Aula 2 - Termoquímica fatores que influenciam no ΔH; alguns ΔHs importantes

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CIÊNCIAS DA NATUREZA
E SUAS TECNOLOGIAS
F B O N L I N E . C O M . B R
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PROFESSOR(A): ANTONINO FONTENELLE
ASSUNTO: FATORES QUE INFLUENCIAM NO ∆H / ALGUNS ∆HS IMPORTANTES
FRENTE: QUÍMICA II
OSG.: 117605/17
AULA 02
EAD – MEDICINA
Resumo Teórico
Introdução
Quantidade de reagentes e produtos
A quantidade de calor liberada ou absorvida em uma reação 
química ou fenômeno físico é proporcional à quantidade de reagentes 
(ou produtos) que são consumidos (ou formados) no processo. Veja 
o exemplo para a formação de 2 mol de amônia gasosa:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) ∆H = – 92 kJ
Essa notação indica que, para a formação de 2 mol de amônia 
(NH3) na fase gasosa, são liberados 92 kJ de calor. Evidentemente, se 
ocorresse a formação de 4 mol de amônia gasosa, a quantidade de 
calor liberado seria também o dobro. Observe:
2N2(g) + 6H2(g) 4NH3(g) ∆H = – 184 kJ
Estados físicos de reagentes e produtos
O estado físico de certo reagente ou determinado produto em 
uma reação química pode alterar a variação de entalpia da reação. 
Sabe-se que uma substância em fase gasosa possui maior conteúdo 
energético que em fase líquida (devido à maior energia cinética das 
partículas no estado gasoso, que resulta em maior agitação molecular), 
e que uma substância em fase líquida possui maior conteúdo 
energético que em fase sólida:
Hgasoso > Hlíquido > Hsólido
Veja o gráfico de entalpia para a reação exotérmica de produção 
de monóxido de carbono gasoso e água (que pode ser gasosa, líquida 
ou sólida), a partir de gás carbônico e gás hidrogênio.
CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O
Sabemos que as três reações diferenciam-se, em relação ao 
calor liberado, pelo estado físico da água (um dos produtos da reação). 
Lembre-se que a água em fase gasosa é a de maior entalpia e situa-se 
acima das outras duas fases no gráfico. Esse fato é importante quando 
avaliamos a variação de entalpia.
x
y
zCO(g) + H2O(g)
CO2(g) + H2(g)
CO(g) + H2O(ℓ)
CO(g) + H2O(s)
H
Note que x < y < z. Portanto, pode-se concluir que a reação 
estudada libera mais calor ao formar água sólida e libera menos calor 
ao formar água gasosa.
Temperatura da reação
Como reagentes e produtos são substâncias diferentes com calores 
específicos diferentes, a mudança na temperatura provoca alteração no 
valor do ∆H de uma reação. Acompanhe o exemplo a seguir.
• a 25 °C: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) ∆H = – 92 kJ
• a 450 °C: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) ∆H = – 111 kJ
Estado alotrópico dos componentes
A mudança na forma alotrópica de uma substância altera a 
variação de entalpia (∆H) da reação que a substância toma parte, 
pois, afinal, são substâncias diferentes. Em termos termodinâmicos, 
a forma alotrópica mais estável de uma substância é a que 
admite a mais baixa entalpia.
Nesse momento, é interessante que se recorde o que significa 
alotropia: é o fenômeno em que um mesmo elemento químico pode 
formar mais de uma substância simples diferente. Diversos elementos 
apresentam variedades alotrópicas, mas os mais importantes casos de 
alotropia estão resumidos na tabela a seguir.
Elemento Alótropos Mais estável
Carbono (C)
Grafite (gr.)
Diamante (d)
Fulerenos (Ful.)
Grafite (gr.)
Oxigênio (O)
Oxigênio (O2)
Ozônio (O3)
Oxigênio (O2)
Enxofre (S)
Rômbico (r)
Monoclínico (m)
Rômbico (r)
Fósforo (P)
Vermelho (v)
Branco (br.)
Vermelho (v)
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MÓDULO DE ESTUDO
OSG.: 117605/17
O estado padrão
Estado padrão de uma substância refere-se ao estado físico 
mais comum da substância (e variedade alotrópica mais estável, se for 
o caso) em condições de 1 atm, sob temperatura de 25 °C.
A definição de estado padrão é importante para estabelecermos 
o zero de entalpia para cada elemento.
Toda substância simples no estado padrão possui 
entalpia igual a zero, como, por exemplo, as substâncias H2(g), 
O2(g), C (grafite) e S (romb.).
Exceção:
É atribuída ao fósforo branco (forma menos estável do 
elemento fósforo) a entalpia H = 0, por razões históricas. Logo, o 
fósforo vermelho, que é a variedade mais estável, terá entalpia menor, 
e, portanto, H < 0.
Observações:
• As formas alotrópicas menos estáveis possuem entalpia 
maior que as das formas mais estáveis (H > 0).
• Se nada for mencionado no problema, admite-se que a 
substância, ou todas as substâncias de uma reação, estejam 
no estado padrão.
Alguns ∆Hs importantes
Calor, entalpia ou ∆H de formação
É a quantidade de calor liberada ou absorvida para formar 
1 mol de uma substância, a partir de seus elementos constituintes, na 
forma de substâncias simples, no estado padrão, a 25 °C.
Observe os três exemplos a seguir, em que o ∆H é denominado 
calor de formação:
C(graf.) + O2(g) CO2(g) ∆H
f = – 393,5 kJ/mol
Na(s) + 
1
2
Cℓ2(g) NaCℓ(s) ∆H
f = – 411,1 kJ/mol
6C(graf.) + 6H2(g) + 3O2(g) C6H12O6(s) ∆H
f = – 1268 kJ/mol
Observe agora dois exemplos em que o ∆H da reação não pode 
ser denominado calor de formação:
• C(diam.) + 2H2(g) CH4(g) ∆H = – 77,6 kJ/mol (nesse caso, a espécie 
C(diam.) não corresponde ao estado padrão)
• N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) ∆H = – 92 kJ (nesse caso, foram formados 
2 mol do produto)
Os valores tabelados dos calores de formação das 
substâncias podem ser utilizados para calcularmos o ∆H de 
outras reações em que essas substâncias participem, de acordo 
com a seguinte relação:
∆Hreação = ∆H
f
prod. – ∆H
f
reag.
Exercício Resolvido
01. (PUC-Campinas) De forma simplificada, a reação da fotossíntese 
ficaria:
6CO2 + 6H2O C6H12O6 + 6O2
 Dadas as entalpias de formação do CO2 (– 94 kcal/mol), da H2O 
(– 58 kcal/mol), da glicose (– 242 kcal/mol), pode-se concluir que 
o processo é
A) endotérmico e a energia envolvida, 1152 kcal/mol de glicose.
B) endotérmico e a energia envolvida, 670 kcal/mol de glicose.
C) exotérmico e a energia envolvida, 1152 kcal/mol de glicose.
D) exotérmico e a energia envolvida, 670 kcal/mol de glicose.
E) endotérmico e a energia envolvida, 392 kcal/mol de glicose.
Resolução:
∆Hreação = ∆H
f
prod. – ∆H
f
reag.
1 242 6 0 6 94 6 58
670
⋅ − + ⋅[ ]− ⋅ − + ⋅ −[ ]−
− = +
( ) ( ) ( )
∆H kcal mol derea oã gliicose
Resposta: B
Calor, entalpia ou ∆H de combustão
É a quantidade de calor liberada para queimar 1 mol de uma 
substância, estando todos os componentes da reação no estado 
padrão, a 25 °C.
Quando se afirmar que, para o gás metano, ∆Hc (calor de 
combustão) é igual a – 890 kJ/mol, entendemos que a reação de 1 mol 
de CH4(g) com 2 mol de O2(g), produzindo 1 mol de CO2(g) e 2 mol de H2O(ℓ), 
libera 890 kJ a 25 °C. Veja a equação termoquímica correspondente:
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2H2O(ℓ) ∆Hc = – 890 kJ/mol
Observação:
Na verdade, todo ∆H recebe a denominação da reação ou 
processo a que está associado. Em um processo como a fusão da 
água, H2O(s) H2O(ℓ), o ∆H recebe o nome de calor ou entalpia 
de fusão. Assim, teremos calor de neutralização (para reações de 
neutralização entre ácidos e bases), calor de dissolução (para a 
dissolução de substâncias em água, por exemplo) etc.
Exercícios
01. (PUC-PR) Nos últimos anos, o mercado financeiro internacional 
tem mostrado uma tendência na valorização das denominadas 
Commodities Agrícolas como, por exemplo, o milho, devido ao 
maior interesse no uso desses produtos para fins de obtenção de 
combustíveis alternativos ao petróleo que sejam menos poluentes 
e ainda renováveis.
 Dentre esses combustíveis, pode-se destacar o metano 
(CH4 = 16 g · mol
–1), o metanol (CH3OH = 32 g · mol
–1) e o etanol 
(CH3CH2OH = 46 g · mol
–1).
Combustível ∆Hcombustão/kJ · mol
–1 d/g · mL–1
Metano –890,8 0,717 10–3
Metanol –763,7 0,792
Etanol –1409,4 0,789
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MÓDULO DE ESTUDO
 Segundo as informações apresentadas na tabela anterior, 
pode-se afirmar que os combustíveis que apresentam as 
maiores capacidades energéticas mássica e volumétrica são, 
respectivamente,
A) metanol e etanol.
B) etanol e metanol.
C) metanol e metano.
D) etanole metano.
E) metano e etanol.
02. (FGV) Um experimento quantitativo foi feito empregando-se 
uma bomba calorimétrica, que é um dispositivo calibrado para 
medidas de calor de reação. Em seu interior, colocou-se uma certa 
quantidade de um alcano e sua reação de combustão completa 
liberou 555 kJ e 18,0 g de água. Sabendo-se que a entalpia de 
combustão desse hidrocarboneto é – 2220 kJ · mol–1, é correto 
afirmar que sua fórmula molecular é:
A) CH4 B) C2H4
C) C2H6 D) C3H6
E) C3H8
03. (Uerj) As equações químicas a seguir representam reações de 
obtenção de uma substância hipotética XY.
I. X2 (g) + Y2(g) 2XY(ℓ) + Q1
II. X2 (g) + Y2(g) 2XY(s) + Q2
III. X2 (g) + Y2(g) 2XY(g) + Q3
 Considere Q1, Q2 e Q3 as quantidades de calor liberadas, 
respectivamente, nas reações I, II e III. A relação entre essas 
quantidades está expressa na seguinte alternativa:
A) Q1 > Q2 > Q3
B) Q2 > Q1 > Q3
C) Q3 > Q1 > Q2
D) Q3 > Q2 > Q1 
04. (Unicamp) Explosão e incêndio se combinaram no terminal 
marítimo de São Francisco do Sul, em Santa Catarina, 
espalhando muita fumaça pela cidade e pela região. 
O incidente ocorreu com uma carga de fertilizante em que se 
estima tenham sido decompostas 10 mil toneladas de nitrato 
de amônio. A fumaça branca que foi eliminada durante 4 dias 
era de composição complexa, mas apresentava principalmente 
os produtos da decomposição térmica do nitrato de amônio: 
monóxido de dinitrogênio e água. Em abril de 2013, um acidente 
semelhante ocorreu em West, Estados Unidos da América, 
envolvendo a mesma substância. Infelizmente, naquele caso, 
houve uma explosão, ocasionando a morte de muitas pessoas.
A) Com base nessas informações, escreva a equação química da 
decomposição térmica que ocorreu com o nitrato de amônio.
B) Dado que os valores das energias padrão de formação em 
kJ · mol–1 das substâncias envolvidas são nitrato de amônio 
(–366), monóxido de dinitrogênio (82) e água (–242), o 
processo de decomposição ocorrido no incidente é endotérmico 
ou exotérmico? Justifique sua resposta considerando a 
decomposição em condições padrão.
05. (Unicamp-modificada) A cada quatro anos, durante os Jogos 
Olímpicos, bilhões de pessoas assistem à tentativa do homem e 
da ciência de superar limites. Podemos pensar no entretenimento, 
na geração de empregos, nos avanços da Ciência do Desporto e 
da tecnologia em geral. Como esses jogos podem ser analisados 
do ponto de vista da Química? As questões a seguir são exemplos 
de como o conhecimento químico é ou pode ser usado nesse 
contexto.
 O nadador Michael Phelps surgiu na Olimpíada de Pequim como 
um verdadeiro fenômeno, tanto pelo seu desempenho quanto 
pelo seu consumo alimentar. Divulgou-se que ele ingere uma 
quantidade diária de alimentos capaz de lhe oferecer uma energia 
de 50 MJ. Quanto disto é assimilado, ou não, é uma incógnita. 
Só no almoço, ele ingere um pacote de macarrão de 500 gramas, 
além de acompanhamentos.
 Dados de entalpia de formação em kJ · mol–1:
 glicose = – 1274, água = – 242, dióxido de carbono = – 394.
 Qual é a quantidade de energia, em kJ, associada à combustão 
completa e total de macarrão (glicose) ingerido diariamente pelo 
nadador?
06. (Fuvest) A oxidação de açúcares no corpo humano produz ao 
redor de 4,0 kcal/g de açúcar oxidado. A oxidação de 0,1 mol de 
glicose (C6H12O6) vai produzir aproximadamente:
 Dados: H = 1,0; C = 12; O = 16.
A) 40 kcal B) 50 kcal
C) 60 kcal D) 70 kcal
E) 80 kcal
07. (UFMG) A energia que um ciclista gasta ao pedalar uma bicicleta 
é cerca de 1800 kJ/hora acima de suas necessidades metabólicas 
normais.
 A sacarose, C12H22O11 (massa molar = 342 g/mol), fornece 
aproximadamente 5400 kJ/mol de energia.
 A alternativa que indica a massa de sacarose que esse ciclista deve 
ingerir, para obter a energia extra necessária para pedalar 1 h, é:
A) 1026 g B) 114 g
C) 15,8 g D) 3,00 g
E) 0,333 g
08. (Uece) Assinale a alternativa que exemplifica entalpia de 
dissolução.
A) C12H22O11(s) + 12O2(g) → 12CO2(g) + 11H2O(g)
 ∆H = – 1355 kcal/mol
B) HCN(aq) + NaOH(aq) → NaCN(aq) + H2O(ℓ)
 ∆H = – 2,9 kcal/mol de H2O
C) H2(g) → 2H(g)
 ∆H = + 104,2 kcal/mol
D) H2SO4(ℓ) + nH2O(ℓ) → H2SO4(aq)
 ∆H = – 22,9 kcal/mol
09. (UFRS) Considere a reação representada pela equação 
termoquímica:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) ∆H = –22 kcal
São feitas as seguintes afirmações.
I. A quantidade de energia liberada será maior se o produto 
obtido for dois mol de NH3 no estado líquido;
II. A decomposição de 6,8 g de NH3(g) absorve 4,4 kcal;
III. A entalpia de formação da amônia é de –11 kcal · mol–1.
Quais são corretas? 
A) Apenas I.
B) Apenas I e II. 
C) Apenas I e III. 
D) Apenas II e III. 
E) I, II e III.
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MÓDULO DE ESTUDO
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10. (UFMG) Considere as seguintes reações e suas variações de 
entalpia:
I. A(g) + B(g) C(g) + H2O(g) ∆H = –x cal
II. A(g) + B(g) C(g) + H2O(ℓ) ∆H = –y cal
III. A(g) + B(g) C(g) + H2O(s) ∆H = –z cal
 Com relação à entalpia envolvida nas reações, marque a única 
falsa.
A) O calor de sublimação do gelo pode ser calculado por x – z.
B) A reação 3 libera mais calor do que a 2.
C) O calor de fusão do gelo pode ser calculado por z – y.
D) O calor de vaporização da água pode ser calculado por y – x.
E) A reação 2 libera mais calor do que a 1.
11. (Enem-cancelado) Vários combustíveis alternativos estão sendo 
procurados para reduzir a demanda por combustíveis fósseis, 
cuja queima prejudica o meio ambiente devido à produção de 
dióxido de carbono (massa molar igual a 44 g · mol–1). Três dos 
mais promissores combustíveis alternativos são o hidrogênio, 
o etanol e o metano. A queima de 1 mol de cada um desses 
combustíveis libera uma determinada quantidade de calor, que 
estão apresentadas na tabela a seguir.
Combustível Massa molar(g · mol–1)
Calor liberado na 
queima (kJ · mol–1)
H2 2 270
CH4 16 900
C2H5OH 46 1350
 Considere que foram queimadas massas, independentemente, 
desses três combustíveis, de forma tal que em cada queima foram 
liberados 5400 kJ. O combustível mais econômico, ou seja, o que 
teve a menor massa consumida, e o combustível mais poluente, 
que é aquele que produziu a maior massa de dióxido de carbono 
(massa molar igual a 44 g · mol–1), foram, respectivamente,
A) o etanol, que teve apenas 46 g de massa consumida, e o 
metano, que produziu 900 g de CO2.
B) o hidrogênio, que teve apenas 40 g de massa consumida, e o 
etanol, que produziu 352 g de CO2.
C) o hidrogênio, que teve apenas 20 g de massa consumida, e o 
metano, que produziu 264 g de CO2.
D) o etanol, que teve apenas 96 g de massa consumida, e o 
metano, que produziu 176 g de CO2.
E) o hidrogênio, que teve apenas 2 g de massa consumida, e o 
etanol, que produziu 1350 g de CO2.
12. (UFRGS) A crise energética mundial impulsionou a procura por 
combustíveis alternativos e renováveis. Considere os dados 
contidos no quadro abaixo.
Combustível Poder calorífico (kJ/g) Densidade (g/mL)
Hidrogênio 140 8,2 10–5
Propano 50 1,8 10–3
Gasolina 45 0,750
Etanol 30 0,790
 Com base nesses dados, é correto afirmar que
A) o hidrogênio é o combustível mais eficaz entre os relacionados, 
considerando iguais volumes de combustível.
B) o propano é o combustível mais eficaz entre os relacionados, 
considerando massas iguais de combustível.
C) todos os combustíveis do quadro anterior geram CO2 na sua 
combustão total.
D) por sua maior densidade, o poder calorífico do etanol, medido 
em kJ por litro, é o maior entre todos.
E) por causa de sua baixa densidade, o poder calorífico do 
hidrogênio, medido em kJ por litro, é muito baixo.
13. (UFC) Considerando a reação de combustão completa da 
sacarose (C12H22O11) e de acordo com os valores de entalpia 
padrão de formação a seguir, assinale a alternativa que expressa 
corretamente o valor da entalpia padrão de formação (em kJ/mol) 
de um mol de sacarose.
Dados:
∆H0f (H2O, ℓ) = –286 kJ/mol; 
∆H0f (CO2, g) = –394 kJ/mol; 
∆H0f (O2, g) = 0
∆H0combustão (C12H22O11(s)) = –5654 kJ/mol.A) 220 B) 110 
C) –1110 D) –2220 
E) –4440
14. (UFPR) Chamamos de energéticos ou calóricos os alimentos que, 
quando metabolizados, liberam energia química aproveitável 
pelo organismo. Essa energia é quantificada por meio da 
unidade física denominada caloria, que é a quantidade de 
energia necessária para elevar, em grau, um grama de água. 
A quantidade de energia liberada por um alimento pode 
ser quantificada quando se usa a energia liberada na sua 
combustão para aquecer uma massa conhecida de água contida 
em um recipiente isolado termicamente (calorímetro de água). 
Em um experimento para se determinar a quantidade de calorias 
presente em castanhas e nozes, obtiveram-se os resultados na 
tabela a seguir:
Amostra
Massa 
da 
amostra 
(g)
Massa 
de água 
(g)
Temperatura 
inicial da 
água (ºC)
Temperatura 
final da 
água (ºC)
Noz 2,50 100 15,0 75,0
Castanha 4,00 120 15,0 90,0
 Com base no exposto no texto e na tabela e sabendo que o calor 
específico da água é igual a 1,0 cal g–1 ºC–1, é correto afirmar que
A) esses resultados indicam que se uma pessoa ingerir 1,0 grama 
de nozes, terá disponível 2400 calorias, enquanto que se ingerir 
a mesma quantidade de castanha terá disponível 2250 calorias.
B) a castanha é duas vezes mais calórica do que a noz.
C) a quantidade de energia liberada na queima da noz é de 9000 
calorias, e na queima da castanha é de 6000 calorias.
D) um indivíduo que gasta cerca de 240 calorias em uma 
caminhada deve ingerir 10 g de castanha ou 225 gramas de 
nozes para repor as castanhas ou 225 gramas de nozes para 
repor as calorias consumidas.
E) a razão entre a quantidade de calorias liberadas na queima da 
castanha em relação a da queima da noz corresponde a 2,5.
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MÓDULO DE ESTUDO
SUPERVISOR/DIRETOR: MARCELO – AUTOR: ANTONINO
DIG.: CINTHIA – REV.: ALEXSANDRA
15. (Fuvest) A partir de considerações teóricas, foi feita uma 
estimativa do poder calorífico (isto é, da quantidade de 
calor l iberada na combustão completa de 1 kg de 
combustível) de grande número de hidrocarbonetos. Dessa 
maneira, foi obtido o seguinte gráfico de valores teóricos.
13.000
12.000
11.000
10.000
1210 114 5 6 7 8 9
Q
ua
nt
id
ad
e 
de
 c
al
or
 li
be
ra
da
 n
a 
co
m
bu
st
ão
 c
om
pl
et
a 
(k
ca
l/k
g)
Massa de carbono/massa de hidrogênio 
na composição do hidrocarboneto
 Com base no gráfico, um hidrocarboneto que l ibera 
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) C6H
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RESOLUÇÃORESOLUÇÃO
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QUÍMICA II
FATORES QUE INFLUENCIAM 
NO ∆H / ALGUNS ∆HS 
IMPORTANTES
AULA 02
EXERCÍCIOS
01. Para obtermos o valor do calor liberado por massa (em g) de combustível, devemos dividir cada ∆H pela sua respectiva massa molar. 
Os valores obtidos foram:
∆H (em kJ/g)
metano –55,67
metanol –23,86
etanol –30,64
 Para se obter o calor liberado por volume (em mL), devemos utilizar o dado obtido e multiplicá-lo pela densidade de cada material:
∆H (em kJ/mL)
metano –0,04
metanol –18,89
etanol –24,17
 Assim, o melhor combustível em kJ/g é o metano e o melhor combustível em kJ/mL é o etanol.
 Resposta: E
02. Já que 1 mol do alcano (CnH2n+2) libera 2220 kJ, a liberação de 555 kJ ocorre pela queima de 0,25 mol do composto. A reação formou 
18 g de água, quantidade equivalente a 1 mol de H2O. Assim, 0,25 mol do alcano contém 2 mol de H (que formaram a água). Logo, 
1 mol desse alcano contém 8 mol de H. Para respeitar a fórmula CnH2n+2, o valor de n é igual a 3. Portanto, o alcano tem fórmula C3H8.
 Resposta: E
03. Pelo gráfico a seguir, percebe-se que Q2 > Q1 > Q3.
H
2XY (g)
2XY (ℓ)
2XY (s)
Q3
X2(g) + Y2(g)
Q1
Q2
 Resposta: B
04. 
a) A reação é: NH4NO3(s) 
∆⎯ →⎯ N2O(g) + 2 H2O(g).
b) O ∆H da reação é dado por:
 
∆ ∆ ∆ ∆ ∆ ∆H H H H H Hrea o produtosf reagentesf N Of H Of NH NOçã0 2 2 42= − = + ⋅ − 33
0 82 2 242 366 36f rea oH kJ∑∑ → = +( ) + ⋅ −( ) − −( ) = −∆ çã
 Como o valor de ∆H < 0, o processo é exotérmico.
 
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OSG.: 117606/17
RESOLUÇÃO – QUÍMICA II
05. A combustão completa de 1 mol de glicose é: 
C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O
O ∆H da reação é dado por:
∆ ∆ ∆ ∆ ∆ ∆H H H H H Hrea o produtosf reagentesf COf H OF C Hçã0 6 62 2 6 1= − = ⋅ + − 22 6 26
6 394 6 242 1274 25420
O
f
O
f
rea o
H
H
− ⋅ ⇒
= ⋅ −( ) + ⋅ −( ) − −( ) = −
∑∑ ∆
∆ çã kJJ/mol
 Esse resultado é o calor liberado para 1 mol de glicose (180 g). Para 500 g, temos:
180 g de glicose –––––– 2542 kJ liberados
500 g de glicose –––––– x ⇒ x = 7061,1 kJ liberados
06. Sabemos que 1 mol de glicose pesa 180 g; portanto, 0,1 mol deverá pesar 18 g. Como cada grama de açúcar oxidado produz 
4,0 kcal de energia, esses 18 g deverão gerar 72 kcal de energia para o corpo humano.
 Resposta: D
07. Para o ciclista pedalar 1 hora, ele precisa de 1800 kJ de energia. Sabendo que 1 mol de sacarose (que pesa 342 g) produz 5400 kJ, 
a massa que deverá produzir apenas 1800 kJ deverá ser calculada por:
m kJ
g
kJ
g= ⋅
⎛
⎝
⎜
⎞
⎠
⎟ =1800
342
5400
114
 Resposta: B
08. Em I, temos a entalpia de combustão de C12H22O11. Em II, temos o calor de neutralização do HCN com NaOH. Em III, a entalpia de 
ligação H – H. Em IV, teremos a entalpia de dissolução do ácido sulfúrico.
 Resposta: D
09.
I. Correto. Caso se forme a mesma quantidade de NH3, mas na fase líquida, haverá maior liberação de calor, pois parte da energia 
que ficaria retida para manter o produto na fase gasosa será agora liberado. Pense em um gráfico de entalpia.
II. Correto. Pela estequiometria, temos:
 (2 moles) 2 x 17 g de NH3 –––––––– 22 kJ absorvidos
 6,8 g de NH3 –––––––– x
 x = 4,4 kJ absorvidos.
III. Correto. A reação nos fornece o calor liberado para a formação de 2 mol de amônia. Então, para a formação de 1 mol, 
o ∆H seria –11 kcal · mol–1. 
Resposta: E
10. Observe o gráfico a seguir.
H
C(g) + H2O(g)
A(g) + B(g)
C(g) + H2O(ℓ)
C(g) + H2O(s)
y
x
z
A) Falso. A transformação H2O(s) → H2O(g) tem ∆H = +(z – x) kcal.
B) Correto. No gráfico, veja que z > y.
C) Correto. A transformação H2O(s) → H2O(ℓ) tem ∆H = +(z – y) kcal.
D) Correto. A transformação H2O(ℓ) → H2O(g) tem ∆H = +(y – x) kcal.
E) Correto. No gráfico, veja que y > x.
Resposta: A
3 F B O N L I N E . C O M . B R
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OSG.: 117606/17
RESOLUÇÃO – QUÍMICA II
11. Para a liberação de 5400 kJ de calor serão necessários, pela proporção apresentada na tabela, 20 mol de H2 (que equivale a 40 g) ou 
6 mol de CH4 (que equivale a 96 g) ou ainda 4 mol de C2H5OH (que equivale a 264 g). Logo, o combustível mais econômico é H2.
 Em relação ao CO2 produzido, percebe-se que 6 mol de CH4 produzem 6 mol de CO2, enquanto 4 mol de C2H5OH produzem 8 mol 
de CO2 (que equivale a 352 g).
Resposta: B
12. Para se obter o calor liberado por volume (em mL), devemos utilizar o valor fornecido (kJ/g) e multiplicá-lo pela densidade de cada 
material. Os valores obtidos serão:
Poder calorífico (em kJ/mL)
hidrogênio 0,01148
propano 0,09
gasolina 33,75
etanol 23,7
 Assim, o melhor combustível em kJ/g é o hidrogênio (fornecido na questão) e o melhor combustível em kJ/mL é a gasolina.
Resposta: E
13. A reação de combustão da sacarose é dada por: C12H22O11(s) + 11O2(g) → 12CO2(g) + 11H2O(ℓ). O calor da reação pode ser calculado 
pela expressão: ∆ ∆ ∆H H Hrea o prod reagçã = −∑∑ f f . Assim:
 ∆ ∆ ∆ ∆ ∆ ∆H H H H H Hrea o CO H O C H O O rea2çã çã= + − − ⇒12 11 122 12 22 11 2. . .
f f f f
oo rea oH kJ/mol= − + − − − ⇒ = −12 394 11 286 5654 2220.( ) .( ) ( ) ∆ çã
Resposta: D
14. A quantidade de calor em jogo na calorimetria é q = m · c · ∆T. Assim, para as nozes (2,5 g), o calor liberado em sua combustão é: 
q = 100.1.60 = 6000 cal. Para a castanha (4 g), o calor liberado em sua combustão seria de: q = 120.1.75 = 9000 cal. Calculando por 
gramade alimento, temos que a noz é capaz de gerar 2400 cal/g enquanto a castanha geraria 2250 cal/g.
Resposta: A
15. Pelo gráfico, quando se assinala 10700 kJ/kg no eixo y, encontra-se o valor aproximado de 6 no eixo x. Esse valor corresponde à razão 
entre a massa de carbono e hidrogênio no hidrocarboneto. Essa relação pode ser alcançada pela fórmula mínima CH2. A única opção 
cuja fórmula molecular é um múltiplo de CH2 é C2H4.
Resposta: B
SUPERVISOR/DIRETOR: MARCELO – AUTOR: ANTONINO
DIG.: CINTHIA – REV.: ALEXSANDRA