ENTALPIA

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apostila 02
Química D - Apostila 02
termoquímica
Equação Termoquímica
É a equação que indica a variação de entalpia associada 
a uma reação química, pois indica:
 ▪ os reagentes e os produtos;
 ▪ o calor de reação, isto é, o ∆H da reação;
 ▪ o estado físico dos reagentes e dos produtos;
 ▪ a temperatura e a pressão do sistema.
Ex.:
H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) 
∆H= - 68Kcal (25°C, 1 atm)
A equação termoquímica acima deve ser interpretada 
assim: Quando um mol de hidrogênio gasoso reage com 
o meio mol de oxigênio gasoso formando um mol de água 
líquida, temos libertação de 68 Kcal, se a reação for feita 
a 25°C e 1 atm.
ENTALPIA está relacionado para o número de mols 
(coeficiente) da substância indicada.
Entalpia de uma Substância 
ou Estado Padrão
A entalpia de uma substância depende do estado físico, 
da temperatura, da forma alotrópica e da pressão.
Convencionou-se que uma substância terá entalpia zero 
no estado padrão nas seguintes condições:
 ▪ Substância simples
 ▪ Pressão de 1 atm 
 ▪ Estado físico mais comum
 ▪ Estado alotrópico mais estável (menos energético)
 ▪ Temperatura ambiente (25°C)
Alguns estados alotrópicos:
 Grafite – C(n) → H = 0
C
 Diamante – C(n) → H > 0
 Gás oxigênio – O2 → H = 0
C
 Ozônio – O3 → H > 0
 Vermelho – P(n) → H = 0
P
 Branco – P4 → H > 0
 Rômbico – S8 → H = 0
S
 Monoclínico – S8 → H > 0
Quando não são indicadas as temperaturas e a pressão 
de um processo o valor de ∆H fornecido refere-se às 
condições ambientes, ou seja, 25°C e 1 atm.
Mudando o estado alotrópico de um elemento participante, 
também altera-se o valor de ∆H.
Ex.:
Cgraf + O2 (g) → CO2 ∆H = - 94,0 Kcal
Cdiam + O2(g) → CO2 ∆H = - 94,5 Kcal
TESTES
01.(PUC-PR) Diz-se que uma reação é endotérmica quando a 
soma das entalpias dos reagentes é:
a) Maior que a soma das entalpias dos produtos;
b) Menor que a soma das entalpias dos produtos;
c) Igual à soma das entalpias dos produtos;
d) Impossível prever;
e) n.d.a.
Processo exotérmico → ∆H negativo
Ex.:
C + O2 → CO2 ∆H = - 94 Kcal
H2 + Cl2 → 2HCl ∆H = - 44 Kcal
Processo endotérmico → ∆H positivo
Ex.:
½N2 + O2 → NO2 ∆H = + 8 Kcal
H2O(líquido) → H2O(vapor) ∆H = + 10,5 Kcal
Para um processo químico, ∆H corresponde ao calor de 
reação, isto é, ao calor perdido ou recebido pela reação.
Processo químico → ∆H é o calor da reação
Esse fato pode ser demonstrado pela expressão:
∆H = HP - HR
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02.(UNICAMP-SP) Assinale a reação mais exotérmica entre as 
indicadas pelos gráficos:
a) b)
c) d)
e) n.d.a.
03.(PUC-PR) Uma reação é exotérmica quando há:
a) Libertação de calor;
b) Absorção e liberação de calor;
c) Absorção de calor;
d) Nenhuma destas alternativas servem;
e) As afirmativas a, b e c são corretas.
04.(UFSC-SC) As reações:
I) A + B →C + 30 Kcal
II) A + B – 20 Kcal → C
III) A + B → C – 60 Kcal
01) São todas endotérmicas
02) São todas exotérmicas
04) I e II são endotérmicas
08) II é exotérmica
16) III é endotérmica
05.(SANTA CASA-SP) A maior parte da energia utilizada em 
todo o mundo provém de reações químicas. Reações químicas 
que fornecem energia são aquelas em que os reagentes:
a) São mais energéticos que os produtos;
b) Os produtos são energicamente equivalentes;
c) Se transformam em produtos gasosos;
d) Os produtos se apresentam no estado ativado;
e) Apresentam maior número de moléculas do que os 
produtos.
06.(OSEC-SP) Analise as afirmativas abaixo:
I) A entalpia (H) pode ser conceituada como a energia global 
de um sistema.
II) Uma reação exotérmica apresenta ∆H positivo.
III) O calor de reação de um processo químico pode ser dado 
por ∆H.
a) Somente I é correta.
b) Somente II é correta.
c) Somente III é correta.
d) As afirmativas I e II são corretas.
e) As afirmativas I e III são corretas.
07.(SANTA CASA – SP) A equação termoquímica:
CH4(g) → C(g) + 4 H(g) ∆H = + 1660 kJ/mol
Indica uma reação:
a) Exotérmica a pressão constante.
b) Exotérmica a temperatura constante.
c) Exotérmica a volume constante.
d) Endotérmica a pressão constante.
e) Endotérmica a volume constante.
08.(UEL) Esta questão apresenta três afirmativas que podem 
estar corretas ou incorretas. Responda-as, obedecendo ao 
seguinte código:
A equação CuSO4(g) + 5H2O(g) → CuSO4 . 5H2O(g) 
 ∆H = 
- 18,8 Kcal 
:
 Mol produto
I) Exotérmico
II) Em que a energia do produto é maior do que a energia dos 
reagentes.
III) De formação de uma solução aquosa de sulfato de cobre II.
a) Somente a afirmativa I é correta.
b) Somente a afirmativa II é correta.
c) Somente a afirmativa III é correta.
d) Somente as afirmativas I e II são corretas.
e) Somente as afirmativas II e III são corretas.
09.(SANTA CASA-SP) Qual das reações abaixo, no sentido 
indicado, libera maior quantidade de energia por mol de 
produto formado?
a) 2C(s) + 4H2(g) + 1/2O2(g) → 2CH3OH ∆H = - 96 Kcal
b) 9C(s) + H2O → C9H2O ∆H = - 66 Kcal
c) 2C(s) + O2(g) → 2CO2(g) ∆H = - 52 Kcal
d) 5I2(s) → 5I2(g) ∆H = + 75 Kcal
e) 3O2(s) → 3O2(g) ∆H = + 68 Kcal
10.(UNB-PR) O fósforo P4 , exposto ao ar, queima 
espontaneamente para dar P4O10; a ∆H para essa reação é – 
712 Kcal/mol de P4. A quantidade de calor produzida quando 
2,48 g de fósforo são queimados é: (P = 31).
a) 71,20 Kcal
b) 10,40 Kcal
c) 17,65 Kcal
d) 14,24 Kcal
e) n.d.a.
11.(ACAFE-SC) A combustão de um mol de grafite é 
representada por: C(grafite) + O2(g) → CO2(g) + 94 Kcal
Qual a energia térmica requerida para dissociar 22g de CO2(g) 
em C(grafite) e O2(g) ? Dados: C = 12; O = 16.
a) 94 x 22 Kcal
b) 94/22 Kcal
c) 94 x 2 Kcal
d) 94/2 Kcal
e) 94 x 22 Kcal
12.(FUVEST-SP) Na reação representada por:
CH4(g) + 4Cl2(g) → CCl4(l) + 4 HCl(g) 
Há liberação de 108 kJ de energia térmica por mol de Cl2(g) 
formado. Nas mesmas condições, qual será a energia térmica 
liberada na formação de 73,0 g de HCl(g) ? 
(H = 1; Cl 35,5)
a) 54 kJ
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b) 108 kJ
c) 162 kJ
d) 216 kJ
e) 432 kJ
13. Considere as transformações representadas a seguir:
I) H2(g) → 2H(g) 
II) 2C4H10(g) + 13O2(g) → 8CO2(g) + 10H2O(l)
III) 6CO2(g) + 6H2O(l) →C6H12O6(aq) + 6O2(g) 
IV) 92U
238 → 90Th
234 + 2He
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São transformações exotérmicas:
a) I e III.
b) I e IV.
c) II e III.
d) I, II e III.
e) II e IV.
14.(Fuvest-SP) A oxidação de açúcares no corpo humano 
produz ao redor de 4,0 quilocalorias por grama mar que, 
entre os hidrocarbonetos citados, aquele que, em sua 
combustão completa, libera a maior quantidade de 
energia por mol de CO2 produzido é o
a) CH4
b) C2H2
c) C3H8
d) n-C4H10
15.(UFPI) O calor liberado na combustão de um mol de metano 
é 212 Kcal. Quando 80 gramas de metano são queimados, a 
energia liberada é:
(Massa molar do CH4 = 16g mol
-1)
a) 400 Kcal
b) 5300 Kcal
c) 2650 Kcal
d) 1400 Kcal
e) 1060 Kcal
16.(FEEQ-CE) A queima de 1,0 Kg de metano (CH4) liberou 
5,5 . 104 kJ. Com base neste dado, o calor da combustão de 
um mol de metano é da ordem de: (Massa molar do CH4 = 16g 
mol-1)
a) 8,8 . 10-4
b) 8,8 . 10-3
c) 8,8 . 10-2
d) 8,8 . 102
e) 8,8 . 104
17.(UFPR) Considerando a equação química abaixo, bem 
como as massas atômicas do H (1,0) e do O (16),
H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(I) + 68,6 Kcal
É correto afirmar que:
01) 1,0 g de dihidrogênio reage com 8,0 g de dioxigênio para 
formar 9,0 g de água.
02) 1 mol de dihidrogênio reage com 0,5 mol de dioxigênio para 
formar 1 mol de água.
04) 6.1023 moléculas de dihidrogênio reagem com 3 .1023 
moléculas de oxigênio.
08) Nas mesmas condições de temperatura e pressão, 2 litros 
de gás dihidrogênio para formar 2 litros de água no estado 
líquido.
16) A equação mostraque a reação produz calor.
18.(Unioeste) A termoquímica estuda as trocas de energia, 
na forma de calor, envolvidas nas reações químicas e nas 
mudanças de estado físico das substâncias. Com base 
nesses estudos, é correto afirmar que:
01) a reação N2 + O2 → 2NO, com ∆H=+43,2kcal, é uma reação 
endotérmica.
02) o ∆H (variação de entalpia) de um sistema depende dos 
estágios intermediários do sistema.
04) na reação exotérmica, a entalpia dos produtos é maior que 
a dos reagentes.
08) reações exotérmicas são aquelas que liberam calor.
16) a solidificação da água à temperatura constante é um 
processo endotérmico.
32) considerando a reação H2(g + 1/2O2(g) → H2O(l) ∆H = - 68,3 
kcal, pode-se afirmar, em relação à formação de 1 mol de 
água, que há liberação de 68,3kcal e a reação é exotérmica.
19.(UFMG) Considere o seguinte diagrama de entalpia, 
envolvendo o dióxido de carbono e as subs-tâncias elementares 
diamante, grafita e oxigênio.Considerando
esse diagrama, assinale a afirmativa FALSA.
a) Transformação do diamante em grafita é exotérmica.
b) A variação de entalpia na combustão de 1 mol de diamante 
é igual a -392 kJ mol -1.
c) A variação de entalpia na obtenção de 1 mol de CO2(g), a 
partir da grafita, é igual a -394 kJ mol -1.
d) A variação de entalpia na obtenção de 1 mol de diamante, 
a partir da grafita, é igual a 2 kJ mol -1.
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20.(UFPR) Para se minimizar o agravamento do efeito estufa, 
é importante considerar-se a relação entre a energia obtida 
e a quantidade de CO2 liberada na queima do combustível.
Neste quadro, apresentam-se alguns hidrocarbonetos usados 
como combustíveis, em diferentes circunstâncias, bem como 
suas correspondentes variações de entalpia de combustão 
completa:
Tendo-se em vista essas informações, é CORRETO afirmar 
que, entre os hidrocarbonetos citados, aquele que, em sua 
combustão completa, libera a maior quantidade de energia por 
mol de CO2 produzido é o
a) CH4
b) C2H2
c) C3H8
d) n-C4H10
21. Observe o gráfico a seguir.
O valor da entalpia de combustão de 1mol de SO2(g), em kcal, 
a 25°C e 1atm, é:
a) -71.
b) -23.
c) +23.
d) +71.
e) +165.
LEI DE HESS
A entalpia de muitas reações químicas não pode ser 
determinada experimentalmente em laboratórios. Não é 
possível, por exemplo, determinar a entalpia de formação 
do álcool comum (etanol ou álcool etílico – C2H6O), 
pois não conseguimos sintetizá-lo a partir do carbono, 
hidrogênio e oxigênio. Assim, a entalpia desse tipo de 
reação pode ser calculada a partir da entalpia de outras 
reações, utilizando-se a Lei de Hess, estabelecida pelo 
químico suíço G. H. Hess, em 1840:
LEI DE HESS: para uma dada reação, a variação da 
entalpia é sempre a mesma, esteja essa reação ocorrendo 
em uma ou em várias etapas.
Assim, a variação da entalpia (∆H) em uma dada reação 
só depende dos estados inicial e final e é independente 
dos estados intermediários.
Um exemplo simples da aplicação da Lei de Hess consiste 
na passagem de 1 mol de H2O(l) para o estado gasoso 
nas condições do estado padrão. Isso pode ser feito em 
uma única etapa:
H2O(l) → H2O(g) ∆H = +44 kJ
Poderíamos também obter H2O(g) em duas etapas:
a) Decomposição de 1 mol de H2O(l), originando gás 
hidrogênio [H2(g)] e gás oxigênio [O2(g)] nas mesmas 
condições:
H2O(1) → H2(g) + 1/2 O2(g) ∆H = +286 kJ
b) Formação de 1 mol de H2O(g) a partir de gás hidrogênio 
e gás oxigênio:
H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(g) ∆H = - 242 kJ
 Observe o que ocorre se somarmos os valores 
de ∆H nas duas etapas:
H2O(l) → H2(g) + 1/2 O2(g) ∆H = + 286 kJ +
H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(g) ∆H = - 242 kJ
H2O(l) 1 H2O(g) ∆H = + 44 kJ
 
O ∆H obtido também é igual à soma algébrica dos ∆H das 
duas etapas e a lei de Hess permite concluir, então, que 
o valor do ∆H do processo direto é a soma de todos os 
∆H das etapas intermediárias:
∆H = ∆H1 +∆H2 + .......
Esse mesmo processo pode ser representado das 
seguintes maneiras:
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Exemplo:
(UNI-RIO) O elemento químico tungstênio, de símbolo W, é 
muito utilizado em filamentos de lâmpadas incandescentes 
comuns. Quando ligado a elementos como carbono ou boro, 
forma substâncias quimicamente inertes e duras. O carbeto 
de tungstênio, WC(s), é muito utilizado em ponteiras de 
ferramentas como perfuratrizes, esmeris, lixas para metais, 
etc. Essa substância pode ser obtida pela reação:
C(grafite) + W(s) → WC(s)
A partir das reações a seguir, calcule o DH de formação 
para o WC(s):
W(s) + 3/2 O2(g) --> WO3(s) (ΔHcombustão = -840 KJ/mol)
C grafita + O2(g) --> CO2(g) (ΔHcombustão = -394 KJ/mol) 
WC(s) + 5/2 O2(g) --> WO3(s) + CO2(g) 
(ΔHcombustão= -1196KJ/mol)
a) – 19 kJ/mol
b) – 38 kJ/mol
c) – 2430 kJ/mol
d) +38 kJ/mol
e) +2430 kJ/mol
Solução:
Devemos trabalhar com as três equações cujos ∆H foram 
fornecidos, a fim de obter o ∆H da reação desejada:
Para determinarmos o ∆H da reação desejada, devemos:
a) manter I para termos W(s) no lado dos reagentes;
b) manter II para termos Cgraf no lado dos reagentes;
c) inverter III para termos WC(s) no lado dos produtos.
Portanto, a alternativa correta é b.
TESTES
22.(CEFET – PR) Dados os calores de reação nas condições 
padrões para as reações químicas abaixo:
H2(g) + 1/2O2(g) H2O(ℓ) ΔHº = – 68,3 kcal
C(s) + O2(g) CO2(g) ΔHº = – 94,0 kcal
C2H2(s) + 5/2O2(g) 2CO2(g) + H2O(ℓ) ΔHº = – 310,6 kcal
Pode-se afirmar que a entalpia padrão do acetileno, em kcal/
mol é:
a) –310,6
b) –222,5
c) –54,3
d) +54,3
e) +222,5
23. Aplicando a Lei de Germain Henry Hess, suíço de 
nascimento, que estudou os fenômenos termoquímicos, 
determine o DH para a reação abaixo:
3 C(graf.) + 4 H2 (g) → 1C3H 8 (g) 
conhecendo-se as seguintes equações termoquímicas:
1. C(graf.) + O2(g) → 1CO2(g) ∆H0 = -94,0 kcal
2. H2(g) + 1/2 O2(g) →1 H2O(l) ∆H0 = -68,3 kcal
3. C3H8(g) + 5O2(g) →1 3CO2(g)+ 4H2O(l) ∆H0 = -531,10 kcal
O valor encontrado está representado na alternativa:
a) + 24,10 kcal
b) – 24,10 kcal
c) + 368,80 kcal
d) – 368,80 kcal
e) – 20,10 kcal
24.(Unicamp-SP) Grafita e diamante são formas alotrópicas 
do carbono, cujas equações de combustão são apresentadas 
abaixo:
C(gr) + O2(g) → CO2(g) ; ∆H = - 393,5 kJ mol-1
C(d) + O2(g) → CO2(g) ; ∆H = -395,4 kJ mol-1
a) Calcule a variação de entalpia necessária para converter 1,0 
mol de grafita em diamante.
b) Qual a variação de entalpia envolvida na queima de 120g 
de grafita? (Massa molar do C = 12 g mol-1)
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25.(Fuvest-SP) Tanto o gás natural como o óleo diesel 
são utilizados como combustíveis em transportes urbanos. 
A combustão completa do gás natural e do óleo diesel 
liberam, respectivamente, 9 x 102 kJ e 9 x 103 kJ por mol de 
hidrocarboneto. A queima desses combustíveis contribui para 
o efeito estufa. Para igual energia liberada, quantas vezes a 
contribuição do óleo diesel é maior que a do gás natural?
Considere: Gás natural =CH4 - Óleo diesel = C14H30
a) 1,1
b) 1,2
c) 1,4
d) 1,6
e) 1,8
Obs: A combustão completa desses combustíveis é 
caracterizada pela reação com O2, produzindo CO2 e H2O.
26.(PUC-SP) Calcule o calor padrão de combustão do propano, 
C3H8, em quilocalorias por mol de propano.
C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(g) 
Dados: ∆H1 (kcal . mol
-1)
Dados: C3H8(g) = -24,8
Dados: H2O(g) = -57,8
Dados: CO2(g) = -94,0
27.(UFPI) São dados os calores de formação (∆) das seguintes 
substâncias:
CH4: -74 kJ mol
-1
CO2: - 396 kJ mol
-1
H2O: - 287 kJ mol
-1
O calor liberado quando 1 litro de metano, medido nas CNTP, é 
queimado de acordo com a equação:
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O é:
(volumemolar nas CNTP = 22,4 L)
a) 20 kJ
b) 25 kJ
c) 40kJ
d) 45 kJ
e) 60 kJ
28.(Cesgranrio-RJ) Considere:
∆H de formação do CO2(g) = - 94,1 kcal
∆H de formação de H2O (I) = -68,3 kcal
∆H de formação da sacarose = -531,5 kcal
Assim, a energia liberada, em kcal, pela oxidação de 1 mol de 
sacarose, segundo o processo:
C12H22O11 + 12 O2(g) → 12CO2(g) + 11H2O(I)
Será:
a) 531,5
b) 751,3
c) 1 349,0
d) 693,9
e) 1 129,2
29.(PUC-MG) A reação de combustão do benzeno está 
representada a seguir:
C6H6 + 15/2O2 → 6 CO2 + 3 H2O ∆H = -780 kcal
(Massa molar do C6H6 = 78 g mol
-1)
Na queima de 7,8 g do benzeno, a energia liberada será:
a) 0,78 kcal
b) 7,8 kcal
c) 78 kcal
d) 780 kcal
e) 7800 kcal
ENERGIA DE LIGAÇÃO
Energia de ligação é a energia absorvida na quebra de 1 
mol de ligações, no estado gasoso, a 25°C e 1 atm. Veja 
alguns exemplos:
a) 1 H – H(g) → H(g) + H(g) ∆H = + 436 kJ
 
A quebra de 1 mol de ligações H - H(g) absorve 436 kJ; 
dizemos, então, que sua energia de ligação é igual a + 
436 kJ/mol.
b) Cl – Cl(g) → Cl(g) + Cl(g) ∆H = +242,6 kJ
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termoquímica
Como a energia liberada é maior que a energia absorvida, 
essa reação é exotérmica (∆H < 0). O valor absoluto pode 
ser calculado pela diferença entre o maior e o menor valor 
de energia. No caso:
Valor maior - Valor menor
 863,6 678,6 = 185 kJ
Assim:
H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g) ∆H = - 185 kJ
ENTROPIA(S)
Entropia é a medida do grau de desordem de um 
sistema. É uma grandeza física que está relacionada 
com a Segunda Lei da Termodinâmica e que tende a 
aumentar naturalmente no Universo. A “desordem” não 
deve ser compreendida como “bagunça” e sim como 
a forma de organização das moléculas no sistema. O 
conceito de entropia às vezes é aplicado em outras 
áreas de conhecimento com esse sentido de desordem, 
que mais se aproxima do senso comum. Um exemplo 
simples para entender a desordem das moléculas em 
um sistema é o gelo que derrete. As moléculas no estado 
sólido estão mais próximas e têm menor possibilidade de 
movimentação, portanto elas estão mais organizadas. No 
entanto, na mudança para o estado líquido, as moléculas 
irão ganhar cada vez mais liberdade para se movimentar 
e com isso se tornarão cada vez mais desorganizadas. 
Essas mudanças de estado físico estão relacionadas 
com energia na forma de calor. Desse modo, a tendência 
natural é de aumentar a desordem das moléculas, o que 
significa um aumento da entropia. Podemos dizer então 
que nos sistemas: ΔS >0, onde S é entropia. Em resumo, 
teremos:
ΔS >0 - Sistema espontâneo
ΔS <0 – Sistema não espontâneo 
Unidade possível: Kcal / K.mol 
ENERGIA LIVRE DE GIBBS
A energia livre de Gibbs (ΔG) é uma grandeza que foi 
determinada pelo físico, matemático e químico norte-
americano Josiah Wliiard Gibbs no ano de 1883. Gibbs 
desenvolveu essa grandeza com o intuito de prever a 
espontaneidade de uma reação química.Gibbs descobriu 
que, quando uma reação química espontânea ocorre, 
parte da energia liberada (reação exotérmica) sempre 
é utilizada para reorganizar o sistema (reorganizar os 
átomos). Essa parte de energia depende da temperatura 
(T) e do nível de desorganização dos átomos (ΔS).A partir 
disso, Gibbs concluiu que a entalpia (energia liberada 
durante a reação), a entropia e a temperatura são os 
fatores determinantes para prever a espontaneidade 
de uma reação.Assim, podemos definir a energia livre 
de Gibbs (ΔG) como a energia útil (Trabalho), de um 
sistema que resulta da diferença entre a entalpia e a 
entropia (esta multiplicada pela temperatura), o que 
resulta na seguinte equação matemática:
ΔG = ΔH – T. ΔS
Unidades da energia livre de Gibbs
• Joule (J), Quilojoule (KJ) 
• Caloria, Quilocaloria (Kcal) 
Resumo:
ΔG>0 reação não espontânea
ΔG<0 reação espontânea
ΔG=0 reação em equilíbrio
TESTES
30. Dadas as energias de ligação em kcal/mol:
H – H ................. 104
Br – Br ............... 46
H – Br ................ 87
Podemos prever que o valor de ∆H para o processo:
H2(s) + Br2(g) → 2 HBr
Será igual a:
a) –12 kcal/mol de HBr.
b) –24 kcal/mol de HBr.
c) +12 kcal/mol de HBr.
d) +24 kcal/mol de HBr.
e) 324 kcal/mol de HBr.
31.(Fatec-SP) Calcule a energia envolvida na reação:
2 HI(g) + Cl2(g) → I2(g) + 2 HCl (g)
Expresse o resultado em kcal/mol de HI(g) 
Indique se a reação é exotérmica ou endotérmica. 
Dados: Tipo de ligação Energia de ligação (Kcal/mol)
H – Cl 103
H – I 71
Cl – Cl 58
I – I 36
32.(MACK-SP) Calcule a variação de entalpia na reação 2 
HBr(g) + Cl2(g) → 2 HCl (g) + Br2(g) 
conhecendo as seguintes energias de ligação (todas nas 
mesmas condições de pressão e temperatura):
H – Br 87,4 kcal/mol
Cl – Cl 57,9 kcal/mol
H – Cl 103,1 kcal/mol
Br – Br 46,1 kcal/mol
a) + 232,7 kcal
b) –149,2 kcal
c) +19,6 kcal
d) +145,3 kcal
e) –19,6 kcal
9Química D - Apostila 02
química d
apostila 02termoquímica
33.(ENEM) Considere as supostas variações de entropia (ΔS) 
nos processos abaixo:
I. cristalização do sal comum (ΔS > 0)
II. sublimação da naftalina (naftaleno) (ΔS > 0)
III. mistura de água e álcool (ΔS < 0)
IV. ferro (s) ferro (l) (ΔS > 0)
V. ar ar comprimido (ΔS < 0)
As variações de entropia indicadas nos processos que estão 
corretas são: 
a) I, III e IV. 
b) III, IV e V.
c) II, III e V.
d) I, II e IV.
e) II, IV e V.
34. Metano, o principal componente do gás natural, é um 
importante combustível industrial. A equação balanceada 
de sua combustão está representada na figura adiante. 
Consideram-se, ainda, as seguintes energias de ligação, em 
kJmol -1:
E(C – H) = 416
E(C = O) = 805
E(O = O) = 498
E(O – H) = 464
Utilizando-se os dados anteriores, pode-se estimar que a 
entalpia de combustão do metano, em kJmol -1, é:
a) -2660
b) -806
c) -122
d) 122
e) 806
35.(UFPR) A variação da energia livre de Gibbs, é ∆G, é 
negativa para processos espontâneos e pode ser calculada 
pela expressão: ∆G = ∆H - T∆S. Aplicando a expressão acima, 
é correto afirmar:
01) Se ∆H<0 e ∆S>0, o processo será exotérmico e 
necessariamente espontâneo.
02) Se ∆H>0 e ∆S>0, o processo será endotérmico e poderá 
ser espontâneo ou não, dependendo dos valores de∆H, ∆S 
e T.
04) Se ∆H<0 e ∆S<0, o processo será exotérmico e poderá 
ser espontâneo ou não, dependendo dos valores de ∆H, 
∆S e T.
08) Na equação acima, a temperatura T terá sempre um valor 
positivo, pois corresponde à temperatura termodinâmica do 
sistema.
16) Se ∆H>0 e ∆S<0, o processo será endotérmico e 
necessariamente espontâneo.
(UFPR) As questões 36 e 37 estão relacionadas com as 
informações a seguir.
 →compressão
 →compressão
Considere o diagrama de entalpia a seguir, no qual os 
coeficientes se referem a mols. Por exemplo, deve-se ler Na(g) 
+ ½ Cl2(g) como “1 mol de átomos de sódio no estado gasoso 
e ½ mol de moléculas de cloro no estado gasoso”. Dados: 
massas molares: 11Na= 23g; 17Cl= 35,5g
Observe o gráfico abaixo.
36. Com relação às informações acima, é correto afirmar:
01) A entalpia da ligação do Cl - Cl é igual a + 28,9 kcal mol
-1.
02) A transferência de um elétron de um orbital 3s do átomo 
de sódio no estado gasoso para um orbital 3p do átomo de 
cloro no estado gasoso libera energia.
04) A sublimação de 23 g de sódio metálico consome 26,0 kcal.
08) ∆H3 é a primeira energia de ionização do sódio.
16) A variação da entalpia envolvida na transformação de 1 mol 
de átomos de cloro no estado gasoso em um mol de íons 
cloreto no estado gasoso é dada por ∆H4.
37. Com relação às informações acima, é correto afirmar:
01) No diagrama estão representados os processos de quebra 
ou formação de pelo menos três tipos de ligações químicas: 
covalente, iônica e metálica.
02) ∆H6 = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 + ∆H4 + ∆H5.
04) A energia necessária para formar 1 mol deíons cloreto e 1 
mol de íons sódio, ambos no estado gasoso, a partir de 1 mol 
de cloreto de sódio sólido, é igual a +183,8 kcal.
08) A variação da entalpia da reação NaCl(s) → Na(s) + ½ Cl2(g) 
é igual a –98,2 kcal.
16) A formação de 1 mol de íons sódio e 1 mol de íons cloreto, 
ambos no estado gasoso, a partir de sódio metálico e gás cloro, 
é um processo exotérmico.
38. Considere esta reação abaixo. Qual das afirmações 
propostas a seguir é a correta?
C(grafite) + 2 O2(g) → CO2(g) ΔH < 0 e ΔS < 0
a) não é espontânea, no caso de | ΔH | > | T.ΔS |.
b) sempre é espontânea, independentemente da temperatura.
c) é espontânea apenas se | ΔH | > | T.ΔS |.
d) nunca é espontânea, independentemente da temperatura.
e) está sempre em equilíbrio, independentemente da 
temperatura.
10
química d
apostila 02
Química D - Apostila 02
termoquímica
39. O óxido de cálcio pode ser obtido a partir da combustão do 
cálcio metálico de acordo com a equação:
Ca(s) + 1/2O2(g) → CaO(s)
Considere que a formação do óxido de cálcio é espontânea e 
que, para a reação acima, ΔHo = –800 kJ mol–1 e ΔSo = –240 
J K–1mol–1. Determine o valor da temperatura, em Kelvin, 
para que essa reação deixe de ser espontânea.
a) 555,55 K
b) 222,22 K
c) 111,11 K
d) 333,33 K
e) 444,44 K
40.(UNIMONTES) A energia livre de Gibbs (G) é uma grandeza 
termodinâmica cuja variação (ΔG) corresponde à máxima 
energia útil possível de ser retirada do sistema. Ela pode ser 
usada para prever a espontaneidade ou não do processo por 
meio da expressão ΔG = ΔH-T.ΔS, em que T.ΔS corresponde 
à energia para organizar o processo, e ΔH, à variação de 
entalpia. A uma mesma temperatura e pressão, têm-se os 
valores termodinâmicos a seguir para quatro reações químicas.
Todas as reações são espontâneas, EXCETO a
a) II.
b) IV.
c) III.
d) I.
e) I,II
41.(Enem-2017): O ferro é encontrado na natureza na forma 
de seus minérios, tais como a hematita (α-Fe2 O3), a magnetita 
(Fe3O4) e (FeO). Na siderurgia, o ferro-gusa é obtido pela 
fusão de minérios de ferro em altos fornos em condições 
adequadas. Uma das etapas nesse processo é a formação de 
monóxido de carbono. O CO (gasoso) é utilizado para reduzir 
o FeO (sólido), conforme a equação química:
 
FeO (s) + CO (g) → Fe (s) + CO2(g)
Considere as seguintes equações termoquímicas:
Fe2O3 (s) + 3 CO (g) → 2 Fe (s) + 3 CO2 (g) ΔrH = -25 
kJ/mol de Fe2O3
3 FeO (s) + CO2 (g) → Fe3O4 (s) + CO (g) ΔrH = -36 
kJ/mol de CO2
2 Fe3O4 (s) + CO2 (g) → 3 Fe2O3 (s) + CO (g) ΔrH = +47 
kJ/mol de CO2 
O valor mais próximo de ΔrH , em kJ/mol de FeO, para a 
reação indicada do FeO (sólido) com o CO (gasoso) é:
a) -17
b) -25
c) -36
d) 40
e) 50
42.(Enem-2015): O aproveitamento de resíduos florestais vem 
se tornando cada dia mais atrativo, pois eles são uma fonte 
renovável de energia. A figura representa a queima de um bio-
óleo extraído do resíduo de madeira, sendo ΔH1 a variação 
de entalpia devido à queima de 1g desse bio-óleo, resultando 
em gás-carbônico e água líquida, e ΔH2 a variação de entalpia 
envolvida na conversão de 1g de água no estado gasoso para 
o estado líquido.
A variação de entalpia em kJ, para a queima de 5g 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
43. 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 (ΔH025) do metano, 
do butano e do octano. À medida que aumenta a consciência 
sobre os impactos ambientais relacionados ao uso da energia, 
cresce a importância de se criar políticas de incentivo ao uso 
de combustíveis mais eficientes. Nesse sentido, considerando-
se que o metano, o butano e o octano sejam representativos do 
gás natural, do gás liquefeito de petróleo (GLP) e da gasolina, 
respectivamente, então, a partir dos dados fornecidos, é 
possível concluir que, do ponto de vista da quantidade de calor 
obtido por mol de CO2 gerado, a ordem crescente desses três 
combustíveis é:
11Química D - Apostila 02
química d
apostila 02termoquímica
Quadro com entalpias-padrão das substâncias (Foto: 
Reprodução/ENEM).
a) gasolina, GLP e gás natural.
b) gás natural, gasolina e GLP.
c) gasolina, gás natural e GLP.
d) gás natural, GLP e gasolina.
e) GLP, gás natural e gasolina.
44. Veja a entalpia-padrão de formação, em KJ.mol-1 e a 25°C, 
de algumas substâncias:
CH4(g) -74,8
CHCl3(l) - 134,5
HCl(g) - 92,3
Se realizarmos a reação de cloração do metano, qual será o 
valor da variação da entalpia do processo?
CH4(g) + 3Cl2(g) → CHCl3(l) + 3HCl(g)
a) -115,9 KJ.mol-1
b) 186,3 KJ.mol-1
c) -376,2 KJ.mol-1
d) -336,6 KJ.mol-1
e) 148,5 KJ.mol-1
45. (UERJ) O alumínio é utilizado como redutor de óxidos, no 
processo denominado de aluminotermia, conforme mostra a 
equação química:
8 Al(s) + 3 Mn3O4(s) → 4 Al2O3(s) + 9Mn(s)
Observe a tabela:
Segundo a equação acima, para a obtenção do Mn(s), a 
variação de entalpia, na temperatura de 298 K, em KJ, é de:
a) -282,5
b) -2515,3
c) -3053,1
d) -10827,1
46.(PUC-MG) O fenol (C6H5OH) é um composto utilizado 
industrialmente na produção de plásticos e corantes. Sabe-se 
que sua combustão total é representada pela equação abaixo 
e que as entalpias de formação do CO2(g) e H2O(g) valem, 
respectivamente: –395kJ/mol e –286kJ/mol a 25ºC e 1 atm. A 
entalpia de formação do fenol, a 25ºC e a 1 atm, em kJ/mol, é 
igual a:
C6H5OH(l) + 7O2(g) → 6CO2(g) + 3H2O(g)ΔH= -3054KJ/mol
a) – 174,0
b) – 2373,0
c) + 174,0
d) + 2373,0
e) + 3200
47. 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”:
Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g) ∆H = -25 kJ
3 FeO(s) + CO2(g) → Fe3O4(s) + CO(g) ∆H = -36 kJ
2 Fe3O4(s) + CO2(g) → 3 Fe2O3(s) + CO(g) ∆H = +47 kJ
a) -17 kJ.
b) +14 kJ.
c) -100 kJ.
d) -36 kJ.
e) +50 kJ.
48. Dadas as seguintes equações termoquímicas:
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(ℓ) ∆H = -571,5 kJ
N2O5(g) + H2O(ℓ) → 2 HNO3(ℓ) ∆H = -76,6 kJ
½ N2(g) + 3/2 O2(g) + ½ H2(g) → HNO3(ℓ) ∆H = -174,1 kJ
Baseado nessas equações, determine a alternativa correta a 
respeito da formação de 2 mols de N2O5(g) a partir de 2 mols 
de N2(g) e 5 mols de O2(g):
a) libera 28,3 kJ
b) absorve 28,3 kJ.
c) libera 822,2 kJ.
d) absorve 822,2 kJ.
e) absorve 474 ,0 kJ.
49. Dadas as equações:
Fe2O3(s) + 3 C(grafite) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g) ΔH0 = +489 kJ
FeO(s) + C(grafite) → Fe(s) + CO(g) ΔH0 = +155,9 kJ
C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH0 = -393 kJ
CO(g) + ½ O2(g)→ CO2(g) ΔH0 = -282,69 kJ
Calcule o valor de ΔH0 para a reação:
Fe(s) + ½ O2(g)→ FeO(s)
a) -266,21 kJ.
b) +266,21 kJ.
c) -30,79 kJ.
12
química d
apostila 02
Química D - Apostila 02
termoquímica
d) +222,79 kJ.
e) -222,79 kJ.
50.(UNCISAL) No processo de Haber-Bosch, a amônia é 
obtida em alta temperatura e pressão, utilizando ferro como 
catalisador. Essa amônia tem vasta aplicação como fonte 
de nitrogênio na fabricação de fertilizante e como gás de 
refrigeração. Dadas as energias de ligação, H – H→ 436 kJ/
mol, N≡ N→ 944 kJ/mol e H – N → 390 kJ/mol, a entalpia de 
formação de 1 mol de amônia é:
 
a) –88 kJ/mol.
b) –44 kJ/mol.
c) +44 kJ/mol.
d) +88 kJ/mol.
e) +600 kJ/mol.
51.(UNICESUMAR-SP) A ligação covalente que mantém os 
átomos de nitrogênio e oxigênio unidos no óxido nítrico, NO, 
não é explicada pela regra do octeto, mas a sua energia de 
ligação pode ser calculada a partir dos dados fornecidos 
abaixo. A partir dessas informações, é possível concluir que a 
energia de ligação entre os átomos de nitrogênio e oxigênio no 
óxido nítrico é:
Dados:
Energia de ligação N≡N: 950 kJ.mol–1;
Energia de ligação O=O: 500 kJ.mol–1;
Entalpia de formaçãodo NO: 90 kJ.mol–1.
 
a) 90 kJ.mol–1.
b) 680 kJ.mol–1.
c) 765 kJ.mol–1.
d) 1360 kJ.mol–1.
e) 1530 kJ.mol–1.
52.(Mackenzie-SP) O gás propano é um dos integrantes do 
GLP (gás liquefeito de petróleo) e, dessa forma, é um gás 
altamente inflamável. Abaixo está representada a equação 
química de combustão completa do gás propano.
 
Na tabela, são fornecidos os valores das energias de ligação, 
todos nas mesmas condições de pressão e temperatura da 
combustão.
Assim, a variação de entalpia da reação de combustão de um 
mol de gás propano é igual a:
a) – 1670 kJ.
b) – 6490 kJ.
c) + 1670 kJ.
d) – 4160 kJ.
e) + 4160 kJ.
53.(UFRGS) A reação de cloração do metano, em presença de 
luz, é mostrada abaixo.
 
Considere os dados de energia das ligações abaixo?
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.
54.(IF Sudeste de Minas/2012) - A combustão, desde que 
foi descoberta pelos povos primitivos, tem servido a muitos 
interesses das sociedades humanas. Sua utilização na 
transformação de substâncias e no processo de aquecimento 
favoreceu o grande avanço das sociedades. Considere 
a combustão do eteno representado pela equação não 
balanceada abaixo: Dados os valores de entalpia de ligação, 
marque a alternativa que apresenta o valor da combustão de 
8,4g de eteno: 
CH2CH2 + O2 —-> CO2 + H2O 
Ligação ∆Hº (kJ/mol) 
C – H 413 
C – C 347 
C = C 614 
O = O 469 
C = O 804 
H – O 464 
A) 1399 kJ/mol 
B) 419,7 kJ/mol 
C) 199 kJ / mol 
D) 59,7 kJ/ mol 
E) 11751,6 kJ/mol
55.(PUC - RJ-2007) A combustão completa do etino (mais 
conhecido como acetileno) é representada na equação abaixo. 
Assinale a alternativa que indica a quantidade de energia, 
na forma de calor, que é liberada na combustão de 130 g de 
acetileno, considerando o rendimento dessa reação igual a 
80%. a: Dado: Ma (g/mol): H = 1, O = 16, C = 12
C2H2(g) + 2,5O2(g) 2CO2(g) + H2O(g) ∆H = -1.255 kJ 
a) -12.550 kJ 
b) - 6.275 kJ 
c) - 5.020 kJ 
d) - 2.410 kJ
e) +2588
15Química D - Apostila 02
química d
apostila 02cinética
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
2° Ex: Gráfico da reação endotérmica.
A entalpia dos reagentes (Hr) é insuficiente para que o 
choque entre as moléculas seja efetivo, com rompimento 
das ligações. É necessário alcançar o complexo ativado, 
recebendo a energia de ativação (Ea).
Ao formar as moléculas que constam do produto da 
reação, a energia cai, ficando, neste caso, reação 
endotérmica, com a entalpia dos produtos (Hp) maior que 
a entalpia dos reagentes (Hr).
TESTES
56.(FPM-PR) Consomem-se 5 mols de NH3 em 50 minutos na 
seguinte reação de análise em um recipiente de 2 litros: 2 NH3 
→ N2 + 3H2
Calcule a velocidade de consumo de NH3 em mols /L.h:
57.(UFPR) Tomando por base o exercício anterior, qual a 
velocidade da reação?
a) Em relação a formação do N2?
b) Em relação a formação de H2?
58. A produção de trióxido de enxofre durante a combustão de 
carvão em usinas termoelétricas (sistema aberto ao ar) causa 
problemas ambientais relacionados com a chuva ácida. Esta 
reação para a produção de trióxido de enxofre, na presença de 
óxido de nitrogênio, é descrita pelo mecanismo a seguir:
2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g) 
2 NO2(g) + 2 SO2(g) → 2 SO3(g) + 2 NO(g) 
2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g) (reação global)
Qual dos gráficos abaixo melhor representa a concentração 
molar (eixo das ordenadas) das principais espécies envolvidas 
na produção de trióxido de enxofre em função do tempo (eixo 
das abcissas)?
59.(UFMG) A velocidade de decomposição do óxido de 
nitrogênio pode ser representada pela equação:
N2O5 → N2O4 + ½ O2
Foi estudada a 35°C , sendo obtidos os seguintes dados:
Calcule a velocidade média da reação no intervalo de tempo 
360 – 540 segundos, em moles/1.h.
60. Assinale as afirmativas corretas:
01) Todas as colisões intermoleculares resultam em reação 
química.
02) O aumento da energia da colisão favorece a reação.
04) Em geral, uma reação rápida tem energia de ativação 
baixa.
08) A oxidação de uma barra de ferro em contato com o ar 
atmosférico é uma reação instantânea.
16) O produto intermediário de uma reação química chama-se 
de complexo ativado
61. Na reação 2HI → H2 + I2, observou-se a seguinte variação 
na quantidade de HI em função do tempo.
A velocidade média desta reação, no intervalo de 10 a 15 
minutos, será:
a) 0,007 mols/min
b) 0,7 mols / min
c) 1,4 mols / min
d) 2 mols / min
e) 0,0035 mols / min
16
química d
apostila 02
Química D - Apostila 02
cinética
62. Em fase gasosa NO2 + CO → CO2 + NO
NO2 e CO são misturados em quantidades equimolares. Após 
50 segundos a concentração de CO2 é igual a 1,50×10 
–2 mol/L. 
A velocidade média dessa reação, em mol/(L.s), é:
a) 1,50 × 10 -2
b) 7,5 × 10 -3
c) 3,0 × 10 –3
d) 3,0 × 10 -4
e) 6,0 × 10 –4
63.(OSEC-SP) A velocidade média da reação N2 + 3H2 → 
2NH3 , vale 2 mols / minuto. A velocidade média em função 
hidrogênio vale:
a) 6 mols / minuto
b) 3 mols / minuto
c) 2 mols / minuto
d) 0,5 mols / minuto
e) 5 mols / minuto
64. X + 2Y → Z
Na reação acima equacionada observou-se a variação na 
concentração de X em função do tempo, segundo a tabela a 
seguir:
No intervalo de 4 a 6 minutos, a velocidade média da reação 
em mol/litro.min., é:
a) 0,010
b) 0,255
c) 0,005
d) 0,100
e) 0,200
65.(U.F.S.Carlos-SP) Assinale as afirmativas corretas:
01) Quanto maior a eficiência das colisões moleculares entre 
os reagentes, mais rápida é a reação.
02) O aumento da energia de colisão favorece a reação.
04) Em geral, uma reação rápida tem energia de ativação 
baixa.
08) Todas as colisões intermoleculares resultam em reação 
química.
16) Quanto maior o número de moléculas reagentes ativadas, 
maior será a velocidade de reação.
66.(FAC. TECNOLÓGICA-SP) Sabe-se que a água oxigenada, 
na presença da luz, sofre uma decomposição, de acordo com a 
seguinte equação: 2 H2O2 → 2 H2O + O2
Supondo que se forme oxigênio na razão de 3,2 g/min, a 
velocidade da reação em função da água oxigenada, em 
mols/h será de:
a) 384
b) 192
c) 32
d) 12
e) 6
67.(FUND.CARLOS CHAGAS-PR) As reações com baixa 
energia de ativação são:
a) Exotérmicas
b) Endotérmicas
c) Fotoquímicas
d) Lentas
e) Rápidas
68.(PUC-MEDICINA-SP) De acordo com o diagrama abaixo, 
podemos dizer que:
a) ∆H > 0, reação endotérmica
b) ∆H < 0, reação endotérmica
c) ∆H > 0, reação exotérmica
d) ∆H < 0, reação exotérmica
e) Não há dados suficientes.
69. (UFPR) De acordo com o gráfico:
01) A formação de AB a partir de A e B é um processo 
endotérmico.
02) A variação da entalpia na reação AB → A + B é de: ∆H = 
-40 Kcal / mol.
04) É de 46 Kcal/mol a energia de ativação da reação A + B 
→ AB.
08) A energia de ativação da reação AB → A + B é de 40 Kcal/
mol.
16) A variação de entalpia na reação AB → A + B é de: ∆H = 
+ 40 kcal/mol.
32) A energia de ativação da reação AB → A + B é de 6 Kcal/
mol.
70.(FAC. MED. DANTA CASA-SP - Modificada) Se o diagrama 
abaixo se refere a uma reação exotérmica.
01) Na posição I estão os reagentes.
17Química D - Apostila 02
química d
apostila 02cinética
02) Na posição II estão os produtos.
04) Na posição III está o complexo ativado.
08) A energia de ativação da reação direta é menor do que na 
reação inversa.
16) Na posição III estão os reagentes da reação direta.
32) Na posição II está o complexo ativo. Some as alternativas 
corretas.
71.(E.SUP. UBERABA) Considere os diagramas de energia 
abaixo, onde os reagentes estão representados por R e os 
produtos por P. Qual deles indica a reação R → P que apresenta 
a menor energia de ativação?
72.(FUND. CARLOS CHAGAS-LONDRINA-PR) Considere:
reagentes → complexo ativado → produtos
 ▪ Er = energia dos reagentes
 ▪ Ec = energia do complexo ativado
 ▪ Ep = energia dos produtos
A energia de ativação para a reação em questão é igual a:
a) Ep - Er
b) Ep + Er
c) Ec - Er
d) Ec + Er
e) Ec + Ep73.(U.F. PELOTAS-RS) Uma reação química é exotérmica 
quando:
a) O número de ligações que se rompem excede o número de 
ligações que se formam.
b) O número de ligações que se formam excede o número de 
ligações que se rompem.
c) Reagentes e produtos estão no estado padrão.
d) A entalpia dos produtos é menor do que a dos reagentes.
e) A entalpia dos produtos é maior do que a dos reagentes.
74.(U.F. OURO PRETO-MG-Modificada) O gráfico representa 
as energias envolvidas na reação entre os elementos A e B 
para formar o produto C.
A(s) + B(s) → C(s)
Some as alternativas corretas, de acordo com o diagrama.
01) A reação entre A e B é exotérmica.
02) R representa a energia de ativação necessária para que a 
reação entre A e B ocorra.
04) A energia de ativação da reação inversa é maior que a 
energia da reação direta
08) T representa a variação de entalpia da reação entre A e B.
16) X representa a energia total liberada durante a reação 
entre A e B.
75.(U.F.SÃO CARLOS-SP) Os gráficos:
R
Em que: R = Reagentes
 P = Produtos
 E = Entalpia
Representam, respectivamente, reações:
a) Exotérmica com energia de ativação e endotérmica sem 
energia de ativação.
b) Endotérmica sem energia de ativação e endotérmica com 
energia de ativação.
c) Exotérmica sem energia de ativação e endotérmica com 
energia de ativação.
d) Endotérmica com energia de ativação e endotérmica sem 
energia de ativação.
e) Exotérmica sem energia de ativação e exotérmica com 
energia de ativação.
76.(ENEM): A minimização do tempo e custo de uma reação 
química, bem como o aumento na sua taxa de conversão, 
caracterizam a eficiência de um processo químico. Como 
consequência, produtos podem chegar ao consumidor 
mais baratos. Um dos parâmetros que mede a eficiência de 
uma reação química é o seu rendimento molar (R, em %), 
definido comoR=nproduto/ nreagentelimitante⋅100, em que n 
corresponde ao número de mols. O metanol pode ser obtido 
pela reação entre brometo de metila e hidróxido de sódio, 
conforme a equação química abaixo. O rendimento molar da 
reação, em que 32 g de metanol foram obtidos a partir de 
142,5 g de brometo de metila e 80 g de hidróxido de sódio, é 
mais próximo de: As Dado: massas molares (em g/mol) desses 
elementos são: H = 1; C = 12; O = 16; Na = 23; Br = 80.
CH3Br + NaOH ⟶ CH3OH + NaBr
A) 22%.
B) 40%.
C) 50%.
D) 67%.
E) 75%.
77.(ENEM): O mel contém uma mistura complexa de 
carboidratos, enzimas, aminoácidos, ácidos orgânicos, 
minerais etc. O teor de carboidratos é de cerca de 70% da 
sua massa, sendo a glicose e a frutose os açúcares em maior 
18
química d
apostila 02
Química D - Apostila 02
cinética
a) aumenta.
b) não se altera.
c) duplica.
d) diminui.
e) nda.
79.(ITA SP) Uma certa reação química é representada 
pela equação abaixo, onde “A”, “B” e “C” significam as 
espécies químicas que são colocadas para reagir. Verificou-
se experimentalmente, em uma certa temperatura, que a 
velocidade dessa reação quadruplica com a duplicação 
da concentração da espécie “A”, mas não depende das 
concentrações das espécies “B” e “C”. Assinale a opção 
que contém, respectivamente, a expressão CORRETA da 
velocidade e o valor CORRETO da ordem da reação.
2A(g) + 2B(g) → C(g)
a) v = k[A]2.[B]2 e 4
b) v = k[A]2.[B]2 e 3
c) v = k[A]2.[B]2 e 2
d) v = k[A]2 e 4
e) v = k[A]2 e 2
FATORES QUE ALTERAM A 
VELOCIDADE DAS REAÇÕES
Influência da temperatura
Numa mesma temperatura, as moléculas dos reagentes 
têm a mesma energia cinética média.
Isso não significa que todas as moléculas tenham a 
mesma energia cinética.
Uma elevação de temperatura aumenta a energia 
cinética média das moléculas. Assim, consideradas duas 
temperaturas diferentes T1 e T2, sendo T2 > T1, temos o 
seguinte gráfico:
Efeito da temperatura na energia cinética das partículas.
EM = energia cinética média na temperatura T1.
Em = energia cinética média na temperatura T2.
O gráfico mostra que na temperatura T2(T2 > T1) o número 
de moléculas dos reagentes com energia cinética superior 
à energia de ativação é muito maior que na temperatura T1.
proporção. A sua acidez é atribuída à ação da enzima glucose 
oxidase, que transforma a glicose em ácido glucônico e H2O2.
Abaixo temos a equação química de decomposição do peróxido 
de hidrogênio, na qual temos a formação de água líquida e 
oxigênio gasoso. Utilizando os dados da tabela fornecida, 
calcule a velocidade média de decomposição do peróxido de 
hidrogênio entre 0 e 10 minutos.
H2O2(aq) → H2O(l) + 1/2 O2(g)
 
a) 2.10-4 mol.L–1.s–1
b) 3.10-4 mol.L–1.s–1
c) 4.10-4 mol.L–1.s–1
d) 5.10-4 mol.L–1.s–1
e) 3.10-2 mol.L–1.s–1
78.(Unimontes) Considere a reação Abaixo. Em um laboratório, 
a concentração de cloreto de butila foi medida conforme a 
reação se processava, como apresentado na tabela. À medida 
que a reação se processa, pode-se afirmar que a taxa ou a 
velocidade média dessa reação:
C4H9Cl(aq) + H2O(l) → C4H9OH(aq) + HCl(aq)
Conclusão: 
Na temperatura T2, há maior número de colisões efetivas 
do que na temperatura T1, e, conseqüentemente, a 
velocidade da reação na temperatura T2 é maior do que 
na temperatura T1.
Sendo:
V1= velocidade da reação na temperatura T1.
V2 = velocidade da reação na temperatura T2.
T2 > T1 → V2 > V1
Regra de Van’t Hoff
Uma elevação de 10°C na temperatura, duplica a 
velocidade das reações.
T0 = 0°C → V0
T2 = 10°C → 2V0
 
T2 = 20°C → 4V0
 
Regra de Van’t Hoff é aproximada e muito limitada.
20
química d
apostila 02
Química D - Apostila 02
cinética
Catalisador
1) Catálise: é toda reação da qual participa um catalisador.
2) Catalisador: é qualquer substância que altera a 
velocidade de uma reação sem sofrer qualquer alteração 
permanente na sua quantidade e composição. 
1°) O catalisador altera a velocidade da reação.
2°) O catalisador não sofre ação permanente.
3°) O catalisador não sofre alteração em quantidade.
4°) O catalisador pode agir em proporções mínimas.
E’a = energia de ativação para reação sem catalisador.
E’a = energia de ativação para reação com catalisador.
 
Como o próprio abaixamento da curva nos indica, o 
catalisador age tanto na reação direta como na reação 
inversa. É por isso que, em reações reversíveis, o 
catalisador não altera o ponto de equilíbrio, embora nos 
permita o equilíbrio mais rapidamente.
ATENÇÃO! 
A presença do catalisador não altera a 
entalpia da reação.
Ordem de reação
 ▪ Ordem de Reação: é a soma dos confluentes.
Ex.: v = k [N2] . [H2]3 → ordem de reação é 4
 ▪ Ordem da substância: seu coeficiente individual
Ex.: v = k [N2] . [H2]3 → ordem de N2 é 1
 → ordem de H2 é 3
TESTES
80. (FAC. EVANGÉLICA DE MEDICINA-PR) Fazem-se as 
afirmações abaixo.
I) Todas as colisões moleculares entre quaisquer gases 
diferentes levam à reação química.
II) A colisão molecular é efetiva se tiver orientação adequada e 
se estiver provida de um mínimo de energia.
III) A energia mínima de que as moléculas necessitam para 
reagir por colisão chama-se energia de ativação, que pode 
ser baixada pelo uso de um catalisador.
IV) Em processos que apresentam duas ou mais etapas, 
a velocidade de reação é determinada pela etapa mais 
rápida, por requerer maior energia de ativação.
V) A energia de ativação de uma reação depende da natureza 
das substâncias reagentes.
Assinale:
a) Se somente a II, a III e a V estiverem corretas.
b) Se somente a I estiver correta.
c) Se somente a III e a IV estiverem corretas.
d) Se somente a V estiver correta.
e) Se somente a II, a III, a IV e a V estiverem corretas.
81. (UFPR) Observe o diagrama de entalpia representado a 
seguir.
Explique porque esta transformação, realizada pelo organismo 
humano quando o suor evaporado, constitui a base do sistema 
de refrigeração através do qual o corpo humano se desfaz do 
excesso de energia térmica.
82. (UFPR) Os seguintes dados foram coletados para a reação 
do brometo de t-butila, (CH3)3 CBr, com o íon hidróxido, OH
–, 
a 55°C.
Em relação a esta reaçãoe aos dados coletados, é correto 
afirmar que:
01) A reação é de primeira ordem em relação ao brometo de 
t-butila.
02) A reação é de primeira ordem em relação ao íon hidróxido.
21Química D - Apostila 02
química d
apostila 02cinética
04) A lei de velocidade para esta reação é expressa por v = K 
[(CH3)3CBr] [OH
-].
08) A constante de velocidade K para esta reação é igual a 1 
x 10-2 s-1.
16) Ao se duplicarem as concentrações molares do (CH3)3 CBr 
e do OH-, a velocidade da reação quadruplica.
32) A velocidade da reação independe da concen-tração molar 
do íon hidróxido.
83. Assinale as alternativas corretas:
01) Em geral, a velocidade de reações diminui com uma 
diminuição de temperatura.
02) A velocidade de uma reação pode ser aumentada, 
aumentando-se as concentrações dos reagentes.
04) A velocidade de uma reação é determinada pela velocidade 
da etapa mais rápida do mecanismo.
08) Os sólidos, quando reagentes, tornam as reações 
extremamente rápidas.
16) Em geral, uma reação rápida tem energia de ativação alta.
32) A subdivisão de um sólido aumenta a veloci-dade de suas 
reações.
84. (PUC-SALVADOR-BA) A afirmação:
É possível aumentar a velocidade das reações químicas, 
aplica-se:
a) A qualquer reação química.
b) Apenas a reações exotérmicas.
c) Apenas a reações de oxirredução.
d) Apenas a reações de precipitação.
e) Apenas a reações que produzem gases.
 
85. A equação: 2A + B → PRODUTOS representa uma 
determinada reação química que ocorre no estado gasoso. A 
lei de velocidade para esta reação depende da concentração 
de cada um dos reagentes, e a ordem parcial desta reação 
em relação a cada um dos reagentes é igual aos respectivos 
coeficientes estequiométricos. Seja v1 a velocidade da 
reação quando a pressão parcial de A e B é igual a pA e pB, 
respectivamente, e v2 a velocidade da reação quando essas 
pres-sões parciais são triplicadas.
A opção que fornece o valor CORRETO da razão v2/v1 é:
a) 1
b) 3
c) 9
d) 27
e) 81
86. A cocção de alimentos numa panela comum é feita 
aproximadamente a 100°C. Numa panela de pressão, a mesma 
cocção é feita à temperatura de 120°C. Nestas condições, 
o tempo de cocção que levará na panela de pressão será 
____________ vezes _______________.
a) 4, menor
b) 4, maior
c) 2, menor
d) 2, maior
e) n.d.a
87. (PUC-BELO HORIZONTE-MG) A reação -
2NO + H2 → N2 + H2O (Lenta)
N2O + H2 → N2H2O (Rápida)
Triplicando-se a pressão parcial do NO e mantendo-se 
constante a do H2, a velocidade da reação aumentará:
a) 6 vezes
b) 8 vezes
c) 9 vezes
d) 12 vezes
e) 18 vezes
88. (U.E.MARINGÁ-PR) Dada a reação química A + B → P, 
duplicando simultaneamente as concentrações de A e B e 
mantendo todos os fatores físicos constantes, a velocidade da 
reação:
a) Não irá se alterar.
b) Irá aumentar ou diminuir conforme a reação seja ou não 
reversível.
c) Torna-se quatro vezes maior.
d) Irá aumentar ou diminuir conforme a reação seja exotérmica 
ou endotérmica.
e) Irá dobrar.
89. (EFOA ALFENAS-MG) Entre as alternativas abaixo, 
assinalar a opção errada:
a) A luz influencia na velocidade das reações principalmente 
quando os reagentes são coloridos.
b) A concentração dos reagentes não afeta a velocidade de 
uma reação.
c) A energia de ativação de uma reação reversível é sempre 
menor para o lado exotérmico do sistema.
d) O zinco em pó reage com um ácido mais rapidamente do 
que o zinco em pedaços maiores.
e) A velocidade de uma reação depende o número de choques 
efetivos entre as partículas dos reagentes.
90. (PUC-SÃO PAULO-SP) Considere a reação expressa pela 
equação- 2AB(s) + 2C2(g) + D2(g) → 2 AC2(g) + 2BD(g) 
na qual é mantida a temperatura constante. Se a pressão 
parcial de C2(g) for reduzida à metade e a de D2(g) for duplicada, 
a velocidade da reação:
a) Permanecerá constante.
b) Ficará duas vezes menor.
c) Ficará quatro vezes maior.
d) Dependerá também da pressão parcial de AB.
e) Ficará duas vezes maior.
91.(U.F.VIÇOSA-MG) As seguintes experiências são realizadas 
sob a mesma temperatura e pressão:
I) 100 g de CaCO3 em grãos, do tamanho de feijão, são 
colocados em um bécker, contendo 5 litros de HCl 1M.
II) 100 g de CaCO3 em pó são colocados em um bécker, 
contendo 5 litros de HCl 2M.
III) 100 g de CaCO3 em pó são colocados em um bécker, 
contendo 5 litros de HCl 1M.
22
química d
apostila 02
Química D - Apostila 02
cinética
Pode-se afirmar que a velocidade de reação de CaCO3 com 
HCl é:
a) Maior na I e menor na II.
b) Maior na II e menor na I.
c) Maior na III e menor na I.
d) Maior na II e menor na III.
e) Igual para as três experiências.
92. A tabela a seguir mostra situações experimentais realizadas 
por um estudante sobre a reação:
Zn(s) + 2HCℓ (aq) → ZnCℓ2 (aq) + H2 (g) 
Assinale a experiência em que a reação entre o metal zinco e 
a solução de ácido clorídrico se processou com maior rapidez:
a) I
b) II
c) III
d) IV
e) V
93. Foram realizados quatro experimentos. Cada um deles 
consistiu na adição de solução aquosa de ácido sulfúrico de 
concentração 1 mol/L a certa massa de ferro. A 25°C e 1atm, 
mediram-se os volumes de hidrogênio desprendido em função 
do tempo. No final de cada experimento, sempre sobrou ferro 
que não reagiu. A tabela mostra o tipo de ferro usado em cada 
experimento, a temperatura e o volume da solução de ácido 
sulfúrico usado. O gráfico mostra os resultados. 
As curvas de 1 a 4 correspondem, respectivamente, aos 
experimentos.
a) 1-D; 2-C; 3-A; 4-B
b) 1-D; 2-C; 3-B; 4-A
c) 1-B; 2-A; 3-C; 4-D
d) 1-C; 2-D; 3-A; 4-B
e) 1-C; 2-D; 3-B; 4-A
94.(F. FED. ODONTO DIAMANTINA-MG) Analise as 
afirmações dadas a seguir e marque:
I) Um aumento de temperatura causa diminuição da energia de 
ativação das reações químicas.
II) Quanto maior o grau de divisão de um sólido, maior será a 
superfície de contato e por isso maior a velocidade com a qual 
reagirá.
III) A reação: H
+ + OH- → H2O deve ser mais lenta que a 
reação: CH4 + 2 O2 → CO2 + 2H2O.
a) Se somente I for correta.
b) Se somente II for correta.
c) Se somente III for correta.
d) Se somente I e II forem corretas.
e) Se todas forem corretas.
95. Determina-se experimentalmente que, a reação de 
dissociação térmica do HI(g) , a velocidade de reação é 
proporcional ao quadrado da concen-tração molar do HI. Se 
triplicarmos a concentração molar do HI, qual o aumento da 
velocidade da reação?
96.(PUC-SP) A reação N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) está se 
processando num recipiente fechado e em condições tais que 
sua velocidade obedece à equação V = K [N2] . [H2]3
Duplicando-se as concentrações molares do N2 e H2 e 
permanecendo todas as demais condições constantes iremos 
notar que o aumento da velocidade da reação será de:
97. Um congelador tem temperatura interna igual a -5°C, 
enquanto que a temperatura ambiente é de 25°C. Quantas 
vezes mais dura o alimento congelado que aquele mantido na 
temperatura ambiente?
98.(U.F.PELOTAS-RS Modificada) Sobre o catalisador 
podemos dizer:
01) É qualquer substância que toma parte numa reação química 
e aumenta sua velocidade.
02) É qualquer substância que, presente a uma reação 
química, modifica sua velocidade, mantendo-se inalterada, 
qualitativa e quantitativa.
04) É qualquer substância que, adicionada a uma reação 
química, aumenta ou diminui a velocidade de reação, 
podendo ou não alterar-se.
08) É qualquer substância que se forma durante uma reação 
química e que modifica a velocidade da mesma, na qual 
chamamos de autocatálise.
16) É qualquer substância que causa a diminuição da energia 
de ativação da reação e assim causa o aumento da 
velocidade da reação.
99.(PUC-RS Modificada) É importante dizer que um 
catalisador:
01) Altera a energia de ativação de uma reação química.
02) Altera o ponto de equilíbrio de uma reação reversível.
04) Altera a velocidade da reação.
08) Pode influir nas velocidades de reações diferentes.
16) Pode ser afetado por impurezas existentes nos reagentes.
23Química D - Apostila 02
química dapostila 02cinética
100. (F.M.ITAJUBÁ-MG) O catalisador aumenta a velocidade 
de uma reação química porque:
a) Diminui o valor de ∆H.
b) Diminui o valor de ∆F.
c) Diminui o valor da energia de organização, T∆S.
d) Diminui o valor da energia de ativação.
e) Diminui a energia potencial gravitacional.
101. Num laboratório, foram estudadas diversas experiências 
para a reação: 2H2(g) + 2NO(g) → N2(g) + 2 H2O(g) 
Com os resultados das velocidades iniciais obtidos, montou-se 
a seguinte tabela:
Baseando-se na tabela acima, podemos afirmar que a 
velocidade para a reação é:
a) v = K. [H2]
b) v = K. [NO]
c) v = K. [H2] . [NO]
d) v = K. [H2]
2 . [NO]
e) v = K. [H2] . [NO]
2
102. Uma certa reação química é representada pela equação: 
2A(g) + 2B(g) → C(g) onde “A” “B” e “C” significam as espécies 
químicas que são colocadas para reagir. Verificou-se 
experimentalmente numa certa temperatura, que a velocidade 
desta reação quadruplica com a duplicação da concentração 
da espécie “A”, mas não depende das concentrações das 
espécies “B” e “C”.
Assinale a opção que contém, respectivamente, a expressão 
CORRETA da velocidade e o valor CORRETO da ordem da 
reação:
a) v = k [A]2 [B]2 e 4;
b) v = k [A]2 [B]2 e 3;
c) v = k [A]2 [B]2 e 2;
d) v = k [A]2 e 4;
e) v = k [A]2 e 2.
103.(UFPR) Costuma-se representar a velocidade de um 
processo químico através de equações que tem a forma:v = 
K . [A]α. [B]α. [C]α . A reação de decomposição de peróxido de 
hidrogênio em presença de permanganato ocorre em meio 
ácido, tendo iodeto como catalisador.
A equação abaixo, não balanceada, representa esta equação:
Nos experimentos de 1 a 4, a velocidade desta reação foi 
estudada em função da variação das concentrações do [MnO4
-
], [H2O2] e do [I
-]. O quadro abaixo mostra os resultados obtidos:
Com base nas informações, é correto afirmar que:
01) A velocidade da reação independe da concentração do 
catalisador iodeto.
02) A velocidade da reação é diretamente proporcional à 
concentração de permanganato.
04) Se a concentração de H2O2 fosse triplicada, a velocidade 
da reação deveria aumentar 15 vezes.
08) Os valores α, β, У, que aparecem na equação de velocidade, 
são determinados experimentalmente e sempre coincidem 
com os valores dos coeficientes estequiométricos da reação 
em estudo.
104.(UFPR) No gráfico abaixo, estão representadas as 
concentrações, ao longo do tempo, de quatro substâncias A, B, 
C e D - que participam de uma reação hipotética.
A partir destas informações, é correto afirmar:
01) As substâncias A e B são reagentes da reação.
02) A velocidade de produção de C é menor que a velocidade 
de produção de A.
04) Transcorridos 50 s do início da reação, a concentração de 
C é maior que a concentração de B.
08) Nenhum produto se encontra presente no início da reação.
16) A mistura das substâncias A e D resulta na produção de B.
32) As substâncias A, B e D estão presentes no início da 
reação.
105. O óxido de nitrogênio (NO), um dos poluentes da 
atmosfera, pode ser formado durante a combustão dos veículos 
automotores. No diagrama de energia versus coordenada de 
reação, representado abaixo, o intervalo que corresponde ao 
∆H da reação é:
24
química d
apostila 02
Química D - Apostila 02
cinética
a) N
b) M
c) Q
d) O
e) P
106. (UFRGS/03) - No filme O Náufrago, o personagem teve de 
iniciar uma fogueira a partir do aquecimento de cascas secas 
de coco através do calor gerado pelo atrito de pedaços de 
madeira. Quimicamente, o atrito desses pedaços de madeira 
serve como:
a) entalpia inicial. 
b) catalisador. 
c) calor de combustão. 
d) inibidor. 
e) energia de ativação
107.(UFSM/03) - Para que ocorra uma reação química, é 
necessário que os reagentes entrem em contato, através de 
colisões, o que se chama Teoria das Colisões. Essa teoria 
baseia-se em que 
I - todas as colisões entre os reagentes são efetivas (ou 
favoráveis). 
II - a velocidade da reação é diretamente proporcional ao 
número de colisões efetivas (ou favoráveis). 
III - existem colisões que não são favoráveis à formação do 
produto. 
IV - maior será a velocidade de reação, quanto maior for a 
energia de ativação. 
Estão corretas 
a) apenas I, II e III. 
b) apenas II e III. 
c) apenas I e IV. 
d) apenas I, II e IV. 
e) apenas III e IV.
108.(Enem): Um químico realizou em laboratório alguns 
experimentos com o intuito de observar a velocidade em que 
uma solução aquosa do ácido HBr reagia com o magnésio 
metálico. Para isso, foram contadas, durante 20 segundos, as 
bolhas referentes à produção de gás hidrogênio logo após os 
reagentes serem misturados.Na execução dos experimentos, 
foi utilizado o mesmo material metálico (magnésio), o mesmo 
volume de uma solução de HBr e a mesma massa do metal 
magnésio. Os critérios que sofreram alteração ao longo do 
experimento foram a forma de apresentação do magnésio 
(barra ou pedaços pequenos) e a temperatura. A tabela abaixo 
indica todas as condições utilizadas em cada experimento:
Assinale a alternativa que apresenta os experimentos na 
ordem crescente do número de bolhas observado.
a) B, A, C
b) C, B, A
c) A, B, C
d) B, C, A
e) nda.
109.(ENEM): A sabedoria popular indica que, para cozinhar 
batatas, é indicado cortá-las em pedaços. Em condições 
reacionais idênticas e utilizando massas iguais de batata, mas 
algumas inteiras e outras cortadas, verifica-se que a cortada 
cozinha em maior velocidade. O fator determinante para essa 
maior velocidade da reação é o aumento da:
a) pressão
b) temperatura
c) concentração
d) superfície de contato
e) natureza dos reagentes
110. (Mackenzie)
I - Z representa a energia de ativação na presença de 
catalisador.
II - Y representa a energia de ativação na presença de 
catalisador.
III - X representa a variação de entalpia.
IV - A velocidade de formação dos produtos é menor no 
caminho B.
As afirmações anteriores referem-se ao diagrama energético 
dos caminhos A e B da reação REAGENTES  PRODUTOS
Somente são corretas :
a) I e III.
b) II e III.
c) II e IV.
d) III e IV.
e) I e IV.
111. O isoctano (2,2,4-trimetilpentano) queima no ar e produz 
água e dióxido de carbono de acordo com a equação: (M(C) = 
12 g/mol e M(H) = 1 g/mol)
2C8H18(R) + 25 O2(g) →16 CO2(g) + 18 H2O(g) ∆H = – 10.922 kJ
Se for queimado 1 L de hidrocarboneto (densidade = 0,6878 g/
mL) teremos como resultado uma reação:
a) endotérmica e liberação de 3,3 x 104 kJ de calor.
b) exotérmica e absorção de 3,3 x 104 kJ de calor.
c) endotérmica e absorção de 3,3 x 103 kJ de calor.
d) exotérmica e liberação de 3,3 x 104 kJ de calor. 
e) exotérmica e liberação de 3,3 x 103 kJ de calor.
112. No ínicio do mês de maio de 2006, o presidente da Bolívia, 
Evo Morales decretou a estatização das reservas bolivianas 
de petróleo e gás natural, trazendo certos transtornos ao 
25Química D - Apostila 02
química d
apostila 02cinética
Marque a alternativa correta.
a) Para essa reação, a velocidade depende das concentrações 
dos três reagentes.
b) A reação é de sexta ordem.
c) A reação é de segunda ordem para A, ordem zero para B e 
de terceira ordem para C. 
d) A reação é de terceira ordem para A, de segunda ordem 
para B e ordem zero para C.
e) A reação é de segunda ordem para A, de primeira ordem 
para B e terceira ordem para C.
Brasil, uma vez que aproximadamente metade do gás natural 
consumido no Brasil é proveniente da Bolívia. Somente na 
região sul do Brasil são consumidos diariamente 19 milhões 
de metros cúbicos de gás natural. Considerando-se que o 
gás natural é formado praticamente por gás metano e a partir 
das reações de formação a seguir, a quantidade de energia 
liberada na queima dos 19 milhões de metros cúbicos de gás 
consumidos nos estados do sul do Brasil é estimado em:
Dados: condições de operação do gás
pressão do gás = 1 atm, temperatura = 250C.
R = 0,082 atm.L.mol–1.K–1
H2(g) + ½ O2(g) →H2O(g) ∆H = – 286,6 kJ.mol
–1
C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = – 393,3 kJ.mol
–1
C(s) + 2 H2(g) → CH4(g) ∆H = – 74,8 kJ.mol
–1
a) 809,6x 1012 kJ
b) 809,6 x 109 kJ
c) 471 x 106 kJ
d) 693 x 106 kJ
e) 693 x 109 Kj
113. Considere o diagrama abaixo, a 25oC e 1 atm. 
Dados:
A variação de entalpia, em kJ, na combustão total de 500 mL 
de etanol é:
a) –11577. 
b) – 5788.
c) – 1362.
d) – 681.
e) + 1362.
114. Considerando a reação hipotética abaixo:
a A + b B + c C → d D + e E
Foram realizados alguns experimentos relacionados à 
variação da velocidade da reação em relação à variação da 
concentração. Tais dados foram postos na tabela abaixo:
26
química d
apostila 02
Química D - Apostila 02
gabarito
01 B 11 D
02 D 12 D
03 A 13 E
04 24 14 D
05 A 15 E
06 E 16 D
07 D 17 23
08 A 18 41
09 B 19 B
10 D 20 A
81 * 91 B
82 41 92 E
83 35 93 E
84 A 94 D
85 D 95 09
86 A 96 16
87 C 97 08
88 C 98 26
89 B 99 29
90 B 100 D
101 E 111 D
102 E 112 E
103 02 113 A
104 38 114 C
105 E
106 E
107 B
108 A
109 D
110 B
41 A 51 B
42 C 52 A
43 A 53 E
44 D 54 B
45 B 55 C
46 A 56 03
47 A 57 06
48 B 58 B
49 A 59 36
50 B 60 22
21 B 31 *
22 D 32 E
23 B 33 E
24 * 34 B
25 C 35 15
26 * 36 28
27 C 37 07
28 C 38 C
29 C 39 D
30 A 40 C
GABARITO
TESTES
61 E 71 D
62 D 72 C
63 A 73 D
64 C 74 15
65 23 75 C
66 D 76 D
67 E 77 D
68 D 78 D
69 39 79 E
70 41 80 A
24. ∆H = + 1,9 Kj/mol ∆H = -3935 Kj
26. ∆H = -488,4 Kcal
31. 21 kcal / mol de HI, reação exotérmica.
39. Reação = 1,5 mol/L h
 a) 1,5 mol/L h
 b) 4,5 mol/L h
81. Ao evaporar, o suor (H2O(2)) absorve o excesso de 
energia do corpo para se transformar em H2O(g).