2
+ → + ∆ = − 
 
II. 
0
6 6( ) 2(g) 2(g) 2 ( ) c
15C H O 6 CO 3 H O H 780 kcal mol
2
+ → + ∆ = −  
 
 
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.+ 
 
3. (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 1HΔ a 
variação de entalpia devido à queima de 1g desse 
bio-óleo, resultando em gás carbônico e água 
líquida, e 2H ,Δ a variação de entalpia envolvida na 
___/___/___ 
SEDE 
 
Ricelly 
 
SÉRIE 
PROFESSOR(A) 
 NOME: 
 TURMA DATA TURNO 
TC 
FÍSICO-QUÍMICA 
 
conversão de 1g 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 2CO (gasoso) e 
2H O (gasoso) é: 
a) 106.− 
b) 94.− 
c) 82.− 
d) 21,2.− 
e) 16,4.− 
 
4. (Enem) Um dos problemas dos combustíveis 
que contêm carbono é que sua queima produz 
dióxido de carbono. Portanto, uma característica 
importante, ao se escolher um combustível, é 
analisar seu calor de combustão oc( h )∆ , definido 
como a energia liberada na queima completa de 
um mol de combustível no estado padrão. O 
quadro seguinte relaciona algumas substâncias que 
contêm carbono e seu ocH∆ . 
 
Substância Fórmula ocH∆ (kJ/mol) 
benzeno 6 6C H (  ) - 3 268 
etanol 2 5C H OH (  ) - 1 368 
glicose 6 12 6C H O (s) - 2 808 
metano 4CH (g) - 890 
octano 8 18C H (  ) - 5 471 
 
 
Neste contexto, qual dos combustíveis, quando 
queimado completamente, libera mais dióxido de 
carbono no ambiente pela mesma quantidade de 
energia produzida? 
a) Benzeno. 
b) Metano. 
c) Glicose. 
d) Octano. 
e) Etanol. 
 
5. (Enem) No que tange à tecnologia de 
combustíveis alternativos, muitos especialistas em 
energia acreditam que os alcoóis vão crescer em 
importância em um futuro próximo. 
Realmente, alcoóis como metanol e etanol têm 
encontrado alguns nichos para uso doméstico 
como combustíveis há muitas décadas e, 
recentemente, vêm obtendo uma aceitação cada 
vez maior como aditivos, ou mesmo como 
substitutos para gasolina em veículos. 
Algumas das propriedades físicas desses 
combustíveis são mostradas no quadro seguinte. 
 
Álcool Densidade a 25°C (g/mL) 
Calor de 
Combustão 
(kJ/mol) 
Metanol 
(CH3OH) 
0,79 – 726,0 
Etanol 
(CH3CH2OH) 
0,79 – 1367,0 
 
Dados: Massas molares em g/mol: 
H = 1,0; C = 12,0; O = 16,0. 
 
Considere que, em pequenos volumes, o custo de 
produção de ambos os alcoóis seja o mesmo. 
Dessa forma, do ponto de vista econômico, é mais 
vantajoso utilizar 
a) metanol, pois sua combustão completa fornece 
aproximadamente 22,7 kJ de energia por litro de 
combustível queimado. 
b) etanol, pois sua combustão completa fornece 
aproximadamente 29,7 kJ de energia por litro de 
combustível queimado. 
c) metanol, pois sua combustão completa fornece 
aproximadamente 17,9 MJ de energia por litro 
de combustível queimado. 
d) etanol, pois sua combustão completa fornece 
aproximadamente 23,5 MJ de energia por litro 
de combustível queimado. 
e) etanol, pois sua combustão completa fornece 
aproximadamente 33,7 MJ de energia por litro 
de combustível queimado. 
 
6. (Enem) O abastecimento de nossas 
necessidades energéticas futuras dependerá 
certamente do desenvolvimento de tecnologias 
para aproveitar a energia solar com maior 
eficiência. A energia solar é a maior fonte de 
energia mundial. Num dia ensolarado, por 
exemplo, aproximadamente 1 kJ de energia solar 
atinge cada metro quadrado da superfície terrestre 
por segundo. No entanto, o aproveitamento dessa 
energia é difícil porque ela é diluída (distribuída 
por uma área muito extensa) e oscila com o 
horário e as condições climáticas. O uso efetivo da 
energia solar depende de formas de estocar a 
energia coletada para uso posterior. 
 
BROWN, T. Química, a ciência central. São 
Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 
 
Atualmente, uma das formas de se utilizar a 
energia solar tem sido armazená-la por meio de 
processos químicos endotérmicos que mais tarde 
podem ser revertidos para liberar calor. 
Considerando a reação: 
 
CH4(g) + H2O(v) + calor  CO(g) + 3H2(g) 
 
e analisando-a como potencial mecanismo para o 
aproveitamento posterior da energia solar, 
conclui-se que se trata de uma estratégia 
a) insatisfatória, pois a reação apresentada não 
permite que a energia presente no meio externo 
seja absorvida pelo sistema para ser utilizada 
posteriormente. 
b) insatisfatória, uma vez que há formação de 
gases poluentes e com potencial poder 
explosivo, tornando-a uma reação perigosa e de 
difícil controle. 
c) insatisfatória, uma vez que há formação de gás 
CO que não possui conteúdo energético passível 
de ser aproveitado posteriormente e é 
considerado um gás poluente. 
d) satisfatória, uma vez que a reação direta ocorre 
com absorção de calor e promove a formação 
das substâncias combustíveis que poderão ser 
utilizadas posteriormente para obtenção de 
energia e realização de trabalho útil. 
e) satisfatória, uma vez que a reação direta ocorre 
com liberação de calor havendo ainda a 
formação das substâncias combustíveis que 
poderão ser utilizadas posteriormente para 
obtenção de energia e realização de trabalho 
útil. 
 
7. (Enem) Nas últimas décadas, o efeito estufa 
tem-se intensificado de maneira preocupante, 
sendo esse efeito muitas vezes atribuído à intensa 
liberação de CO2 durante a queima de 
combustíveis fósseis para geração de energia. O 
quadro traz as entalpias-padrão de combustão a 25 
ºC (ÄH025) do metano, do butano e do octano. 
 
composto 
fórmula 
molecular 
massa 
molar 
(g/moℓ) 
ÄH025 
(kj/moℓ) 
metano CH4 16 - 890 
butano C4H10 58 - 2.878 
octano C8H18 114 - 5.471 
 
À medida que aumenta a consciência sobre os 
impactos ambientais relacionados ao uso da 
energia, cresce a importância de se criar políticas 
de incentivo ao uso de combustíveis mais 
eficientes. Nesse sentido, considerando-se que o 
metano, o butano e o octano sejam representativos 
do gás natural, do gás liquefeito de petróleo (GLP) 
e da gasolina, respectivamente, então, a partir dos 
dados fornecidos, é possível concluir que, do 
ponto de vista da quantidade de calor obtido por 
mol de CO2 gerado, a ordem crescente desses três 
combustíveis é 
a) gasolina, GLP e gás natural. 
b) gás natural, gasolina e GLP. 
c) gasolina, gás naturale GLP. 
d) gás natural, GLP e gasolina. 
e) GLP, gás natural e gasolina. 
 
8. (Enem) Ainda hoje, é muito comum as pessoas 
utilizarem vasilhames de barro (moringas ou potes 
de cerâmica não esmaltada) para conservar água a 
uma temperatura menor do que a do ambiente. 
Isso ocorre porque: 
a) o barro isola a água do ambiente, mantendo-a 
sempre a uma temperatura menor que a dele, 
como se fosse isopor. 
b) o barro tem poder de "gelar" a água pela sua 
composição química. Na reação, a água perde 
calor. 
c) o barro é poroso, permitindo que a água passe 
através dele. Parte dessa água evapora, tomando 
calor da moringa e do restante da água, que são 
assim resfriadas. 
d) o barro é poroso, permitindo que a água se 
deposite na parte de fora da moringa. A água de 
fora sempre está a uma temperatura maior que a 
de dentro. 
e) a moringa é uma espécie de geladeira natural, 
liberando substâncias higroscópicas que 
diminuem naturalmente a temperatura da água. 
 
9. (Uece) Partindo das reações de combustão do 
acetileno e do benzeno, que produzem apenas gás 
carbônico e água, e cujas entalpias são, 
respectivamente, 310,7 kcal− e 781,0 kcal,− é 
correto afirmar que o valor da entalpia de 
trimerização do acetileno será 
a) 151,1kcal.− 
b) 121,3 kcal.− 
c) 141,50 kcal.− 
d) 131,2 kcal.− 
 
10. (Uece) O conceito de entropia está 
intimamente associado à definição de 
espontaneidade de uma reação química, através da 
segunda lei da termodinâmica, embora não seja 
suficiente para caracterizá-la. Considerando os 
sistemas apresentados a seguir, assinale aquele em 
que há aumento de entropia. 
a) Liquefação da água. 
b) Síntese da amônia. 
c) Reação do hidrogênio gasoso com oxigênio 
gasoso para formar água líquida. 
d) Dissolução do nitrato de potássio em água. 
 
11. (Uece) Durante a Segunda Guerra Mundial, o 
monóxido de carbono foi usado como combustível 
alternativo nos veículos para suprir a falta de 
gasolina. O monóxido de carbono era obtido em 
equipamentos conhecidos como gasogênios, pela 
combustão parcial da madeira. Nos motores dos 
automóveis, o monóxido de carbono era 
convertido em gás carbônico ao reagir com o 
oxigênio, e liberava 57,0 kcal mol. Sabendo-se que 
a entalpia do produto dióxido de carbono é 
94,0kcal,− pode-se afirmar corretamente que a 
entalpia de formação do monóxido de carbono é 
a) 37,0kcal mol.− 
b) 151,0kcal mol.− 
c) 37,0kcal mol.+ 
d) 151,0kcal mol.+ 
 
12. (Uece) Josiah Willard Gibbs (1839-1903) foi 
um pesquisador norte-americano que contribuiu 
para a determinação da energia livre de um 
sistema termodinâmico através de uma lei que é 
associada ao seu nome. Em se tratando de energia 
livre e de entropia, analise as seguintes 
proposições: 
 
I. A energia livre pode ser positiva ou negativa, 
mas nunca pode ser nula. 
II. A energia livre é a totalidade de energia de um 
sistema termodinâmico, que pode ser usada para 
a realização de trabalho útil. 
III. Toda a reação exotérmica é espontânea. 
IV. A variação de entropia de uma reação 
espontânea pode ser negativa. 
V. Em certas reações químicas a variação de 
entalpia coincide com a variação da energia 
interna. 
 
É correto o que se afirma somente em 
a) I e II. 
b) III e IV. 
c) I, III e V. 
d) II, IV e V. 
 
13. (Uece) Os químico alemães Fritz Haber 
(1868-1934) e Carl Bosch (1874-1940) 
desenvolveram, em 1909, um processo de 
produção de amônia, matéria-prima para a 
fabricação de explosivos utilizados durante a 
Primeira Guerra Mundial. De acordo com o 
processo Haber, a obtenção da amônia se faz 
através da reação: 
 
2(g) 2(g) 3(g)N 3H 2NH+  
 
Para essa reação, a variação de entalpia é negativa, 
sugerindo que ela ocorra a baixas temperaturas. 
No entanto, a reação é favorecida por elevada 
temperatura, garantindo alta energia de ativação 
para 
a) quebrar as ligações entre os átomos de 
hidrogênio. 
b) quebrar as ligações entre os átomos de 
nitrogênio. 
c) melhorar, simultaneamente, o rendimento da 
amônia e a velocidade da reação. 
d) reorganizar a estrutura na molécula da amônia. 
 
14. (Uece) A sacarose, formada a partir da glicose 
e da frutose, é o açúcar comercial encontrado na 
cana-de-açúcar, nas frutas e raízes como a 
beterraba. A sacarose 12 22 11(C H O ) reage com o 
oxigênio produzindo dióxido de carbono e água, e 
liberando 83,70 kcal mol na pressão de 1atm. A 
corrente sanguínea absorve, em média, 26 mols de 
2O ao dia. Para produzir essa massa de oxigênio 
são liberadas 
a) 181,35 kcal. 
b) 90,67 kcal. 
c) 136,01kcal. 
d) 68,05 kcal. 
 
15. (Unifor) São dadas as equações 
termoquímicas para a formação da água a partir 
dos elementos: 
 
2(g) 2(g) 2 (s)
2(g) 2(g) 2 ( ) 2
2(g) 2(g) 2 (v)
H 1 2O H O ; H 70 kcal / mol.
H 1 2O H O ; H 68,3 kcal / mol.
H 1 2O H O ; H 57,8 kcal / mol.
Δ
Δ
Δ
+ → = −
+ → = −
+ → = −
 
 
A partir das afirmativas abaixo: 
 
I. O valor de HΔ maior que zero indica que as 
reações são exotérmicas. 
II. A transformação 2 (v) 2 ( )H O H O→  libera 
10,5 kcal / mol. 
III. O calor de solidificação da água vale 
12,2 kcal / mol.− 
IV. A energia de 1mol de 2H O no estado vapor é 
maior que a energia que 1mol de 2 ( )H O . 
V. A formação de água a partir do hidrogênio 
libera calor. 
 
É VERDADEIRO apenas o que se afirma em: 
a) I, II e III. 
b) III, IV e V. 
c) II, IV e V. 
d) I, III e IV 
e) II, III e V. 
 
16. (Unifor) Supondo um gás isotérmico de peso 
molar 2 g / mol submetido à pressão equivalente a 
31,52 10 mmHg× que está contido em um 
recipiente cilíndrico de raio 15 dm de altura 
30 dm. Determine a quantidade de energia em 
joules associada a este gás nas condições 
descritas. 
 
Dados: c 3,4 Cal / g C;= ° R 0,08206 atmL / molK;= 
1 atm 760 mmHg;= 31 dm 1L;= 1 cal 4,186 J;= 
Pi 3,14.= 
a) 63,5 10× joules 
b) 61,5 10× joules 
c) 71,5 10× joules 
d) 73,5 10× joules 
e) 715 10× joules 
 
17. (Unifor) Em um recipiente hermético, 
termicamente isolado e mantido a pressão 
constante, são colocados 100 g de metanol. O 
líquido inicialmente a 25 C° é aquecido até seu 
ponto de ebulição normal de 65 C.° Nessa 
operação, o líquido absorve 10 kJ de energia. A 
conversão completa do líquido em seu vapor no 
seu ponto de ebulição normal absorve 110 kJ de 
energia. 
 
Analisando essas informações, podemos afirmar 
que 
a) o calor específico do metanol é 
aproximadamente igual a 1 12,20 j g C .− −⋅ ⋅ ° 
b) o calor de vaporização do metanol, em seu 
ponto de ebulição normal, é aproximadamente 
igual a 1110 kJ mol .−⋅ 
c) o calor latente envolvido no processo de 
conversão completa de 100 g de metanol a 
25 C° em seu vapor no seu ponto de ebulição 
normal é aproximadamente igual a 120 kJ. 
d) o calor sensível envolvido no processo de 
conversão completa de 100 g de metanol a 
25 C° em seu vapor no seu ponto de ebulição 
normal é aproximadamente igual a 110 kJ. 
e) a conversão completa de 1,00 g de metanol a 
25 C° em seu vapor no seu ponto de ebulição 
normal consome 1200 J de energia. 
 
18. (Fuvest) Sob certas condições, tanto o gás 
flúor quanto o gás cloro podem reagir com 
hidrogênio gasoso, formando, respectivamente, os 
haletos de hidrogênio HF e HC , gasosos. Pode-se 
estimar a variação de entalpia ( H)Δ de cada uma 
dessas reações, utilizando-se dados de energia de 
ligação. A tabela apresenta os valores de energia 
de ligação dos reagentes e produtos dessas reações 
a 25 C° e 1atm. 
 
Molécula 2H 2F 2C HF HC 
Energia de 
ligação 
(kJ mol) 
435 160 245 570 430 
 
Com base nesses dados, um estudante calculou a 
variação de entalpia ( H)Δ de cada uma das reações 
e concluiu, corretamente, que, nas condições 
empregadas, 
a) a formação de (g)HF é a reação que libera mais 
energia. 
b) ambas as reações são endotérmicas. 
c) apenasa formação de (g)HC é endotérmica. 
d) ambas as reações têm o mesmo valor de H.Δ 
e) apenas a formação de (g)HC é exotérmica. 
 
19. (Fuvest) O biogás pode substituir a gasolina 
na geração de energia. Sabe-se que 60%, em 
volume, do biogás são constituídos de metano, 
cuja combustão completa libera cerca de 
900 kJ / mol. 
 
Uma usina produtora gera 2.000 litros de biogás 
por dia. Para produzir a mesma quantidade de 
energia liberada pela queima de todo o metano 
contido nesse volume de biogás, será necessária a 
seguinte quantidade aproximada (em litros) de 
gasolina: 
 
Note e adote: 
- Volume molar nas condições de produção de 
biogás: 24 L / mol; 
- energia liberada na combustão completa da 
gasolina: 44,5 10 kJ / L.× 
a) 0,7 
b) 1,0 
c) 1,7 
d) 3,3 
e) 4,5 
 
20. (Fuvest) A partir de considerações teóricas, 
foi feita uma estimativa do poder calorífico (isto é, 
da quantidade de calor liberada na combustão 
completa de 1 kg de combustível) de grande 
número de hidrocarbonetos. Dessa maneira, foi 
obtido o seguinte gráfico de valores teóricos: 
 
 
 
Com base no gráfico, um hidrocarboneto que 
libera 10.700 kcal/kg em sua combustão completa 
pode ser representado pela fórmula 
Dados: Massas molares (g/mol), C=12,0; H=1,00. 
a) CH4 
b) C2H4 
c) C4H10 
d) C5H8 
e) C6H6 
 
 
Resolução 
 
Resposta da questão 1: 
 [E] 
 
De acordo com o gráfico a curva demarcada com 
o símbolo (n hexano)− apresenta a menor 
inclinação, ou seja, para esta curva a variação de 
temperatura tende a zero. 
 
A fórmula do n hexano− é 
3 2 2 2 2 3CH CH CH CH CH CH . 
 
Resposta da questão 2: 
 [B] 
 
0
2 2(g) 2(g) 2(g) 2 ( ) c
5C H O 2 CO H O H 310 kcal mol
2
+ → + ∆ = −
 (manter e multiplicar por 3) 
0
6 6( ) 2(g) 2(g) 2 ( ) c
15C H O 6 CO 3 H O H 780 kcal mol
2
+ → + ∆ = − 
 (inverter) 
 
2 2(g) 2(g)
153 C H O
2
+ 2(g)6 CO→ 2 ( )3 H O+ 
0
c
2(g)
H 3 ( 310) kcal mol
6 CO
∆ = × −
2 ( )3 H O+  6 6( ) 2(g)
15C H O
2
→ +
0
c
Global
2 2(g) 6 6( )
H 780 kcal mol
3 C H C H H [3 ( 310) 780] kcal mol
H 150 kcal mol
∆ = +
→ ∆ = × − +
∆ = −

 
 
Resposta da questão 3: 
 [C] 
 
A partir da análise do diagrama, vem: 
2(g) 2(g) 2 ( ) 1
2 2 (g) 2(g) 2 ( ) 2
Bio óleo O CO H O H 18,8 kJ / g
CO (g) H O CO H O H 2,4 kJ / g
− + → + ∆ = −
+ → + ∆ =−


 
 
Invertendo a segunda equação e aplicando a Lei de 
Hess, teremos: 
2(g) 2(g)Bio óleo O CO− + → 2 ( )H O+  1
2(g)
H 18,8 kJ / g
CO
∆ = −
2 ( )H O+  2(g) 2 (g) 2
Global
2(g) 2(g) 2 (g) 1 2
CO H O H 2,4 kJ / g
Bio óleo O CO H O H H H
H 18,8 2,4 16,4 kJ / g
1 g
→ + ∆ =+
− + → + ∆ = ∆ + ∆
∆ = − + = −
16,4 kJ (liberados)
5 g
−
82,0 kJ
5 ( 16,4) kJ (liberados)
Variação de entalpia 82,0 kJ
−
× −
= −

 
 
Resposta da questão 4: 
 [C] 
 
Reações de combustão: 
 
6 6 2 2 2 C
2 5 2 2 2 C
6 12 6 2 2 2 C
4 2 2 2 C
8 18 2 2 2 C
151C H O 6CO 3H O h 3268 kJ
2
1C H OH 3O 2CO 3H O h 1368 kJ
1C H O 6O 6CO 6H O h 2808 kJ
1CH 2O 1CO 2H O h 890 kJ
251C H O 8CO 9H O h 5471 kJ
2
+ → + ∆ = −
+ → + ∆ = −
+ → + ∆ = −
+ → + ∆ = −
+ → + ∆ = −
 
 
Para uma mesma quantidade de energia liberada 
(1000 kJ), teremos; 
 
6 6 2 2 2 C
151C H O 6CO 3H O h 3268 kJ
2
6 mols
+ → + ∆ = −
3268 kJ (liberados)
x mols
2 5 2 2 2 C
1000 kJ (liberados)
x 1,84 mol
1C H OH 3O 2CO 3H O h 1368 kJ
2 mols
≈
+ → + ∆ = −
1368 kJ (liberados)
y mols
6 12 6 2 2 2 C
1000 kJ (liberados)
y 1,46 mol
1C H O 6O 6CO 6H O h 2808 kJ
6 mols
≈
+ → + ∆ = −
2808 kJ (liberados)
z mols
4 2 2 2 C
1000 kJ (liberados)
z 2,14 mol
1CH 2O 1CO 2H O h 890 kJ
1 mols
≈
+ → + ∆ = −
890 kJ (liberados)
t mols
8 18 2 2 2 C
1000 kJ (liberados)
t 1,12 mol
251C H O 8CO 9H O h 5471 kJ
2
8 mols
≈
+ → + ∆ = −
5471 kJ (liberados)
w mols 1000 kJ (liberados)
w 1,46 mol≈
 
 
Conclusão: Para uma mesma quantidade de 
energia liberada (1000 kJ) a glicose libera maior 
quantidade de 2CO . 
 
Resposta da questão 5: 
 [D] 
 
Cálculo da energia liberada por litro de metanol: 
Massa molar do metanol = 32 g.mol-1 
1 L metanol ⇒ 790 g 
 
32 g (metanol)  726 kJ 
790 g (metanol)  E1 
E1 = 17923,1 kJ = 17,9 MJ 
 
Cálculo da energia liberada por litro de etanol: 
Massa molar do etanol = 46 g.mol-1 
1L etanol ⇒ 790 g 
 
46 g (etanol)  1367 kJ 
790 g (etanol)  E2 
E2 = 23476,7 kJ = 23,5 MJ 
 
É mais vantajoso usar o etanol, pois sua 
combustão completa fornece aproximadamente 
23,5 MJ de energia por litro de combustível 
queimado. 
 
Resposta da questão 6: 
 [D] 
 
Considerando a reação: 
CH4(g) + H2O(v) + calor  CO(g) + 3H2(g) 
(reação endotérmica) 
E analisando-a como potencial mecanismo para o 
aproveitamento posterior da energia solar, 
conclui-se que se trata de uma estratégia 
satisfatória, uma vez que a reação direta ocorre 
com absorção de calor e promove a formação das 
substâncias combustíveis que poderão ser 
utilizadas posteriormente para obtenção de energia 
e realização de trabalho útil. 
 
Resposta da questão 7: 
 [A] 
 
De acordo com a tabela: 
 
composto 
fórmula 
molecular 
massa 
molar 
(g/moℓ) 
ΔH025 
(kj/moℓ) 
metano CH4 16 - 890 
butano C4H10 58 - 2.878 
octano C8H18 114 - 5.471 
 
Teremos: 
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O ∆H = - 890 
kJ/mol 
C4H10 + 6,5O2 → 4CO2 + 5H2O ∆H = 
- 2878 kJ/mol 
C8H18 + 12,5O2 → 8CO2 + 9H2O ∆H = 
- 5471 kJ/mol 
 
Como a comparação deve ser feita para 1 mol de 
CO2 liberado por cada combustível devemos 
dividir a segunda equação por dois e a terceira por 
oito e então comparar os respectivos “novos” ∆H 
obtidos: 
 
CH4 + 2O2 → 1CO2 + 2H2O ∆H = – 890 
kJ/mol 
 
4 10 2 2 2
1 13 5C H O CO H O
4 4 4
+ → +1 ∆H = - 719,5 
kJ/mol 
 
8 18 2 2 2
1 25 9C H O CO H O 
8 16 8
+ → +1 ∆H = - 
683,875 kJ/mol 
 
Lembrando que o sinal negativo significa energia 
liberada, a ordem crescente de liberação será: 
683,875 kJ < 719,5 kJ < 890 kJ 
 
Ou seja, gasolina, GLP e gás natural. 
 
Resposta da questão 8: 
 [C] 
 
O barro é poroso, permitindo que a água passe 
através dele. Parte dessa água evapora (
2 ( ) 2 (v)H O calor H O+ → ), absorvendo calor da 
moringa e do restante da água, que são assim 
resfriadas. 
 
Resposta da questão 9: 
 [A] 
 
52 2 2 2 22
156 6 2 2 22
152 2 22
C H O 2CO 1H O H 310,7 kcal ( 3; manter)
C H O 6CO 3H O H 781,0 kcal (inverter)
3C H O
Δ
Δ
+ → + = − ×
+ → + = −
+ 26CO→ 23H O+ 1
2
H 3( 310,7) kcal
6CO
Δ = −
23H O+ 156 6 22C H O→ + 2
Global
2 2 6 6 1 2
1 2
H 781,0 kcal
3C H C H H H H
H H H
H 3( 310,7) 781,0 151,1 kcal
Δ
Δ Δ Δ
Δ Δ Δ
Δ
= +
→ = +
= +
= − + = −
 
 
Resposta da questão 10: 
 [D] 
 
Aumento de entropia significa aumento da 
“desordem”, este é o caso da dissolução do nitrato 
de potássio em água. 
 
Resposta da questão 11: 
 [A] 
 
2 2
CO
produtos reagentes
CO
CO
1CO O CO H 57,0 kcal / mol
2
H 0 94,0 kcal
H H H
57,0 94,0 H
H 94,0 57,0 37,0 kcal / mol
Δ
Δ
+ → = −
−
= −
− = − −
= − + = −
 
 
Resposta da questão 12: 
 [D] 
 
Resumidamente: 
Energia liberada numa reação H
Energia gasta no rearranjo S T
Saldo de energia H S T
= ∆
= ∆ ×
= ∆ − ∆ ×
 
 
Este saldo de energia aproveitável é denominado 
energia livre (ou energia livre de Gibbs ou energia 
útil), e é representado por G,∆ ou seja, 
G H S T∆ = ∆ − ∆ × 
 
Onde: 
G :∆ variação da energia livre de Gibbs 
H :∆ variação de entalpia 
S :∆ variação de entropia 
T : temperatura (em Kelvin) 
 
Quando G 0,∆ > o processo não será espontâneo, 
ou seja, só com ajuda de energia externa o 
processo conseguirá chegar ao final. 
Quando G 0,∆ = o processo estará em equilíbrio, 
ou seja, não sofre alteração. 
Quando G 0,∆ < o processo será espontâneo e 
irreversível, ou seja, o processo liberará energia de 
modo que no final o nível energético será menor 
do que o inicial. 
 
De acordo com a primeira lei da termodinâmica: 
H U W
W 0 H U
U 0 H W
∆ = ∆ +
= ⇒ ∆ = ∆
∆ = ⇒ ∆ =
 
 
Resposta da questão 13: 
 [B] 
 
A elevação da temperatura com a consequente 
elevação da energia de ativaçãogarante o 
rompimento mais eficiente da ligação tripla 
existente entre os átomos de hidrogênio. 
 
Resposta da questão 14: 
 [A] 
 
12 22 11 2 2 21C H O 12O 12CO 11H O H 83,70 kcal / mol
12 mols
+ → + ∆ = −
83,70 kcal liberadas
26 mols E liberadas
E 181,35 kcal liberadas=
 
 
Resposta da questão 15: 
 [C] 
 
[I] O valor de HΔ menor que zero indica que as 
reações são exotérmicas. 
 
[II] A transformação 2 (v) 2 ( )H O H O→  libera 
10,5 kcal / mol. 
2(g)H 2(g)1 2O+ 2 ( ) 2
2 (v) 2(g)
H O ; H 68,3 kcal / mol
H O H
Δ→ = −
→

2(g)1 2O+
2 (v) 2 ( )
; H 57,8 kcal / mol
H O H O H 68,3 57,8 10,5 kcal
Δ
Δ
= +
→ = − + = −
 
 
[III] O calor de solidificação da água vale 
1,7 kcal / mol.− 
2(g)H 2(g)1 2O+ 2 (s)
2 ( ) 2(g)
H O ; H 70 kcal / mol
H O H
Δ→ = −
→ 2(g)1 2O+ 2
2 ( ) 2 (s)
; H 68,3 kcal / mol
H O H O H 70 68,3 1,7 kcal
Δ
Δ
= +
→ = − + = −
 
 
[IV] A energia de 1mol de 2H O no estado vapor é 
maior que a energia que 1mol de 2 ( )H O . 
2(g) 2(g) 2 ( ) 2
2(g) 2(g) 2 (v)
H 1 2O H O ; H 68,3 kcal / mol
H 1 2O H O ; H 57,8 kcal / mol
57,8 kcal 68,3 kcal
Δ
Δ
+ → = −
+ → = −
− > −

 
 
[V] A formação de água a partir do hidrogênio 
libera calor, pois a variação de entalpia é negativa. 
 
Resposta da questão 16: 
 [C] 
 
Teremos: 
 
1 atm 760 mmHg
P 3
base
2
2 3
1,52 10 mmHg
P 2 atm; r 15 dm; h 30 dm
V A h
V r h
V 3,14 15 30 211,95 dm 21.195 L
P V n R T
2 21.195 n 0,08206 T
n T 516.573,239 mol C
π
Δ
Δ
Δ
×
= = =
= ×
= × ×
= × × = =
× = × ×
× = × ×
× = ⋅ °
 
 
7
7
c 3,4 Cal / g C
1 cal 4,186 J
c 3,4 4,186 J / g C.
Q m c T
mn m n M
M
Q n M c T
Q n T M c
Q 516.573,239 2 3,4 4,186
Q 14.704.153,93 1,47 10 J
Q 1,5 10 J
Δ
Δ
Δ
= °
=
= × °
= × ×
= ⇒ = ×
= × × ×
= × × ×
= × × ×
= = ×
≈ ×
 
 
Resposta da questão 17: 
 [E] 
 
Teremos: 
 
100 g (e tanol) 10 kJ 110 kJ
1,00 g (e tanol)
+
E
E 1,2 kJ
E 1200 J
=
=
 
 
Resposta da questão 18: 
 [A] 
 
 
Equacionando-se as reações a partir da tabela, 
vem: 
(g) 2(g)
(g) 2(g)
(g) 2(g)
(g) (g) (g)
(g) (g) (g)
2 H 1H 435 kJ
2 F 1F 160 kJ
2 C 1C 245 kJ
1H 1F 1HF 570 kJ
1H 1C 1HC 430 kJ
→ +
→ +
→ +
+ → +
+ → +
 
 
 
 
2(g) (g)1H 435 kJ 2 H+ →
2 (g)1C (g) 245 kJ 2 C+ → 
(g)2 H (g)2 C+  (g)
Global
2(g) 2(g) (g)
Global
2(g) 2(g) (g)
2 HC 2 430 kJ
1H 1C 435 kJ 245 kJ 2 HC 2 430 kJ
1H 1C 2 HC 180 kJ
H 180 kJ (reação exotérmica)Δ
→ + ×
+ + + → + ×
+ → +
= −

 
 
 
 
Conclusão: a formação de HF libera mais energia 
do que a formação de HC . 
 
Resposta da questão 19: 
 [B] 
 
Sabe-se que 60%, em volume, do biogás são 
constituídos de metano, como são gerados 2.000 L 
de biogás por dia, vem: 
metano
1
molar do metano
metano 1
60V 2.000 L 1.200 L
100
V 24 L mol
1.200 Ln 50 mols
24 L mol
1mol de metano
−
−
= × =
= ⋅
= =
⋅
900kJ
50 mols de metano metano
4
metano
E
E 45.000 kJ 4,5 10 kJ= = ×
 
 
Energia liberada na combustão completa da 
gasolina = 44,5 10 kJ / L.× 
Conclusão: 1L de gasolina gera a mesma 
quantidade de energia do metano presente no 
biogás. 
 
Resposta da questão 20: 
 [B] 
 
Com base no gráfico, para um hidrocarboneto que 
libera 10.700 kcal/kg, teremos: 
 
 
 
massa de carbono 6
massa de hidrogênio
mn m n M, então :
M
=
= ⇒ = ×
 
 
carbono carbono
hidrogênio hidrogênio
carbono carbono hidrogênio
hidrogênio hidrogênio carbono
hidrogênio carbono 2 4
n M
6
n M
n 12 g / mol n n6 126 2
n 1 g / mol n 12 n 6
n 2 n C H .
×
=
×
×
= ⇒ = ⇒ = =
×
= × ⇒
 
	Sede
	Série
	Professor(a)
	Nome:
	Turma
	Data
	Turno
	TC