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Aula 
07 4B
Química
Cálculo estequiométrico III 
– reagentes em excesso/
impurezas e rendimento
Numa reação química, as quantidades de substâncias 
participantes (reagentes e produtos) guardam sempre 
uma proporção constante em mols, relacionada com os 
coeficientes da equação balanceada.
Caso a quantidade de um determinado reagente 
esteja numa quantidade maior que a da proporção 
indicada pelos coeficientes da equação, reagirá efetiva-
mente a parte que está de acordo com a proporção. A 
quantidade que está a mais não reage, e dizemos que se 
encontra em excesso.
Estar em excesso significa estar em quantidade 
superior àquela exigida pelas proporções estequio-
métricas da equação.
O excesso não participa da reação, embora permaneça 
no frasco após completada a reação.
Uma dica para saber se há excesso é quando o enun-
ciado do problema fornece as quantidades de dois ou 
mais reagentes. Deve-se “desconfiar”, pois pode haver 
algum dos reagentes em excesso.
Exemplo:
Foram misturados, para reagir, num frasco apropria-
do, 2 g de hidrogênio com 18 g de oxigênio. Qual é a 
massa de água produzida nessa reação?
produzindo
hidrogênio + oxigênio água
Proporção em massa 
(constante)
1 : 8 : 9
Misturam-se para reagir: 2 g 18 g
Participam da reação: 2 g + 16 g 18 g
Sobram, no final da reação: nada 2 g 18 g
Raciocínio: Para que a proporção da reação seja 
mantida (Lei de Proust), a massa de oxigênio que rea-
girá será 8 vezes maior que a massa de hidrogênio, ou 
seja, (2  8) g = 16 g. Apesar de terem sido misturados 
18 g de oxigênio, para que a proporção seja mantida, 
somente 16 g participarão da reação. Assim, ficam sem 
reagir (18 – 16) g = 2 g de oxigênio, pois excederam a 
proporção estequiométrica.
O excesso não participa da reação. Ele não é 
reagente nem produto.
Como isso poderia ser visualizado macroscopica-
mente?
2 g de hidrogênio 18 g de oxigênio
A quantidade de hidrogênio que reage é igual a 2 g, 
a de oxigênio é 16 g (sobram 2 g) e a massa de água que 
irá ser produzida é igual a 18 g. Assim, no frasco onde os 
reagentes foram misturados, sobrarão 2 g de oxigênio 
(excesso), juntamente com 18 g de água.
Oxigênio = 2 g (excesso)
Água = 18 g
2 Semiextensivo
 Reagente limitante
É o reagente consumido em primeiro lugar na reação.
O nome reagente limitante deve-se ao fato de a quantidade máxima de produto formada depender da quan-
tidade inicial desse reagente. A partir do momento em que esse reagente é consumido, não se pode formar mais 
produto. No exemplo acima, dizemos que o hidrogênio é o reagente limitante, e o oxigênio é o reagente em 
excesso.
 O excesso na indústria e no dia a dia
Numa indústria química ou farmacêutica, é fundamental que os químicos e bioquímicos conheçam antecipada-
mente a proporção entre os participantes de uma reação, para obter um determinado produto. Fazer a reação, na 
proporção correta, evita prejuízos. Um exemplo de prejuízo é a obtenção da aspirina na indústria farmacêutica. A 
reação envolvida nesse processo e a proporção em massa de seus participantes são:
anidrido acético + acético salicílico aspirina + água
102 g 276 g 360 g 18 g
(proporção constante)
Se, por descuido, forem misturados 102 g do anidrido acético com 300 g do ácido salicílico, reagirão os 102 g do 
anidrido acético com 276 g do ácido salicílico, para que a proporção seja mantida. Assim, restarão no frasco 24 g do 
ácido salicílico (excesso) com 360 g da aspirina e 18 g de água. Dessa forma, o produto obtido (aspirina) não é puro, 
pois está misturado com o ácido salicílico que não reagiu, ou seja, o excesso.
 Reagentes com impurezas e 
rendimento de uma reação
 Impurezas
Normalmente, as substâncias que irão participar de 
reações químicas contêm impurezas. Existem algumas 
exceções, como, por exemplo, substâncias utilizadas na 
indústria farmacêutica e na saúde pública.
Para resolver problemas envolvendo reagentes 
impuros, deve-se adotar o seguinte procedimento:
Fazer uma análise do material impuro e deter-
minar o seu grau de pureza. Por exemplo, trabalhar 
com 125 g de calcário (CaCO3) com 20% de impu-
reza significa afirmar que a massa do calcário puro 
é de 100 g. Essa é a massa a ser considerada nos 
cálculos para a resolução do problema.
Cálculos efetuados:
Massa de impureza:
20% de 125 g = 
20
100
 · 125 = 25 g
Massa de CaCO3 puro:
80% de 125 g = 80
100
 · 125 = 100 g
A porcentagem de substância pura existente na massa 
total da amostra impura é denominada grau de pureza.
Exemplo:
20 g de uma amostra de óxido férrico, após reação 
com hidrogênio, forneceram 11,2 g de ferro puro. A 
equação da reação é:
Fe2O3(s) + 3H2(g) 2Fe(s) + 3H2O(g)
Calcule o teor (grau ou porcentagem) de pureza da 
amostra.
Dadas as massas molares em g/mol:
O = 16; Fe = 56
Resolução:
Cálculo da quantidade de substância pura na amostra:
Quantidade de
substância pura
=
Quantidade de
amostra
× Pureza
onde: Pureza = 
% pureza
100
 
Aula 07
3Química 4B
Solução: Existem duas formas para resolver esse tipo 
de teste. Vejamos:
1a. forma:
mFe = 
20 112
160
 = 14 g Fe
MFe2O3 = 160 g/mol; MFe = 56 g/mol
1 Fe2O3(s) ————— 2 Fe(s)
1 mol 2 mol
160 g
20 g
112 g2 (56 g) =
mFe = ?
Observação:
Esta seria a massa se a reação ocorresse com 
100% de pureza da amostra.
Cálculo da pureza:
Ferro Pureza
14 g 100% puro
11,2 g % P
produzido
(real)
% P = 
11 2 100
14
,
 % P = 80%
2a. forma:
÷10
11,2 g
11,2 g
1 Fe2O3(g) 2 Fe(s)
1 mol 2 mol
[160 g]
÷10
2 (56 g) =
mpura = ?
mpura = 16 g 
mpura = mamostra × purezaFe2O3
pureza = 
m
m
pura
amostra
16
20
 = 0,8
% p = 80%
Rendimento (eficiência de 
conversão)
Observe a obtenção do calcário a partir da reação 
entre cal viva e gás carbônico:
1CaO + 1CO2 1CaCO3
1 mol 1 mol 1 mol
56 g 100 g44 g
Situação teórica
Se forem misturados para reagir 56 g de CaO com 
44 g de CO2, espera-se obter 100 g de CaCO3, ou seja, um 
rendimento de 100%.
Na prática, porém, as reações nunca ocorrem com 
o rendimento de 100% previsto na teoria. As razões 
para justificar esse fato são várias, como, por exemplo, a 
imprecisão nas medidas efetuadas.
Situação prática
Num laboratório, misturaram-se para reagir 56 g 
de CaO com 44 g de CO2. Obtiveram-se 80 g de CaCO3. 
Interpretação: Na realidade, esperava-se teoricamente 
obter 100 g do CaCO3. Obtivemos na prática apenas 
80 g. A reação apresentou um rendimento de 80%.
Dizer que a reação apresentou um rendimento de 80% 
significa que, para cada 100 g de CaCO3 que se esperava 
obter em nível teórico, obtiveram-se na prática apenas 80 g.
Cálculos envolvendo rendimento
1o. Tipo
Misturaram-se para reagir 112 g de CaO com 88 g 
de CO2. A massa de CaCO3 obtida foi de 160 g. Calcule o 
rendimento da reação.
Dados: Ca = 40 g/mol;
 C = 12 g/mol;
 O = 16 g/mol.
Resolução:
mCaCO3 = 200 g
1CaO + 1CO2 1CaCO3
1 mol 1 mol 1 mol 
56 g 44 g 100 g
112 g 88 g mCaCO3
Esta seria a massa de CaCO3 produzida, caso o rendi-
mento da reação tivesse sido de 100%.
4 Semiextensivo
Cálculo do rendimento da reação
a) 200 g de CaCO3 100% de rendimento
160 g de CaCO3 r
r = 80%
b) = quantidade de produto obtida na práticar
quantidade de produto teórica
 
 r = 
160
200
g
g
 = 0,8 ou r = 80%
2o. Tipo
Misturaram-se para reagir 112 g de CaO com 88 g de 
CO2. Calcule a massa de CaCO3 obtida, sabendo-se que o 
rendimento da reação foi de 90%.
Dados: Ca = 40 g/mol;
 C = 12 g/mol;
 O = 16 g/mol.
Resolução:
 • Estabelecer a proporção em mols em função dos 
coeficientes da equação.
 • Multiplicar o(s) coeficiente(s) do(s) produto(s) 
pelo rendimento.
1CaO + 1CO2 1CaCO3
1 mol 
1 mol 1 mol 
1 mol 1 mol r = 100%
0,9 · 1 mol r = 90%
56 g 44 g 0,9 · 100 g
112 g 88 g
mCaCO3 = 180 g
mCaCO3
Observação:
Somente os coeficientes dos produtos devem 
ser multiplicados pelo rendimento.
Testes
Assimilação
07.01. Ao colocarmos para reagir 4 mol de H2(g) com 3 mol 
de O2(g), é correto afirmar que:
Dados: 2H2(g) + 102(g) 2H2O(ℓ)
a) O2 éo reagente limitante
b) H2 é o regente em excesso
c) serão formados 4 mol de H2O
d) serão formados 6 mol de H2O
e) serão formados 8 mol de H2O
07.02. Na reação de combustão completa do gás propa-
no (C3H8) equacionada abaixo:
1C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(g)
Se colocarmos para reagir 4 mol de C3H8 com 15 mol de O2, 
haverá excesso de:
a) 1 mol de O2
b) 14 mol de C3H8
c) 5 mol de O2
d) 1 mol de C3H8
e) 11 mol de O2
Aula 07
5Química 4B
07.03. (FUVEST – SP) – Nas indústrias petroquímicas, enxo-
fre pode ser obtido pela reação:
2H2S + SO2 3S + 2H2O
Qual a quantidade máxima de enxofre, em gramas, que 
pode ser obtida, partindo-se de 5 mols de H2S e 2 mols de 
SO2?
Dado: Mcg/mol = 32 g/mol
a) 96 g
b) 192 g
c) 48 g
d) 32 g
e) 64 g
07.04. (VUNESP – SP) – Considere a reação em fase gasosa:
N2 + 3H2 2NH3
Fazendo-se reagir 4 L de N2 com 9 L de H2 em condições 
de pressão e temperatura constantes, pode-se afirmar que:
a) os reagentes estão em quantidades estequiométricas.
b) o N2 está em excesso.
c) após o término da reação, os reagentes serão totalmente 
convertidos em amônia.
d) a reação se processa com aumento de volume total.
e) após o término da reação, serão formados 8 L de NH3.
07.05. (FUVEST – SP) – Sabendo que 12,25 g de H3PO4 de 
80% de pureza são totalmente neutralizados por NaOH, 
segundo a equação
H3PO4 + 3NaOH Na3PO4 + 3H2O
a massa do sal obtida nesta reação foi de:
Dados: MH3PO4= 98 g/mol
 MNa3PO4= 164 g/mol
a) 14,76 g
d) 164,00 g
b) 16,40 g
e) 9,80 g
c) 10,80 g
Aperfeiçoamento
07.06. Ao colocarmos para reagir 100 g de ferro com 
50 g de enxofre, formando sulfeto ferroso, a massa do 
sal formada será:
Dados: MFe = 56 g/mol; MS = 32 g/mol; MFeS = 88 g/mol
Fe + S FeS
a) 50 g b) 88 g c) 99 g d) 137,5 g e) 158 g
07.07. (CESGRANRIO – RJ) – Os gases dióxido de enxofre 
(SO2) e oxigênio (O2), em condições apropriadas, reagem 
formando o trióxido de enxofre. Usando volumes iguais 
dos dois reagentes, haverá excesso de um deles. A por-
centagem desse excesso de volume, em relação ao volume 
inicial dos reagentes, é de:
a) 25% de O2
c) 50% de O2
e) 80% de O2
b) 25% de SO2
d) 75% de O2
6 Semiextensivo
07.08. (UFRGS) – Num processo de produção de ácido 
acético, borbulha-se oxigênio no acetaldeído (CH3CHO), 
a 60ºC, na presença de acetato de manganês (II) como 
catalisador:
2 CH3CHO(ℓ) + O2(g) 2 CH3COOH(ℓ)
Num ensaio de laboratório para esta reação, opera-se no vaso 
de reação com 22,0 gramas de CH3CHO e 16,0 gramas 
de O2. Quantos gramas de ácido acético são obtidos 
nesta reação a partir destas massas de reagentes e qual o 
reagente limitante, ou seja, o reagente que é completa-
mente consumido?
Massa de
CH3COOH obtida
Reagente
limitante
a) 15,0 g CH3CHO
b) 30,0 g O2
c) 30,0 g CH3CHO
d) 60,0 g O2
e) 120,0 g CH3CHO
07.09. (PUCPR) – Em uma reação de combustão completa 
de enxofre, obtém-se gás sulfuroso, cuja reação é
S(s) + O2(g) SO2(g)
O volume em litros de SO2, medido nas CNTP, quando 
reagem 5,0 kg de enxofre com 80% de pureza, é:
Dados: S = 32 g/mol; O = 16 g/mol
a) 2 240 L
d) 3 200 L
b) 2 800 L
e) 2 300 L
c) 1 120 L
07.10. Colocando para reagir 156 g de Cr(s) com 365 g de 
HCℓ, de acordo com a equação a seguir, é correto afirmar
Dados: MCr = 52 g/mol
 MHCℓ = 36,5 g/mol
2Cr + 6HCℓ 2CrCℓ3 + 3H2
a) O crômio está em excesso.
b) O HCℓ é o reagente limitante.
c) Serão consumidos 328,5 g de HCℓ.
d) Após ocorrida a reação, sobrarão 36,5 g de crômio.
e) A reação é de dupla-troca.
07.11. A massa total de ferro que pode ser obtida a partir 
de 400 t de minério hematita contendo 70% de Fe2O3 
é de:
Dados: M g mol M g molFe O s Fe2 3 160 56( ) / ; / 
1 3 2 32 3 2Fe O CO Fe COs g s g( ) ( ) ( ) ( )+ ⎯→⎯ +
 
a) 196 t
d) 470 t
b) 240 t
e) 700 t
c) 350 t
Aula 07
7Química 4B
07.12. Sabendo que 144 g de alumínio impuro foram 
atacados com ácido sulfúrico de acordo com a equação 
não balanceada:
Aℓ + H2SO4 Aℓ2(SO4)3 + H2
sendo obtidos 12 g de gás hidrogênio, a porcentagem 
de pureza do alumínio analisado é de:
Dados: MAℓ = 27 g/mol; MH2 = 2 g/mol 
a) 40% b) 12% c) 14,4% d) 60% e) 75%
07.13. (VUNESP – SP) – O inseticida DDT (massa molar = 
354,5 g/mol) é fabricado a partir de clorobenzeno (massa 
molar = 112,5 g/mol) e cloral, de acordo com a equação
2 C6H5Cℓ + C2HCℓ3O C14H9Cℓ5 + H2O
clorobenzeno cloral DDT
Partindo-se de uma tonelada (1 t) de clorobenzeno 
e admitindo-se rendimento de 80%, a massa de DDT 
produzida é igual a:
a) 1,575 t
d) 354,5 kg
b) 1,260 t
e) 160,0 kg
c) 800,0 kg
07.14. (FUVEST – SP) – H2 (g) e Cℓ2 (g) estão contidos em 
balões interligados por meio de um tubo com torneira, nas 
condições indicadas no desenho. Ao se abrir a torneira, os 
gases se misturam e a reação entre eles é iniciada por 
exposição à luz difusa. Forma-se então HCℓ (g), em uma 
reação completa, até desaparecer totalmente pelo me-
nos um dos reagentes.
H2(g)
V = 1 L
t = 25°C
P = 1 atm
Cℓ2(g)
V = 1 L
t = 25°C
P = 5 atm
Quanto vale a razão entre as quantidades, em mols, de 
Cℓ2 (g) e de HCℓ (g), após o término da reação?
a) 1
b) 2
c) 3
d) 4
e) 5
07.15. (PUCMG) – Em tubo, 16,8 g de bicarbonato de sódio 
são decompostos pela ação do calor, em carbonato de sódio 
sólido, gás carbônico e vapor de água. O volume de gás car-
bônico, em litros, obtido nas CNTP, supondo o rendimento 
da reação igual a 90%, é igual a:
Dado: MNaHCO3 = 84 g/mol
a) 2,02 b) 2,48 c) 4,48 d) 4,03 e) 8,96
8 Semiextensivo
07.16. (ITA – SP) – Uma amostra de óxido de cromo III contaminada com 
impureza inerte é reduzida com hidrogênio de acordo com a seguinte equação:
Cr2O3(s) + 3H2(g) 2Cr(s) + 3H2O(g)
O volume de H2, medido nas CNTP, necessário para reduzir 5,0 g de óxido de 
cromo III contendo 15% de impurezas inertes será:
Dado: MCr2O3= 152 g/mol
a) (0,15  5,0  3  22,4)/152 litros;
b) (0,15  5,0  3  22,4)/104 litros;
c) (0,85  5,0  3  22,4)/104 litros;
d) (0,85  5,0  3  22,4)/152 litros;
e) (0,15  5,0  3  22,4)/100 litros.
07.17. (UFGRS) – O acetileno, gás utilizado em maçaricos, pode ser obtido a partir 
do carbeto de cálcio (carbureto), de acordo com a equação abaixo:
CaC2 + 2 H2O Ca(OH)2 + C2H2
Utilizando-se 1 kg de carbureto com 36% de impurezas, o volume de acetileno 
obtido em litros, nas CNTP, é de aproximadamente:
Dados: M (g/mol): Ca = 40; C = 12
a) 0,224.
b) 2,24.
c) 26.
d) 224.
e) 260.
07.18. (CESGRANRIO – RJ) – A com-
bustão de 36 g de grafite (C) ao ar 
provocou a formação de 118,8 g de 
gás carbônico. O rendimento dessa 
transformação foi de:
Dados: M (g/mol) { C = 12; 0 = 16.
a) 80%.
b) 85%.
c) 36%.
d) 90%.
e) 60%.
Aula 07
9Química 4B
Discursivos
07.19. (UNICAMP – SP) – Um dos usos do hidrogênio (H2) é como combustível. Sua reação com o oxigênio (O2) forma 
água (H2O), como produto único. Num recipiente foram inicialmente colocados 1,0 mol de hidrogênio e 1,0 mol de 
oxigênio. A reação entre os dois foi provocada por meio de uma faísca elétrica.
a) Escreva a equação química que representa a reação entre 
o hidrogênio e o oxigênio.
b) Determine a quantidade (em mol) de cada uma das 
substâncias restantes no recipiente, após a reação.
07.20. (UNICAMP – SP) – Com a intenção de proteger o motorista e o passageiro de lesões corporais mais graves, em muitos 
países já é obrigatório o uso em automóveis de um dispositivo de segurança chamado airbag. Em caso de acidente, um 
microprocessador desencadeia uma série de reações químicas que liberam uma certa quantidade de nitrogênio, N2(g), 
para inflar rapidamente um balão plástico situado à frente dos ocupantes do automóvel. As reações químicas que ocorrem 
nesse processo estão representadas pelas seguintes equações:
(Equação 1) 2 NaN3(s) 2 Na(s) + 3 N2(g)
(Equação 2) 10 Na(s) + 2 KNO3(s) 5 Na2O(s) + K2O(s) + N2(g)
(Equação 3) K2O(s) + Na2O(s) + SiO2(s) silicato alcalino 
 (vidro)
No caso de acionamento do sistema de segurança descrito, supondo que o volume do saco plástico, quando totalmenteinflado, seja de 70 L e que, inicialmente, houvesse 2,0 mol de NaN3 e 2,0 mol de KNO3:
a) Determine a pressão do gás (em kPa), dentro do balão, quando este estiver totalmente inflado. Considere 27°C de 
temperatura.
 Dado: R = 8,3 kPa  L  mol–1  K–1; kPa = quilopascal
b) Determine a massa total de substâncias sólidas restantes no sistema supondo ainda que o processo envolvesse apenas 
as reações representadas pelas equações 1 e 2.
10 Semiextensivo
Gabarito
07.01. c
07.02. d
07.03. b
07.04. b
07.05. b
07.06. d
07.07. a
07.08. c
07.09. b
07.10. c
07.11. a
07.12. e
07.13. b
07.14. b
07.15. a
07.16. d
07.17. d
07.18. d
07.19. a) 2 H2 + O2 2 H2O
b) 2H2 + 1 O2 2 H2O
 
 2 mol ÷2 1 mol 2 mol
 
1 mol
 
1 mol
 
1 mol
 0,5 mol reage
 0,5 mol
 fica em excesso
Resposta: Ocorreu a formação de 1 mol de H2O e sobrou 0,5 mol de O2 (que ficou em excesso)
07.20. Multiplicando a 1a. equação por 5 e somando com a 2a. equação, teremos:
÷ 2÷ 2 Há excesso! 
KNO3 = 101
Na2O = 62
K2O = 94
10 NaN3
10 Na + 2 KNO3
+ 15 N2 + 
+ 1 K2O + 1 N2 
+ 10 Na
+ 5 Na2O
10 NaN3(s)
10 mol 2 mol
há exc!
5 mol 1 mol 16 mol
÷ 5 ÷ 5 ÷ 5 ÷ 5
÷ 5
2 mol 1 mol 0,2 mol n = 3,2 mol2 mol
+ 2 KNO3(s) + 1 K2O(s) 16 N2(g)5 Na2O(s) 
0,4 mol reage
1,6 mol em excesso
 t = 27°C
 273 +
T = 300 K
a) PV = n  R  T P(N2) = 
n  R  T
V
P(N2) = 113,8 k Pa
= 
3,2  8,3  300
70
 
b) M (g/mol)
mtotal das substâncias sólidas no final = +
+
+
+ =
= ? mKNO3
(exc)
1,6 (101 g)
m
Na2O
1 (62 g)
m
K
2
O
0,2 · (94 g) 242,4 g
11Química 4B
Conceitos de Entalpia – equações 
termoquímicas / calores de 
formação e combustão
4B
Química
Aula 08
 Introdução
As reações químicas se processam com liberação ou 
com absorção de energia. Veja a seguir alguns exemplos:
C4H10(g) + 
13
2
 O2(g) 4CO2(g) + 5H2O(ℓ) + 
É a energia liberada (calor) na queima do gás butano 
(C4H10(g)) que cozinha os nossos alimentos.
CaCO3(s) + CaO(s) + CO2(g)
Para que ocorra a decomposição do calcário 
(CaCO3(s)), produzindo cal viva e gás carbônico, é neces-
sário fornecer energia (calor) durante toda a reação.
Pb(s) + PbO2(s) + 2H2SO4(aq) 2PbSO4(s) + 2H2O(ℓ) + 
A energia liberada (elétrica) nesta reação verifica-se 
numa bateria de automóvel.
6CO2 + 6H2O + C6H12O6 + 6O2
A energia absorvida (luminosa) proveniente do sol 
faz com que as plantas clorofiladas realizem a fotossín-
tese.
Como vimos, as reações químicas ocorrem produzin-
do variações de energia, que se manifestam sob a forma 
de calor, eletricidade, luz, etc.
A Termoquímica é o ramo da Química que se preo- 
cupa em estudar as variações de calor que acom-
panham as reações químicas e os fenômenos físicos.
Com base nesse critério (variações de calor), as rea-
ções se classificam em:
a) Exotérmicas
São aquelas que liberam calor para o meio ambiente.
Exemplo:
 • 1C4H10(g) + 
13
2
 O2(g) 4CO2(g) + 5H2O(ℓ) + calor
Interpretação: A queima de 1 mol de gás butano na 
presença de oxigênio (combustão) libera calor para o 
meio ambiente.
Na equação química, o calor aparece nos produtos 
da reação. Isso significa que ele é liberado para o meio 
ambiente durante a reação.
b) Endotérmicas
São aquelas que absorvem calor do meio ambiente.
Exemplo:
 • 1CaCO3(s) + calor CaO(s) + CO2(g)
Interpretação: 1 mol de calcário absorve calor do 
meio ambiente para se transformar em cal viva e gás 
carbônico.
Na equação química, o calor aparece no reagente 
da reação. Isso significa que ele é absorvido do meio 
ambiente durante a reação.
 Entalpia (H) e variação de 
entalpia ( H) de um sistema
O calor é uma forma de energia. Cada substância quí-
mica armazena um determinado conteúdo de calor que 
se altera quando a substância sofre uma transformação 
(física ou química). Assim:
 • Numa reação exotérmica, o calor liberado pelos 
reagentes vai para o meio ambiente, logo o conteú-
do total de calor dos produtos é menor que o dos 
reagentes.
 • Numa reação endotérmica, o calor absorvido pelos 
reagentes vem do meio ambiente, logo o conteúdo 
total de calor dos produtos é maior que o dos 
reagentes.
O calor (energia) total armazenado nos sistemas 
recebe o nome de entalpia e é representado pelo 
símbolo H.
Na prática, é impossível determinar valores de 
entalpias (H) de um sistema, seja no seu estado inicial 
(reagentes), seja no seu estado final (produtos). O que 
interessa, na realidade, é conhecer a variação de entalpia 
( H) durante uma transformação, ou seja, a quantidade 
de calor liberada ou absorvida num processo realizado 
à pressão constante.
H = Hfinal – Hinicial H = Hp – Hr
r = reagentesp = produtos
12 Semiextensivo
A seguir, vamos analisar as reações exotérmicas e 
endotérmicas em função da variação de entalpia ( H).
Reações exotérmicas: liberam calor para o meio 
ambiente.
 • 1C4H10(g) + 
13
2
 O2(g) 4CO2(g) + 5H2O(ℓ) + 2 900 kJ
Como ocorre liberação de calor, a Hprodutos será 
menor que a Hreagentes. Sendo H = Hp – Hr , podemos 
concluir que:
Numa reação exotérmica ( H < 0), o calor é libe-
rado para o meio ambiente.
Se representarmos a entalpia (H) em ordenada e o 
caminho da reação em abscissa, poderemos montar o 
seguinte gráfico:
H
Hr
Hp
Reagentes
Produtos
H < 0
Caminho da reação
Reações endotérmicas: absorvem calor do meio 
ambiente.
 • 1CaCO3(s) + 177,8 kJ CaO(s) + CO2(g)
Como ocorre absorção de calor, a Hprodutos será maior 
que a Hreagentes. Sendo H = Hp – Hr, podemos concluir que:
Numa reação endotérmica ( H > 0), o calor é ab-
sorvido do meio ambiente.
Se representarmos a entalpia (H) em ordenada e o 
caminho da reação em abscissa, poderemos montar o 
seguinte gráfico:
H
Hp
Hr
Reagentes
Produtos
H > 0
Caminho da reação
Resumindo o que vimos até aqui, podemos tirar 
algumas conclusões:
1a. Representação das reações exotérmicas:
a) 1C4H10(g) + 
13
2
 O2(g) 4CO2(g) + 5H2O(ℓ) + 2 900 kJ
b) 1C4H10(g) + 
13
2
 O2(g) 4CO2(g) + 5H2O(ℓ) H = – 2 900 kJ
Interpretação: Quando 1 mol de C4H10(g) sofre 
combustão completa, libera para o meio ambiente 
2 900 kJ.
2a. Representação das reações endotérmicas:
a) 1CaCO3(s) + 177,8 kJ CaO(s) + CO2(g)
b) 1CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) H = + 177,8 kJ
Interpretação: Para que 1 mol de CaCO3(s) sofra 
decomposição, há necessidade de absorver do meio 
ambiente 177,8 kJ.
Observação:
Quem libera ou absorve calor é sempre o 
sistema reagente. O calor é absorvido do meio 
ambiente ou liberado para o meio ambiente.
 Equação termoquímica
É a equação química na qual consta o valor do H da 
reação correspondente.
Observe os exemplos abaixo:
Exemplo 1:
1H2(g) + 
1
2
 O2(g) 1H2O(ℓ) H = – 286 kJ
Exemplo 2:
2H2(g) + 1O2(g) 2H2O(ℓ) H = – 572 kJ
Exemplo 3:
1H2(g) + 
1
2
 O2(g) 1H2O(s) H = – 293 kJ
Exemplo 4:
1C(grafite) + 1O2(g) 1CO2(g) H = – 393,5 kJ
Exemplo 5:
1C(diamante) + 1O2(g) 1CO2(g) H = – 395,4 kJ
Analisando os cinco exemplos, verificamos que os 
valores de H se modificam quando:
 • são alterados os estados físicos dos participantes 
da equação (exemplos 1 e 3);
 • é alterada a quantidade em mols dos participan-
tes da equação (exemplos 1 e 2);
Aula 08
13Química 4B
 • é alterado o estado alotrópico dos participantes 
da equação (exemplos 4 e 5).
Assim, ao escrevermos uma equação termoquímica, 
é necessário especificar o respectivo H, a temperatura 
e a pressão em que a reação foi realizada e, para cada 
participante, a quantidade em mols, o estado físico e o 
estado alotrópico.
Interpretação do exemplo 1: Quando 1 mol de 
H2(g) reage com 
1
2
 mol de O2(g) para formar 1 mol 
de H2O(ℓ), ocorre a liberação para o meio ambiente 
de 286 kJ.
Observação:
Se não forem especificadas na equação as con-
dições de pressão e temperatura, significa que 
a reação foi realizada em condições ambientes 
(25°C e 1 atm).
 Mudança de estado físico 
( H)
Pode ocorrer com absorção ou liberação de calor. 
Logo, podemos associar com o H.
H (processo endotérmico)
Sublimação
Fusão VaporizaçãoSólido Líquido Gasoso
Solidificação Liquefação
Sublimação
(Condensação)
H (processo exotérmico)
Atenção
Mudança de estado é um fenômeno físico.
Observe o diagrama com os estados físicos da água:
H
(kJ) H2O(v)
H2O(ℓ)
H2O(s)
H = – 44 kJ H = + 44 kJ
H = – 7,3 kJ
H = + 51,3 kJ
Analisando o diagrama, podemos tirar várias conclu-
sões:
H2O(ℓ) H2O(v) H = + 44 kJ/mol
(calor de vaporização da água líquida)
H2O(ℓ) H2O(s) H = – 7,3 kJ/mol
(calor de solidificação da água líquida)
H2O(s) H2O(v) H = + 51,3 kJ/mol
(calor de sublimação da água sólida)
 Estado-padrão/entalpias-
-padrão de formação e de 
combustão
Estado-padrão de uma 
substância
Uma substância se encontra no estado-padrão quan-
do estiver na sua forma mais estável em condições am-
bientes. Assim, podemos estabelecer a seguinte definição:
Uma determinada substância se encontra no es-
tado-padrão quando se apresentar no seu estado 
físico mais comum e na variedade alotrópica mais 
estável, à pressão de 1 atm e temperatura de 25°C.
A entalpia-padrão é representada por H°.
Se uma determinada substância simples se encon-
trar no estado-padrão, ela terá entalpia igual a zero.
Exemplos:
H = zero H2(g), O2(g), N2(g), Br2(ℓ), Hg(ℓ), C(grafite), Fe(s),
S(rômbico)
H = zero H2(ℓ), O2(ℓ), O3(g), N2(ℓ), Br2(g), Hg(s), C(diamante), 
Fe(ℓ), S(monoclínico) 
Calor de formação ou entalpia 
de formação de uma substância 
( H
o
f)
O calor-padrão de formação de uma substância 
( H0f) é a variação de entalpia verificada na reação de 
formação de 1 mol da referida substância, a partir de 
substâncias simples no estado-padrão.
Exemplos:
1H2(g) + 
1
2
O2(g) 1H2O(ℓ) H
0
f = – 286 kJ
1H2(g) + 
1
2
O2(g) 1H2O(s) H
0 = – 293 kJ (não é H0f )
14 Semiextensivo
1
2
N2(g) + 
3
2
H2(g) 1NH3(g) H
0
f = – 11,0 kcal
1C(grafite) + 1O2(g) 1CO2(g) H
0
f = – 393,5 kJ
1C(diamante) + 1O2(g) 1CO2(g) H = – 395,4 kJ (não é H
0
f )
1H2(g) + 1S(r) + 2O2(g) 1H2SO4(ℓ) H
0
f = –194,5 kcal
O calor de formação ( H) de uma substância 
é numericamente igual à entalpia de 1 mol dessa 
substância.
1H2(g) + 
1
2
 O2(g) 1H2O(ℓ) H
o
f = –286 kJ
substância simples no 
estado-padrão H = 0
1 mol 
do 
produto
calor molar de 
formação da H2O(ℓ)
Matematicamente, podemos escrever:
Hof = (Hp) – (Hr)
– 286 kJ = HH2O(ℓ) – (zero)
HH2O(ℓ) = H
o
f (H2O(ℓ))
 = –286 kJ
A entalpia de formação de uma substância pode 
também ser chamada de calor de formação da referida 
substância (à pressão constante).
A tabela abaixo mostra os calores de formação de 
algumas substâncias (kJ/mol) em condições ambientes.
Composto H0f (kJ/mol) Composto H
0
f (kJ/mol)
MgO(s) – 602,52 CH3Cℓ(g) – 82,96
CO2(g) – 393,86 NH3(g) – 46,09
H2O(ℓ) – 286,18 C2H4(g) + 50,28
NH4Cℓ(s) – 315,93 C6H6(ℓ) + 78,77
C2H6(g) – 84,64 H2SO4(ℓ) – 814,96
Observações:
• 1 cal = 4,18 J
• H0f pode ser positivo ( H
0
f > 0) ou negativo 
( H0f < 0)
• H(reação) = ( Hform.prod.) – ( Hform.reag.)
 Calor de combustão ou ental-
pia-padrão de combustão de uma 
substância ( H
o
c)
É a variação de entalpia verificada na combustão 
total de 1 mol da substância, supondo que todos os 
participantes da reação (reagentes e produtos) se en-
contrem no estado-padrão.
Exemplos:
1H2(g) + 
1
2
 O2(g) 1H2O(ℓ) H
o
c = H
o
f = –286 kJ
1H2(g) + 
1
2
 O2(g) 1H2O(s) H = –293 kJ (não é H
o
f ),
(não é Hoc)
1
2
 N2(g) + 
3
2
 H2(g) 1NH3(g) ΔH
o
f = –11,0 kcal
1C(grafite) + 1O2(g) 1CO2(g) H
o
c = H
o
f = –393,5 kJ
1C(diamante) + 1O2(g) 1CO2(g) H = –395,4 kJ
(não é Hof ), (não é H
o
c)
1H2(g) + 1S(r) + 2O2(g) 1H2SO4(ℓ) H
o
f = –194,5 kcal 
(não é Hoc)
1C4H10(g) + 
13
2
 O2(g) 4CO2(g) + 5H2O(ℓ) H
o
c = –2 220 kJ
1C2H5OH(ℓ) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(ℓ) H
o
c = – 327,6 kcal/mol
Observações:
• Hoc é sempre negativo ( H
o
c < 0)
• Em certas reações, o Hf é igual ao Hc, pois a 
reação, além de formação, é uma combustão
• Existem ainda reações cujo H corresponde 
somente a Hoc ou H
o
f
 Calor de neutralização ou en-
talpia-padrão de neutralização
É a variação de entalpia ( H) correspondente à rea-
ção entre 1 mol de íons H+(aq) com 1 mol de íons OH
–
(aq) 
(reação de neutralização).
1H+(aq) + 1OH
–
(aq) 1H2O(ℓ) H
o
N = –13,8 kcal
ou
–58 kJ
Aula 08
15Química 4B
Em soluções aquosas e diluídas, ácidos fortes e bases fortes estão praticamente 100% ionizados (ácidos) ou disso-
ciados (bases) em seus respectivos íons. Assim, a única reação que ocorre é:
H+(aq) + OH
–
(aq) H2O(ℓ) Reação de neutralização
Observações:
• Nas reações de neutralização envolvendo ácidos fortes com bases fortes, o HoN será sempre constante e 
seu valor será: HoN = – 13,8 kcal/mol de H2O formada.
Exemplos
a) HCℓ(aq) + NaOH(aq) NaCℓ(aq) + H2O(ℓ) H
o
N = – 13,8 kcal
 H+(aq) + Cℓ
–
(aq) + Na
+
(aq) + OH
–
(aq) Na
+
(aq) + Cℓ
–
(aq) + H2O(ℓ)
 H+(aq) + OH
–
(aq) H2O(ℓ) H
o
N = – 13,8 kcal
b) 1H2SO4(aq) + 1Ca(OH)2(aq) 1CaSO4(aq) + 2H2O(ℓ)
HoN = – 27,6/2 kcal
• Se o ácido, ou a base ou ambos forem eletrólitos fracos, o HoN não será constante e nem terá o valor – 13,8 kcal/mol 
de H2O formada.
 HCN(aq) + NaOH(aq) NaCN(aq) + H2O(ℓ) H = – 2,86 kcal
 ácido fraco base forte 
Testes
Assimilação
08.01. (MACK – SP) – Dizemos que reações de combustão 
são exotérmicas porque:
a) absorvem calor;
b) liberam calor;
c) perdem água;
d) são higroscópicas;
e) liberam oxigênio.
08.02. (ESAL – MG) – Dadas as reações equacionadas 
abaixo:
I. C(s) + O2(g) CO2(g) + 94 kcal
II. F2(g) 2F(g) – 37 000 cal
Podemos afirmar que:
a) I e II são endotérmicas.
b) I e II são exotérmicas.
c) I é exotérmica e II é endotérmica.
d) I é endotérmica e II é exotérmica.
e) ambas podem ser tanto endotérmicas quanto exotér-
micas.
08.03. (VUNESP – SP) – Em uma cozinha, estão ocorrendo 
os seguintes processos:
I. Gás queimando em uma das “bocas” do fogão.
II. Água fervendo em uma panela que se encontra sobre 
essa “boca” do fogão.
Com relação a esses processos, pode-se afirmar que:
a) I e II são exotérmicos.
b) I é exotérmico e II é endotérmico.
c) I é endotérmico e II é exotérmico.
d) I é isotérmico e II é exotérmico.
e) I é endotérmico e II é isotérmico.
08.04. (UFRO) – Reações em que a energia dos reagentes 
é inferior à dos produtos, à mesma temperatura, são:
a) endotérmicas;
c) espontâneas;
e) explosivas.
b) lentas;
d) catalisadas;
16 Semiextensivo
08.05. (UFRGS) – A reação de formação da água é exo-
térmica. Qual das reações a seguir desprende maior 
quantidade de calor?
a) H2(g) + 
1
2
 O2(g) H2O(g)
c) H2(g) + 
1
2
 O2(g) H2O(s)
e) H2(ℓ) + 
1
2
 O2(ℓ) H2O(ℓ)
b) H2(g) + 
1
2
 O2(g) H2O(ℓ)
d) H2(g) + 
1
2
 O2(ℓ) H2O(ℓ)
Aperfeiçoamento
08.06. Complete corretamente com endotérmica ou 
exotérmica os exemplos abaixo:
a) C(graf ) + O2(g) CO2(g) H = –393,5 kJ
Reação 
b) 6C(graf ) + 3H2(g) C6H6(ℓ) H = +83 kJ
Reação 
c) H2(g) + 
1
2
O2(g) H2O(ℓ) + 68,3 kcal
Reação 
d) N2(g) + 202(g) + 16,2 kcal 2NO2(g)
Reação 
08.07. Utilizando corretamente as palavras, formação, 
combustão e neutralização, complete os exemplos abaixo:
a) Dada a equação
 6C(graf) + 3H2(g) C6H6(ℓ) H = + 83 kJ, podemos afirmar 
que a entalpia-padrão de do C6H6(ℓ) vale 
83 kJ/mol.
b) Dada a equação
 C2H5OH(ℓ) + 302(g) 2CO2(g) + 3H2O(ℓ) H
o= – 327,6 kcal, 
podemos afirmar que a entalpia-padrão de 
do etanol (C2H5OH) vale – 327,6 kcal/mol.
c) A equação H2(g) + 
1
2
O2(g) H2O(ℓ) Hº = – 68,3 kcal pode 
tanto representar a formação da 
quanto a combustão do .
d) A equação C(graf ) + O2(g) CO2(g) Hº = –94,0 kcal pode 
tanto representar a formação da 
quanto a combustão do .
e) Dada a equação: H+(ag) + (OH)
–
(ag) H2O(ℓ) Hº = –13,8 kcal 
podemos afirmar que retrata uma 
08.08. Assinale a única alternativa na qual todas as 
substâncias simples apresentam entalpia nula no estado- 
-padrão (Hº = zero).
a) C Br Ig sN N2 2 2( ) ( ) ( ), ,
c) C Br Ig g gN 2 2 2( ) ( ) ( ), ,
e) Fe I Hs2 2 2( ) ( ) ( ), ,N N
b) O C Hg diam g3 2( ) ( ) ( ), ,
d) C O Brgraf g g( ) ( ) (), ,2 2
08.09. (UFRGS) – A reação do alumínio com o oxigênio é 
altamente exotérmica e pode ser representada como segue:
2
3
2
2 2 3A O A Os sn n( ) ( )(g)+ ⎯→⎯ Δ = −H kJ1670
A quantidade de calor, expressa em kJ, liberada na com-
bustão de 1 grama de alumínio é aproximadamente igual a:
Massa molar do Aℓ = 27 g/mol.
a) 15. b) 31. c) 62. d) 835. e) 1.670.
08.10. (UFSM – RS) – Considere o seguinte gráfico:
H
A2(g) + B2(g)
2AB(g)
H
Caminho da reação
De acordo com o gráfico, indique a opção que completa, 
respectivamente, as lacunas da frase abaixo.
“A variação da entalpia, H , é __________; a reação é 
__________ porque se processa __________ calor.”
a) positiva, exotérmica, liberando.
b) positiva, endotérmica, absorvendo.
c) negativa, exotérmica, liberando. 
d) negativa, endotérmica, liberando. 
e) nulo, exotérmica, absorvendo.
Aula 08
17Química 4B
08.11. (FUVEST – SP) – Considere a reação de fotossíntese 
e a reação de combustão da glicose representada abaixo:
6CO2(g) + 6H2O(ℓ) 
luz
clorofila C6H12O6(s) + 6O2(g)
C6H12O6(s) + 6O2(g) 6CO2(g) + 6H2O(ℓ)
Sabendo-se que a energia envolvida na combustão de 
um mol de glicose é 2,8 ∙ 106 J, ao sintetizar meio mol de 
glicose, a planta:
a) libera 1,4 ∙ 106 J
c) absorve 1,4 ∙ 106 J
e) absorve 5,6 ∙ 106 J
b) libera 2,8 ∙ 106 J
d) absorve 2,8 ∙ 106 J
08.12. (UFRGS) – A reação cujo efeito térmico representa 
o calor de formação do ácido sulfúrico é:
a) H O SO H SOg2 3 2 4( ) ( ) ( )N N+ ⎯→⎯
b) H SO O H SOg g g2 2 2 2 4( ) ( ) ( ) ( )+ + ⎯→⎯ N
c) H O S O H SOg r g2 2 2 4
3
2
( ) ( ) ( ) ( )+ + ⎯→⎯ N
d) H S O H SOg g2 2 2 42( ) ( ) ( )+ ⎯→⎯ N
e) H S O H SOg r g2 2 2 42( ) ( ) ( ) ( )+ + ⎯→⎯ N
08.13. (VUNESP – SP) – O dióxido de carbono pode ser 
obtido por diferentes reações, três das quais estão expressas 
nas equações:
 I. CaCO CaO COs s g3 2( ) ( ) ( )⎯→⎯ +
 II. 2 22 3 2 2HC Na CO NaC H O COaq aq aq gN N N( ) ( ) ( ) ( ) ( )+ ⎯→⎯ + +
 III. C O COs g g( ) ( ) ( )+ ⎯→⎯2 2
O calor de formação Δ( )H1 do dióxido de carbono é 
determinado pela variação de entalpia:
a) da reação I.
b) da reação II.
c) da reação III.
d) de qualquer uma das três reações.
e) de uma outra reação diferente de I, II e III.
08.14. (UEL – PR) – Considere as seguintes entalpias de 
formação em kJ/mol:
Aℓ2O3(s) –1 670
MgO(s) –604
Com essas informações, pode-se calcular a variação da 
entalpia da reação representada por:
3 MgO(s) + 2 Aℓ(s) 3 Mg(s) + Aℓ2O3(s) H = ?
Seu valor é igual a: 
a) –1 066 kJ
c) +142 kJ
e) +2 274 kJ
b) –142 kJ
d) +1 066 kJ
08.15. (UFPI) – São dados os calores de formação ( Hf) 
das seguintes substâncias: 
CH kJ mol CO kJ mol H O kJ mol4
1
2
1
2
174 396 287: ; : ; :− ⋅ − ⋅ − ⋅− − −
O calor liberado quando 1 L de metano, medindo nas 
CNTP , é queimado de acordo com a equação 
CH O CO H O4 2 2 22 2+ ⎯→⎯ + é:
Dado: volume molar do gás ideal, nas CNTP = 22,4 L
a) 20 kJ.
d) 45 kJ.
b) 25 kJ. 
e) 60 kJ.
c) 40 kJ. 
18 Semiextensivo
08.16. (FEI – SP) – A obtenção do aço na siderurgia é feita 
pela redução de minérios de ferro. A equação global desse 
processo poderia ser representada por: 
Fe O C Fe COs s s g2 3 3 2 3( ) ( ) ( )+ ⎯→⎯ +( )
Dadas as entalpias de formação, a 25°C e 1 atm, a entalpia 
da reação global em kcal/mol, nas condições citadas, é: 
Dados: entalpias de formação:
Fe O kcal mol CO kcal mol2 3 196 2 26 4= − = −, / ; , / .
a) –117,0.
d) +222,6.
b) +117,0.
e) +275,4.
c) +169,8. 
08.17. (UNIRIO – RJ) – Os romanos utilizavam CaO como 
argamassa nas construções rochosas. O CaO era misturado 
com água, produzindo Ca(OH)2, que reagia lentamente com 
o CO2 atmosférico, dando calcário:
Ca(OH)2(s) + CO2(g) CaCO3(s) + H2O(g)
Substância H0f (kJ/mol)
Ca(OH)2(s) –986,1
CaCO3(s) –1 206,9
CO2(g) –393,5
H2O(g) –241,8
A partir dos dados da tabela, a variação de entalpia da 
reação, em kJ/mol, será igual a:
Dado: H = ( Hform. prod.) – ( Hform. reag.)
a) +138,2
b) +69,1
c) –69,1
d) –220,8
e) –2 828,3
08.18. (UEL – PR) – As bolsas térmicas consistem, geral-
mente, de dois invólucros selados e separados, onde são 
armazenadas diferentes substâncias químicas. Quando a 
camada que separa os dois invólucros é rompida, as substân-
cias neles contidas misturam-se e ocorre o aquecimento 
ou o resfriamento. A seguir, estão representadas algumas 
reações químicas que ocorrem após o rompimento da ca-
mada que separa os invólucros com seus respectivos H°.
I. CaO(s) + SiO2(s) CaSiO3(s) H°
 = – 89,5 kJ/mol 
II. NH4NO3(s) + H2O(ℓ) NH
+
4(aq) + NO
–
3(aq) H°
 = + 25,69 kJ/mol
III. CaCℓ2(s) + H2O(ℓ) Ca
2+
(aq) + 2 Cℓ
–
(aq) H°
 = – 82,80 kJ/mol
Analise as reações e os valores correspondentes de H° e 
indique a alternativa que correlaciona, adequadamen-
te, as reações com as bolsas térmicas quentes ou frias.
a) I. fria, II. quente, III. fria.
b) I. quente, II. fria, III. quente.
c) I. fria, II. fria, III. fria.
d) I. quente, II. quente, III. fria.
e) I. quente, II. quente, III. quente.
Aula 08
19Química 4B
Discursivos
08.19. (FUVEST – SP) – Em automóveis, o hidrogênio é um possível combustível alternativo à gasolina.
Usando os dados abaixo, calcule a pressão da quantidade de hidrogênio que fornece a mesma energia e ocupa o mesmo 
volume, a 27°C, que 1 litro de gasolina.
Dados: Calores de combustão
 Gasolina: 3,0  107 J/L
 Hidrogênio: 2,4 x 105 J/mol
 Cte = R = 8  10–2 L  atm  mol–1  K–1
08.20. (UFRRJ) – Adicionando bicarbonato de sódio para auxiliar o cozimento dos alimentos, tem-se a seguinte reação:
2NaHCO3 Na2CO3 + CO2(g) + H2O
Considerando os dados abaixo, calcule a quantidade de calor envolvida, quando se utiliza 0,2 mol de bicarbonato de sódio:
NaHCO3 = –226,5 kcal/mol
Na2CO3 = –270,3 kcal/mol
CO2 = –94 kcal/mol
H2O = –57,8 kcal/mol
Hform
20 Semiextensivo
Gabarito
08.01. b
08.02. c
08.03. b
08.04. a
08.05. c
08.06. a) exotérmica
b) endotérmica
c) exotérmica
d) endotérmica
08.07. a) formação
b) combustão
c) formação da H O2 ( )N quanto a combustão do H2(g)
d) formação da CO g2 ( ) quanto a combustão do C grafite( )
e) neutralização
H2(g)
P = ? atm; V = 1 L (mesmo volume)
t = 27°C
273
T = 300 K = 3  102 K; R = 8  10–2 K  atm  mol–1  K–1
n = ? mol; calor de combustão = 2,4  105 J/mol
24  104 J/mol
24 · 104 J 1 mol
3 · 107 J n = ? mol
n mol de H g=
⋅
⋅
=
⋅3 10
24 10
1 10
8
7
4
3
2( )
Gasolina V = 1 L
Calor de combustão = 3,0  107 J/L
3,0  107 J1 L libera
“Mesma energia”
e
“Mesmo volume”
PV = n · R · T
P = 
n  R  T
V
 
P = 
1  103  8  10–2  3  102
8  1
P(H2) = 
3  103 atm 
H2(g)
08.08. a
08.09. b
08.10. c
08.11. c
08.12. e
08.13. c
08.14. c
08.15. c
08.16. b
08.17. c
08.18. b
08.19. 
08.20. 
2NaHCO3 Na2CO3 + CO2 + H2O H = ?
2 (–226,5) –270,3 –94,0 –57,8
Hi = (–453) Hf = (–422,1)
H = (Hfinal) – (Hinicial)
H = (–422,1) – (–453) = 
2 mol absorvem + 30,9 kcal 
0,2 mol absorve x = ? 10
 x = 
+ 3,09 kcal
 10
+30,9 kcal