EM_V06_QUÍMICA PROFESSOR

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Livro do Professor
Química
Volume 6
Presidente: Ruben Formighieri
Diretor-Geral: Emerson Walter dos Santos
Diretor Editorial: Joseph Razouk Junior
Gerente Editorial: Júlio Röcker Neto
Gerente de Arte e Iconografia: Cláudio Espósito Godoy
Autoria: Fábio Roberto Batista
Supervisão Editorial: Jeferson Freitas
Coordenação de Área: Milena dos Passos Lima
Edição de Conteúdo: Gabriela Ido Sabino
Edição de Texto: Juliana Milani
Revisão: Chisato Watanabe, Willian Marques e Fabrízia Carvalho Ribeiro
Supervisão de Arte: Elvira Fogaça Cilka 
Edição de Arte: Angela Giseli de Souza
Projeto Gráfico: YAN Comunicação
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Editoração: Studio Layout Ltda.
Ilustrações: Divo, Jack Art e Marcos Gomes
Pesquisa Iconográfica: Janine Perucci (Supervisão) e Marina Gonçalves Grosso
Engenharia de Produto: Solange Szabelski Druszcz
Produção
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(Maria Teresa A. Gonzati / CRB 9-1584 / Curitiba, PR, Brasil)
B333 Batista, Fábio Roberto.
 Química : ensino médio / Fábio Roberto Batista ; ilustrações Divo, Jack Art, Marcos 
Gomes. – Curitiba : Positivo, 2015.
v. 6 : il.
Sistema Positivo de Ensino
ISBN 978-85-467-0230-5 (Livro do aluno)
ISBN 978-85-467-0231-2 (Livro do professor)
1. Química. 2. Ensino médio – Currículos. I. Divo. II. Art, Jack. III. Gomes, Marcos. IV. Título.
CDD 373.33
O projeto gráfico atende aos objetivos da coleção de diversas formas. As ilustrações, diagramas e figuras contribuem para a construção 
correta dos conceitos e estimulam um envolvimento ativo com temas de estudo. Sendo assim, fique atento aos seguintes ícones:
Fora de escala numéricaFormas em proporçãoColoração artificial
Imagem ampliadaImagem microscópicaColoração semelhante ao natural
Representação artísticaEscala numéricaFora de proporção
Termoquímica .............................................4
Trocas de energia em uma transformação .............................................................5
 Reação química exotérmica e endotérmica ....................................................................................................... 6
 Equação termoquímica ..................................................................................................................................... 9
 Fatores que alteram a variação de entalpia da reação .................................................................................... 11
 Casos especiais de entalpia ............................................................................................................................ 15
Métodos teóricos para determinar a variação de entalpia da reação....................18
 Entalpia de formação ...................................................................................................................................... 18
 Lei de Hess ...................................................................................................................................................... 18
 Energia de ligação ........................................................................................................................................... 20
Cinética Química ........................................37
Velocidade de uma reação química ....................................................................38
 Teoria das colisões ........................................................................................................................................... 39
Fatores que influenciam a velocidade de uma reação ..........................................43
 Superfície de contato ...................................................................................................................................... 43
 Temperatura ................................................................................................................................................... 44
 Pressão ........................................................................................................................................................... 45
 Catalisador ...................................................................................................................................................... 45
 Concentração .................................................................................................................................................. 47
11
12
Sumário
Acesse o livro digital e 
conheça os objetos digitais 
e slides deste volume.
4
 Termoquímica
Ponto de partida 
 Uma das grandes descobertas do ser humano foi o fogo, uma manifestação de combustão rápida com emissão 
de luz e calor. 
1. Você sabe o que é combustão?
2. De onde vem a energia envolvida nas reações de combustão?
3. O triângulo de fogo é a representação dos três elementos necessários para iniciar a combustão – COMBUSTÍ-
VEL (sólidos, líquidos e gasosos), COMBURENTE (oxigênio acima de 13%) e CALOR (energia inicial). Explique 
o significado de cada um desses elementos.
11
1
©Shutterstock/Toa55
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ConexõesConexões
Por que o fogo queima?
1. O fogo é resultado de uma reação química provocada por três ingredientes: oxigênio, combustível e 
calor. Quando eles se juntam, o oxigênio reage com o combustível, numa violenta oxidação*, chama-
da de combustão.
2. O combustível é a substância que “queima” e pode ser sólido, líquido ou gasoso. Para reagir com o 
oxigênio, ele deve ser aquecido até uma temperatura mínima – cada material tem a sua. [...]
3. A combustão libera energia em forma de calor e de luz – provocando a chama. [...] Combustíveis 
orgânicos como a madeira – com carbono na composição – geram fumaça ao queimar.
4. [...] À medida que o combustível é consumido, a chama e o calor diminuem até o fogo sumir. Para 
apagar qualquer fogo, é só afastar o oxigênio – abafando o fogo, por exemplo – eliminar o combustível 
ou diminuir a temperatura da reação.
[...] 
* Na oxidação, os átomos do gás oxigênio (O2) se separam para se combinar com outros elementos 
químicos.
JOKURA, Tiago. Por que o fogo queima? Disponível em: <http://mundoestranho.abril.com.br/ciencia/fogo-queima-495841.shtml>. 
Acesso em: 26 abr. 2015.
 entender a energia envolvida nas reações químicas; 
 conceituar as reações em endotérmicas e exotérmicas; 
 analisar os fatores que influenciam os valores da variação de entalpia de uma equação termo-
química; 
 calcular a variação de entalpia de uma reação, por meio dos diferentes métodos teóricos.
uímicas; 
xotérmicas;
Objetivos da unidade:
Trocas de energia em uma transformação
O avanço conquistado no controle das diferentes 
formas de energia advém de transformações, geral-
mente, acompanhadas de liberação ou absorção de 
energia na forma de eletricidade, luz ou calor. 
Desde a Pré-História, é constante o interesse do ser humano em conseguir controlar a energia. Inicialmente, ele 
aprendeu a manipular o fogo, fato que permitiu a ele cozinhar os alimentos e deixar de temer o frio. Mais tarde, o fogo 
foi utilizado para moldar metais e construir armas, mudando a história das batalhas. Atualmente, a dependência das 
várias formas existentes de energia é cada vez maior. Seja para uso industrial, seja em ambiente doméstico, percebe-se 
que não seria uma tarefa fácil se hojefosse necessário abdicar das facilidades que o uso da energia traz para o dia a dia.
O estudo da energia e suas transformaç
ões é realizado pela Termodinâ-
mica. Já as relações entre as reações quí
micas e as variações de energia 
envolvendo o calor são estudadas pela Te
rmoquímica. 
Volume 66
O conteúdo energético envolvido em uma transformação química é chamado 
de entalpia; porém, não se conhece nenhuma maneira de determinar a entalpia 
de uma substância. Na prática, é possível apenas medir, experimentalmente, a va-
riação da entalpia ( H) de uma transformação, com auxílio de um calorímetro. 
O funcionamento desse aparelho consiste no seguinte princípio: se a transformação libera calor para o meio, a 
água é aquecida; ao contrário, se absorve calor do meio, a água é resfriada. Ou seja, o aumento ou a diminuição da 
temperatura do sistema depende, respectivamente, da quantidade de calor liberado ou absorvido pela água e da 
sua quantidade presente no calorímetro. Matematicamente, essa quantidade de calor liberada ou absorvida pode ser 
calculada por meio da expressão:
Q = m ⋅ c ⋅ ΔT
Q = quantidade de calor liberada ou absorvida em um sistema fechado, sob 
pressão constante.
m = massa de água presente no sistema.
c = calor específico da água (4,18 J/g ⋅ ºC).
T = variação de temperatura do sistema.
Sob pressão constante, a quantidade de calor (Q) do sistema é igual ao valor da variação de entalpia ( H) do 
processo. Assim, pode-se definir a variação de entalpia como a diferença entre os estados final e inicial, conforme a 
equação matemática:
H = HFinal – HInicial
Com essa equação, é possível calcular os valores de energia sob a forma de calor liberado ou absorvido. Em função 
dessa energia, os processos físicos ou químicos podem ser classificados em exotérmicos e endotérmicos. 
Reação química exotérmica e endotérmica 
Para as reações químicas, a quantidade de calor liberada ou absorvida, medida pelo calorímetro, também é conhe-
cida como calor de reação. 
O calorímetro é um dispositivo 
no qual o fluxo de calor é mo-
nitorado pelas mudanças de 
temperatura do sistema. 
Além da água, o termômetro e o reci-
piente sofrem trocas de calor. Porém, 
neste material serão discutidos so-
mente cálculos em que a água libera 
ou absorve calor da reação.
O calor específico é a quan-
tidade de calor fornecido a 
1 g de material para elevar 
sua temperatura em 1 oC.
M
ar
co
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G
om
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01
1.
 D
ig
ita
l.
Química 7
As reações que liberam calor são chamadas de exotérmicas e as reações que absorvem calor, endotérmicas. Para 
determinar se uma reação é exotérmica ou endotérmica, é necessário considerar que há ruptura de ligações entre os 
átomos no(s) reagente(s) e formação de novas ligações químicas no(s) produto(s). O saldo energético é que indica se 
a reação libera ou absorve energia. 
Com base na Lei da Conservação da Energia, em uma reação química: 
A energia total do(s) reagente(s) é igual à energia total do(s) produto(s).
Portanto, em uma reação exotérmica, em que a energia é liberada na forma de calor, esse saldo é proveniente do 
conteúdo energético do(s) reagente(s). Isto é, a entalpia do(s) reagente(s) é maior que a entalpia do(s) produto(s) – 
HReagente(s) > HProduto(s). 
A reação exotérmica pode ser representada por várias equações, são elas: 
Reagente(s) Produto(s) + calor
Reagente(s) – calor Produto(s)
Reagente(s) Produto(s) H = –x calor
Por meio de um gráfico, é possível representar um diagrama geral que relaciona a entalpia em função do desen-
volvimento da reação. 
Entalpia (H)
Reagente(s)
Produto(s)
Caminho da reação (tempo)
ΔH = HP – HR
HP < HR
HP 
HR
ΔH < 0
Um sistema composto de H2(g) e O2(g), por exemplo, tem mais energia interna que um sistema composto de H2O(ℓ). 
Isso ocorre porque o sistema perde energia ( H < 0) quando H2 e O2 são convertidos em H2O. 
H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(ℓ) 
H (kJ)
H2O(ℓ)
0
–285,83
ΔH < 0
H2(g) + 1/2 O2(g) 
HReagentes = 0
HProduto = –285,83 kJ
H = HFinal – HInicial
H = HProduto – HReagentes 
H = –285,83 – (0) 
H = –285,83 kJ há liberação de 285,83 kJ
Assim, 
H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(ℓ) + 285,83 kJ 
H2(g) + 1/2 O2(g) – 285,83 kJ H2O(ℓ)
H2(g) + 1/2 O2 (g) H2O(ℓ) H = –285,83 kJ 
A análise do gráfico demonstra que, nesse processo, a entalpia 
do(s) reagente(s) – HR – é maior que a entalpia do(s) produto(s) – HP –, 
e por isso há liberação de energia. 
Nos diagramas de entalpia, a seta indica o sentido da reação. 
Quando está para baixo, a energia é liberada (ΔH é negativo). 
Volume 68
Em uma reação endotérmica, em que a energia é absorvida na forma de calor, o saldo energético provém do(s) 
produto(s). Ou seja, a entalpia do(s) produto(s) é maior que a entalpia do(s) reagente(s) – HReagente(s) < HProduto(s). 
A seguir, as possíveis equações para representar uma reação endotérmica:
Reagente(s) + calor Produto(s)
Reagente(s) Produto(s) – calor
Reagente(s) Produto(s) H = +x calor
O diagrama geral, para essa reação, indica que a entalpia do(s) 
produto(s) – HP – é maior que a entalpia do(s) reagente(s) – HR –, e 
por isso há absorção de energia. 
Quando a seta, em um diagrama de entalpia, está para cima, a 
energia é absorvida ( H é positivo).
Ao contrário da reação de formação da água, apresentada anteriormente como exemplo de reação exotérmica, a 
decomposição dessa substância é um processo endotérmico. 
HReagente = –285,83 kJ
HProdutos = 0
H = HFinal – HInicial
H = HProdutos – HReagente 
H = 0 – (–285,83)
H = +285,83 kJ há absorção de 285,83 kJ 
Assim,
H2O(ℓ) + 285,83 kJ H2(g) + 1/2 O2(g)
H2O(ℓ) H2(g) + 1/2 O2(g) – 285,83 kJ
H2O(ℓ) H2(g) + 1/2 O2(g) H = +285,83 kJ 
H (kJ)
H2O(ℓ)
0
–285,83
ΔH > 0
H2(g) + 1/2 O2(g) 
Os calores, liberados ou absorvidos, são expressos, de acordo com o 
Sistema Internacional de Unidades (SI), em joule (J) ou seus submúlti-
plos. Em algumas situações, como em rótulos de alimentos, é também 
expresso em caloria (cal). A equivalência entre caloria e joule é dada 
pela relação: 
1 cal = 4,18 J
Em uma reação química, a quantidade de calor é comumente expressa em quilojoule (kJ) ou em quiloca-
loria (kcal).
Faça os alunos perceberem, com os 
exemplos – formação e decomposi-
ção da água –, que se em um sen-
tido a reação é exotérmica, ou seja, 
libera calor, no sentido oposto, a 
reação absorve calor (é endotérmi-
ca) e vice-versa. Isso será abordado 
com mais detalhes na sequência 
desta unidade. 
O joule é a unidade de trabalho e energia no SI. Sua definição é abordada 
pela disciplina de Física. 
Entalpia (H)
Reagente(s)
Produto(s)
ΔH = HP – HR
HP 
HR
Caminho da reação (tempo)
HP > HR
ΔH > 0
Quando nos alimentamos, as molécu
las 
presentes nos alimentos são metabolizad
as 
(queimadas) pelo nosso organismo para
 li-
berar (fornecer) energia que é utilizada p
ara 
a manutenção dos nossos processos vitais
. 
Ao final da unidade, na seção Química em foco, há um texto para leitura cujo tema é a quantidade de calorias na alimen-
tação.
Química 9
Organize as ideias
Equação termoquímica
A informação sobre a quantidade de energia liberada ou absorvida em reações químicas é de extrema importância. 
Porém, as condições em que as reações ocorrem – temperatura, pressão, estado de agregação e quantidade de matéria 
das substâncias envolvidas – influenciam no calor das reações. Por isso, essa grandeza é representada junto da equação 
a que se refere. 
Essa representação da reação química, conhecida como equação termoquímica, é fundamental, pois descreve as 
condições do sistema reacional e a variação de entalpia ( H). 
A equação termoquímica é a representação da reação química na qual devem constar as quantidades de matéria 
do(s) reagente(s) e do(s) produto(s), os estados físico e alotrópico (caso existam) das substâncias, a temperatura e a 
pressão na qual se encontra o sistema e a quantidade de calor liberada ou absorvida da reação ( H). 
 Classifique as transformaçõesapresentadas em endotérmicas ou exotérmicas. 
a) C12H22O11(s) + calor 12 C(s) + 11 H2O(g) Endotérmica 
b) C6H12O6(aq) + 6 O2(g) 6 CO2(g) + 6 H2O(g) + calor Exotérmica 
c) H2O(ℓ) H2(g) + 1/2 O2(g) H > 0 Endotérmica 
d) HCℓ(aq) + NaOH(aq) – 13,8 kcal NaCℓ(aq) + H2O(ℓ) Exotérmica 
e) C2H6O(ℓ) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) H = –1 366,1 kJ Exotérmica 
f) H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(g) + 241,82 kJ Exotérmica 
g) H2O(g) H2(g) + 1/2 O2(g) H = +241,82 kJ Endotérmica 
h) 
Entalpia (H)
HR 
HP
Caminho da reação (tempo)
Fe(s) + 1/2 O2(g)
FeO(s)
Exotérmica
i) 
Entalpia (H)
CO2(g)
C(grafite) + O2(g)
HP 
HR
Caminho da reação (tempo)
Endotérmica
Volume 610
1 H2(g) + 1/2 O2(g) 1 H2O(g) H = –241,82 kJ
1 H2(g) + 1/2 O2(g) 1 H2O(ℓ) H = –285,83 kJ
2 H2(g) + 1 O2(g) 2 H2O(ℓ) H = –571,66 kJ
1 C(grafite) + O2(g) CO2(g) H = –393,51 kJ
1 C(diamante) + O2(g) CO2(g) H = –395,40 kJ
Quando não for indicada a temperatura e a 
pressão em que a reação foi realizada, admite-se que 
ocorreu nas condições-padrão. 
Com os exemplos apresentados, é possível verificar 
que o estado de agregação (estado físico ou alotrópico) e a 
quantidade de matéria das substâncias envolvidas são fato-
res que influenciam o calor da reação. Por isso, uma mesma 
reação química pode apresentar valores diferentes de H. 
Essa informação deve ser considerada para 
todas as equações termoquímicas que es-
tão apresentadas neste material.
Experimento
Papel que não queima
 O experimento proposto envolve queima, por 
isso tome cuidado com a chama, pois po-
dem ocorrer acidentes com a manipulação 
incorreta do fogo.
Em Química, este símbolo 
é utilizado quando uma 
atividade envolve fogo e 
risco de incêndio.
Materiais 
1 béquer de 250 mL; pinça metálica grande; 50 mL de álcool isopropílico; 50 mL de água; bico de Bunsen; uma 
cédula de papel (dinheiro). 
Como fazer
1. No béquer, misture 50 mL de álcool isopropílico com 50 mL de água.
2. Molhe, completamente, a cédula de papel na solução. 
3. Com o auxílio de uma pinça metálica, segure a cédula e coloque fogo. 
4. Observe o ocorrido.
Resultados e conclusão
a) O experimento representa a reação de combustão total do álcool isopropílico (C3H7OH(ℓ)) em presença de 
oxigênio (O2(g)), em que são produzidos gás carbônico (CO2(g)), água (H2O(g)) e 1 987 kJ de energia. Com essas 
informações, indique a equação termoquímica balanceada e a variação de entalpia do sistema. 
b) Considerando a informação de que toda queima é classificada como um processo exotérmico, nesse experi-
mento, a energia dos reagentes é maior ou menor que a energia dos produtos? 
c) Se a reação envolvida libera calor para o meio, por que o papel não queima? 
Caso prefira, podem ser usadas outras quantidades de 
água e álcool. Porém, é importante manter a mesma 
proporção em volume entre esses materiais.
Nesse experimento a cédula de papel não é queimada, pois, ao mesmo tempo que 
ocorre a combustão do álcool isopropílico, o calor liberado dessa queima é absorvi-
do pela água. Assim, não há calor suficiente para queimar o dinheiro.
A pressão de 1 atm e a temperatura d
e 25 oC são 
condições-padrão de um sistema.
2 Gabaritos.
Química 11
Fatores que alteram a variação de entalpia da reação
Em uma equação termoquímica, é necessário especificar informações como quantidade de matéria (mol), estado 
físico das substâncias ou estado alotrópico, pois esses fatores influenciam no valor do H da reação. 
Quantidade de matéria 
Por ser uma propriedade extensiva, a variação de entalpia é diretamente proporcional aos coeficientes estequiomé-
tricos das substâncias que participam da reação. Ou seja, o valor do H, representado em uma equação termoquímica, 
está relacionado à quantidade de matéria (mol) do(s) reagente(s) e do(s) produto(s). 
Para a reação de formação da água no estado líquido, a partir do hidrogênio e oxigênio gasosos, por exemplo, há 
liberação de 285,83 kJ. 
1 H2(g) + 1/2 O2(g) 1 H2O(ℓ) H = –285,83 kJ 
Entretanto, quando a reação é controlada para que 2 mols de H2(g) reajam com o oxigênio e formem 2 mols de 
H2O(ℓ), sob pressão constante, o sistema libera 571,66 kJ de calor. 
2 H2(g) + 1 O2(g) 2 H2O(ℓ) H = –571,66 kJ 
Para cada caso, pode-se dizer que o H da equação termoquímica balanceada está associado explicitamente às 
quantidades de reagentes e de produto. 
Estado físico 
A variação de entalpia para uma reação também depende do estado físico do(s) reagente(s) e do(s) produto(s). Se 
o produto da reação entre hidrogênio e oxigênio gasosos correspondesse à água no estado gasoso em vez de água no 
estado líquido, o H seria –241,82 kJ e não –285,83 kJ. 
H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(g) H = –241,82 kJ 
H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(ℓ) H = –285,83 kJ
A mudança no valor do H também ocorreria para a formação da água no estado sólido. 
H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(s) H = –292,72 kJ 
Os valores do H relacionados aos diferentes estados físicos da água também podem ser representados pelo dia-
grama:
propriedade extensiva: propriedade que depende da quantidade da amostra.
3 Coeficientes estequiométricos e valor do H.
Entalpia
(kJ)
HReagentes
H(g)
H(ℓ)
H(s)
Caminho da reação
ΔH1 = 
–241,82 kJ
ΔH2 =
–285,83 kJ
ΔH3 =
–292,72 kJ
H2(g) + 1/2 O2(g)
H2O(ℓ)
H2O(g)
H2O(s)
ΔHcondensação =
–44,01 kJ
ΔHsolidificação =
–6,89 kJ
ΔHvaporização =
+44,01 kJ
ΔHfusão =
+6,89 kJ
Verifica-se, dessa forma, que a entalpia da água:
 • no estado gasoso (H(g)) é a maior;
 • no estado líquido (H(ℓ)), intermediária; e, 
 • no estado sólido (H(s)), a menor. 
Ja
ck
 A
rt
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01
1.
 D
ig
ita
l.
Volume 612
Como o líquido e o vapor são estados mais energéticos que o sólido, a energia liberada para a formação da água 
no estado sólido é maior que nos estados líquido e gasoso. Essa diferença energética pode ser explicada pelo grau de 
agitação das moléculas, que aumenta do estado sólido para o estado de vapor. 
No diagrama, também se observa que as mudanças de estado físico de uma substância envolvem trocas de ener-
gia, isto é, ocorrem com absorção ou liberação de calor. Assim, a variação de entalpia para uma reação inversa é igual 
em valores absolutos, mas oposta em sinal. Ou seja, se em um sentido há absorção de energia na forma de calor, no 
sentido oposto, ocorre liberação da mesma quantidade de calor. Veja os exemplos: 
H2O(ℓ) H2O(g) Hvaporização = +44,01 kJ
H2O(g) H2O(ℓ) Hcondensação = –44,01 kJ
Estado alotrópico 
A mudança no estado alotrópico dos participantes de uma reação química também é um fator que altera a variação 
de entalpia ( H) do sistema. Observe. 
C(grafite) + O2(g) CO2(g) H = –393,51 kJ
C(diamante) + O2(g) CO2(g) H = –395,40 kJ
Apesar de serem semelhantes, as equações termoquímicas diferem 
quanto à forma alotrópica do elemento químico. Por esse motivo, apre-
sentam valores de H diferentes. 
As variedades alotrópicas mais comuns ocorrem com os elementos 
carbono e oxigênio.
 • Alótropos do carbono
As formas alotrópicas mais conhecidas desse elemento químico são: a 
grafite e o diamante. 
A grafite, forma alotrópica mais estável do carbono, é um sóli-
do macio, preto e escorregadio que tem brilho metálico e conduz 
corrente elétrica. Sua estrutura é formada por um rearranjo em 
folhas paralelas de átomos de carbono mantidas por interações 
de Van der Waals.
Detalhes sobre a entalpia de formação de uma substância serão apresentados no decorrer desta unidade. 
O estado alotrópico mais comum é considerado o mais estável, 
o que justifica seu valor de entalpia mais baixo. 
Quando um mesmo elemento quím
ico 
origina substâncias simples diferent
es, 
tem-se uma variedade alotrópica. E
sse 
fenômeno conhecido como alotropia
 – 
do grego allos (outro) e tropos (maneira) 
– pode ocorrer em razão das diferen
tes 
estruturas das substâncias no estado 
só-
lido ou da diferença quanto ao número
 de 
átomos que compõem a molécula. 
Reforce que a alotropia é um fenômeno exclusivopara as subs-
tâncias simples. 
G
et
ty
 Im
ag
es
/D
or
lin
g
 K
in
d
er
sl
ey
As ligações entre os planos na grafite são fra-
cas e permitem a movimentação dos elétrons, 
o que justifica a sua condutividade. 
D
iv
o.
 2
01
5.
 D
ig
ita
l.
 Em pressões e temperaturas muito altas, 
da ordem de 100 mil atm e 3 000 ºC, a 
grafite pode ser convertida em diamante. 
 Disposição espacial dos átomos de carbono na grafite 
Química 13
O diamante, substância natural de maior dureza, é um sólido duro e transparente no qual os átomos de carbono 
formam uma rede cristalina. 
 Disposição espacial dos átomos 
de carbono no diamante
Outra forma alotrópica do carbono são os fulerenos. Porém, até hoje, 
esses compostos não tiveram suas propriedades totalmente elucidadas. 
Ao contrário da grafite e do diamante, em que há uma infinidade de áto-
mos de carbono unidos constituindo um retículo cristalino, o fulereno é 
uma variedade formada por moléculas contendo no mínimo 60 átomos 
de carbono (C60).
Os fulerenos foram descobertos, em 19
85, 
por Harold Walter Kroto (1939-), Rich
ard 
Errett Smalley (1943-2005) e Robert Flo
yd 
Curl (1933-). As estruturas contendo 
60 
átomos de carbono, conhecidas co
mo 
buckminsterfulereno (em homenagem 
ao 
arquiteto Richard Buckminster Fuller), ap
re-
sentam a forma de uma bola de futebol c
om 
32 faces, sendo 20 hexagonais e 12 pen
ta-
gonais. Atualmente, é chamada simpl
es-
mente de fulereno ou C60. 
O prefixo nano- tem sido utilizado p
ara 
materiais que têm pelo menos uma d
as 
suas dimensões com tamanho inferio
r a 
100 nanômetros (1 nanômetro = 10
–9 m). 
A diferença de dureza 
entre a grafite e os nano-
tubos de carbono deve-se 
ao tipo de estrutura, uma 
vez que os tubos são mais 
resistentes que as cama-
das finas. 
Ilu
st
ra
çõ
es
: D
iv
o.
 2
01
5.
 D
ig
ita
l.
 Disposição espacial dos átomos de carbono em nanotubo 
O C60 impulsionou a descoberta de outras estruturas de fulerenos, 
principalmente materiais nanoestruturados, sendo o maior destaque os 
nanotubos de carbono – estruturas formadas por átomos de carbono 
com ligações semelhantes às da grafite.
 Disposição espacial do fulereno 
contendo 60 átomos de carbono 
Volume 614
Molécula em forma de bola de futebol é encontrada no espaço
Astrônomos detectaram as maiores moléculas já encontra-
das no espaço em uma nuvem de poeira cósmica ao redor de 
uma estrela. As moléculas têm a forma de bola de futebol e são 
formadas por átomos de carbono. 
Descobertas [...] em experimentos de laboratório, essas mo-
léculas, chamadas de fulerenos, consistem de [...] átomos de 
carbono [...]. 
Os fulerenos são uma terceira forma de carbono. As duas 
primeiras são grafite e diamante. 
Devido a sua estabilidade, esperava-se encontrar a molécula 
em estrelas bem desenvolvidas, ricas em carbono. O elemento 
forneceria a matéria-prima para a molécula, e sua estabilidade 
impediria sua quebra pela radiação interestelar. 
[...] um grupo de pesquisas liderado por Jan Cami, da Uni-
versidade de Western Ontario, no Canadá, detectou as molécu-
las usando o telescópio de infravermelho Spitzer da Nasa (agên-
cia espacial americana). 
Em artigo publicado na revista “Science”, Cami e sua equipe 
descrevem ter identificado a assinatura em infravermelho da 
molécula. 
“[As moléculas] oscilam e vibram de várias maneiras e, ao fa-
zerem isso, interagem com a luz infravermelha em comprimen-
tos de onda bem específicos”, disse Cami [...]. Quando o teles-
cópio detectou emissões nesses comprimentos de onda, Cami sabia que o sinal vinha de fulerenos. 
Harry Kroto, professor da Universidade Estadual da Flórida e Nobel de Física em 1996 pela des-
coberta dos fulerenos, comemorou a descoberta. “Esse avanço entusiasmante fornece provas convin-
centes de que os fulerenos, como sempre suspeitei, existiram desde tempos imemoriais nos recantos 
escuros da nossa galáxia.” 
O sinal originou-se em uma estrela de Ara, no hemisfério celestial sul, a 6 500 anos-luz de distância.
ConexõesConexões
 Harold Kroto sentado em meio aos modelos 
de moléculas de fulerenos 
MOLÉCULA em forma de bola de futebol é encontrada no espaço. Folha de S.Paulo, São Paulo, Ciência. Disponível em: <http://www1.folha.
uol.com.br/ciencia/771152-molecula-em-forma-de-bola-de-futebol-e-encontrada-no-espaco.shtml>. Acesso em: 8 abr. 2015.
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so
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 • Alótropos do oxigênio 
O elemento oxigênio é encontrado em duas formas moleculares: O2 (gás oxigênio) e O3 (ozônio). A diferença entre 
esses alótropos é a atomicidade da molécula, ou seja, o número de átomos que a constituem. 
O gás oxigênio, presente em aproximadamente 21% do ar seco, é um gás indispensável à nossa respiração. O ozô-
nio, gás presente em quantidades muito pequenas na parte mais alta da atmosfera e no ar poluído, protege a Terra dos 
efeitos da radiação ultravioleta. 
Química 15
Casos especiais de entalpia
Há várias situações em que é importante conhecer a variação de entalpia associada a dado processo químico. No 
entanto, para isso, é necessário ter o valor da entalpia das substâncias que participam da reação.
Diante da impossibilidade de se determinar experimentalmente o valor absoluto da entalpia de uma substância, foi 
adotado um referencial chamado de estado-padrão.
O estado-padrão de uma substância corresponde a sua forma pura sob pressão atmosférica de 1 atm e temperatura 
de interesse, a qual normalmente é 298 K (25 ºC).
Assim, a entalpia-padrão ( Hº) de uma reação é definida como a variação de entalpia quando todos os reagentes 
e produtos estão em seus estados-padrão.
Arbitrariamente, é atribuído o valor zero para a entalpia dos elementos no estado-padrão, que são, em geral, subs-
tâncias simples no seu estado físico mais comum ou na sua variedade alotrópica mais estável (menos energética). 
Observe alguns exemplos na tabela. 
Elemento Hidrogênio Oxigênio Carbono Enxofre Nitrogênio Flúor Cloro Bromo Iodo
Substância simples 
com Hº = 0
H2(g) O2(g) C(grafite) S(rômbico) N2(g) F2(g) Cℓ2(g) Br2(ℓ) I2(s)
Portanto, a variação de entalpia de uma reação pode ser determinada diretamente por algum experimento ou 
calculada usando as entalpias-padrão das substâncias.
Entalpia-padrão de formação ( Hºf)
Um importante processo utilizado para organizar dados termoquímicos em tabelas é a formação de uma subs-
tância com base em seus elementos constituintes. A variação de entalpia associada a esse processo é chamada de 
entalpia-padrão de formação ou calor de formação. 
A entalpia-padrão de formação corresponde à variação de entalpia para a reação que forma 1 mol de uma 
substância com base em seus elementos, com todas as substâncias no estado-padrão. 
Se um elemento existir em mais de uma forma sob condições-padrão, a forma mais estável do elemento é utilizada 
na reação de formação. Observe as entalpias-padrão de formação para algumas substâncias. 
H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(ℓ) Hºf = –285,83 kJ
C(grafite) + O2(g) CO2(g) Hºf = –393,51 kJ
1/2 N2(g) + 1/2 O2(g) NO(g) Hºf = +90,25 kJ
A estequiometria das reações que foram exemplificadas indica que há sempre 1 mol da substância produzida. Por 
isso, os valores das entalpias de formação também podem ser representados em kJ/mol da substância. 
Como, por definição, a entalpia dos elementos no estado-padrão é zero, até mesmo porque não existe reação de 
formação apropriada quando o elemento já está em seu estado-padrão, a entalpia-padrão da reação de formação é 
numericamente igual à entalpia de 1 mol da substância produzida. 
O grau sobrescrito (º) na entalpia-padrão indica que o dado se refere às condições-padrão 
(1 atm e 25 ºC). 
Não há sistemas reais com energia nula. Ou seja, o valor zero para as entalpias 
das substâncias simples no estado-padrão é apenas um valor de referência.
Volume 616
Assim, os valores das entalpias de várias substâncias são registradosem tabelas que podem ser utilizadas para 
determinar teoricamente as variações de entalpias para diferentes reações.
Substância kJ/mol Substância kJ/mol
CH4(g) –74,81 NaCℓ(s) –411,15
C2H2(g) +226,73 NaOH(s) –425,61
C2H4(g) +52,26 NaOH(aq) –470,11
CO(g) –110,53 Ca(OH)2(s) –986,09
CO2(g) –393,51 Ca(OH)2(aq) –1 002,82
SO2(g) –296,83 Aℓ(OH)3(s) –1 276
H2S(g) –20,63 O3(g) +142,7
HF(g) –271,1 AgI(s) –61,84
HBr(g) –36,40 AgI(aq) +50,38
HCℓ(g) –92,31 CH3OH(ℓ) –238,86
H2O(g) –241,82 CH3CH2OH(ℓ) –277,69
H2O(ℓ) –285,83 CaO(s) –635,09
H2O(s) –292,72 CaCO3(s) –1 206,9
NH3(g) –46,11 HCN(g) +135,1
NO(g) +90,25 H2SO4(ℓ) –813,99
NO2(g) +33,18 C6H12O6(s) –1 268
Fonte: ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 
Porto Alegre: Bookman, 2006. p. 831-836.
Entalpia-padrão de combustão ( Hºc)
A energia associada às reações de combustão é denomina-
da entalpia-padrão de combustão. 
A entalpia-padrão de combustão de uma substância corresponde 
à energia liberada na queima completa de 1 mol de uma subs-
tância (combustível) pelo gás oxigênio (comburente), todos no 
estado-padrão. 
Por serem sempre reações exotérmicas, as variações de entalpia associadas às reações de combustão correspon-
dem a valores negativos ( H < 0).
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(ℓ) Hºc = –890 kJ
C3H8(g) + 5 O2(g) 3 CO2(g) + 4 H2O(ℓ) Hºc = –2 220 kJ
Os produtos formados dependem da composição do combustível. Para compostos que apresentam carbono e 
hidrogênio, a queima completa produz gás carbônico e água.
4 Temperatura e valores das entalpias de combustão.
 Coincidência entre os valores de entalpia 
de combustão e de formação.
5
Em virtude do crescimento da popula
ção mundial e do 
consequente avanço na demanda de e
nergia, surgiu uma 
nova profissão com um campo promi
ssor: a Engenharia 
de Energias Renováveis. O objetivo p
rincipal do enge-
nheiro é pesquisar matrizes energética
s mais eficazes e de 
baixo impacto ambiental.
Química 17
O conhecimento dos produtos da queima e o valor da energia-padrão de combustão auxiliam, por exemplo, na 
decisão sobre qual combustível é mais adequado para determinada aplicação. 
Entalpia-padrão de neutralização ( Hºn)
A entalpia-padrão de neutralização corresponde à energia liberada na formação de 1 mol de água, a partir da 
neutralização de 1 mol de íons H+ por 1 mol de íons OH–, em soluções aquosas diluídas. 
Para ácidos e bases fortes (100% ionizados ou dissociados nos respectivos íons), a variação de entalpia de neutrali-
zação é constante e corresponde a –58,0 kJ por mol de água formada. 
HCℓ(aq) + NaOH(aq) NaCℓ(aq) + H2O(ℓ) Hºn = –58,0 kJ
HNO3(aq) + KOH(aq) KNO3(aq) + H2O(ℓ) Hºn = –58,0 kJ
Lembre os alunos de que 1 kcal = 4,18 kJ. Portanto, –58 kJ 
corresponde a, aproximadamente, –13,8 kcal. 
Atividades
 A tabela apresenta as entalpias de combustão para di-
ferentes substâncias, frequentemente utilizadas como 
combustíveis.
Substância
Entalpia de combustão 
 (kJ/mol) 
(valores aproximados)
CH4(g) –890
C3H8(g) –2 220
C4H10(g) –2 878
C8H18(ℓ) –5 471
CH3OH(ℓ) –726
C2H5OH(ℓ) –1 368
Fonte: ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: 
questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: 
Bookman, 2006. p. 836.
 Com base nessas informações, resolva as seguintes 
questões:
a) Represente as equações termoquímicas das rea-
ções de combustão para cada combustível. 
b) Além de produzir o mínimo possível de poluição, a 
escolha de um combustível depende da quantidade 
de calor fornecida. Entre os combustíveis citados na 
tabela, qual libera a maior quantidade de calor por 
mol consumido? E por grama? 
c) Determine a quantidade de matéria de etanol 
(C2H5OH) a ser queimada para liberar 342 kJ.
 
1 mol de C2H5OH — 1 368 kJ
x — 342 kJ
x = 0,25 mol de etanol
d) Determine a quantidade de energia liberada na 
queima de 32,4 kg de gasolina, cujo componente 
principal é o octano (C8H18).
114 g — 5 471 kJ
32,4 103 g — x
x 1,555 106 kJ
e) Calcule a massa de etanol (C2H5OH) necessária 
para gerar a mesma quantidade de calor liberada 
na queima de 1 mol de octano (C8H18). 
1 mol de C8H18 — 5 471 kJ
46 g de etanol — 1 368 kJ
 x — 5 471 kJ
x 183,9 g de etanol
Sugestão de atividades: questões 1 a 24 da seção Hora de estudo.
6 Gabaritos.
Volume 618
Métodos teóricos para determinar a variação de entalpia 
da reação
Na prática, com auxílio de um calorímetro, pode-se determinar, sob pressão constante, a variação de entalpia de 
algumas reações químicas, como as que ocorrem em solução, por meio do ganho ou da perda de calor da solução para 
o conteúdo do calorímetro. Entretanto, isso nem sempre é possível, pois, além de serem muitas as reações, algumas, 
por exemplo, não ocorrem em condições experimentais normais. Por isso, existem vários métodos para determinar, 
teoricamente, a variação de entalpia de uma reação.
Entalpia de formação
As entalpias-padrão de formação de substâncias ( Hºf), predeterminadas e registradas em tabelas, podem ser uti-
lizadas para calcular o H teórico de outras reações químicas. Assim, com os valores das entalpias de cada participante 
da reação, o cálculo pode ser realizado pela expressão:
HºReação = [Σ Hºf Produto(s)] – [Σ Hºf Reagente(s)]
Como a entalpia-padrão de formação de uma substância refere-se à en-
talpia de 1 mol dessa substância, quando necessário, os valores tabelados 
devem ser multiplicados pelos coeficientes estequiométricos da referida 
substância, de acordo com a reação na qual participa. 
Para exemplificar, considere a reação de combustão da glicose. 
C6H12O6(s) + 6 O2(g) 6 CO2(g) + 6 H2O(ℓ)
Dadas as entalpias-padrão de formação: 
C6H12O6 = –1 268 kJ; CO2 = –393,51 kJ; H2O = –285,83 kJ, 
é possível determinar o valor da energia liberada para essa reação. 
Comente com os alunos que, embora os métodos envolvam processos dife-
rentes para a determinação do H de uma reação, o resultado final deve ser 
sempre o mesmo.
A maior parte da energia de que n
os-
so corpo necessita vem de carboidra
tos 
e gorduras. A glicose, um carboidr
ato 
simples, é o principal açúcar no sang
ue. 
Transportada pelo sangue para as célu
las, 
esse carboidrato reage com o O2 em u
ma 
série de etapas, produzindo CO2(g), H2O(ℓ)
 
e energia. 
O valor do H da reação pode ser expresso em função da quantidade de matéria para qualquer participante da reação.
Lei de Hess
Estabelecida com base em resultados experimentais, a Lei de Hess foi enunciada, em 1840, pelo cientista suíço 
Germain Henri Hess (1802-1850), considerado um dos pioneiros da Físico-Química. 
Resolução: 
C6H12O6(s) + 6 O2(g) 6 CO2(g) + 6 H2O(ℓ) Hº = ?
(–1 268) + 6 ⋅ zero 6 ⋅ (–393,51) + 6 (–285,83) 
–1 268 kJ (–2 361,06) + (–1 714,98)
–1 268 kJ –4 076,04 kJ
HºReação = [Σ Hºf Produto(s)] – [Σ Hºf Reagente(s)]
Hº = [–4 076,04 kJ] – [–1 268 kJ]
Hº = –4 076,04 + 1 268
Hº = –2 808,04 kJ 2 808,04 kJ liberados
Recorde com os alunos 
que substâncias simples 
no seu estado físico mais 
comum ou na sua varie-
dade alotrópica mais es-
tável (menos energética) 
têm entalpia igual a zero. 
Química 19
CHAGAS, A. P.; AIROLDI, Claudio. Lavoisier, Hess e os primórdios da termoquímica. Química Nova, v. 4, n. 3, p. 95-96, jul. 1981.
A variação de entalpia de uma reação química depende apenas do estado inicial 
do(s) reagente(s) e final do(s) produto(s).
Em outras palavras, partindo-se de um estado inicial e chegando-se a um estado final, o H será sempre o mesmo, 
independentemente do caminho percorrido, seja uma reação direta, seja em etapas. A Lei de Hess pode ser conside-
rada uma simples consequência do Princípio da Conservação da Energia, que estabelece que esta não pode ser criada 
nem destruída, apenas convertida em outra forma de energia.
Mede o que é mensurável e torna mensurável 
o que não é.
Galileu Galilei
A grande utilidade desse método teórico é determinar a variação de entalpia das reaçõesque não se realizam na 
prática ou de reações que se realizam, porém são difíceis de serem medidas diretamente. Ou seja, é possível fazer uma 
previsão do H de uma reação sem realizá-la, por meio de outras reações cujos valores de entalpias estão disponíveis. 
As equações termoquímicas podem ser operadas como se fossem equações algébricas, em que a variação de entalpia 
da equação global será igual à soma das variações de entalpia das etapas individuais.
HReação = HI + HII + HIII + ... + Hn
Como exemplo, veja a utilização desse método para determinar a combustão incompleta do carbono. 
C(grafite) + 1/2 O2(g) CO(g) H = ?
Na prática, é impossível medir diretamente a entalpia dessa reação. Para isso, utilizam-se as variações de entalpia 
das etapas que participam dessa queima. Observe as equações: 
I. C(grafite) + O2(g) CO2(g) H = –393,51 kJ
II. CO(g) + 1/2 O2(g) CO2(g) H = –282,98 kJ
[...]
Em 1838 Hess começou suas investigações termoquímicas. Não havia tido anteriormente ne-
nhum preparo em calorimetria, como todos os químicos de seu tempo, mas seu trabalho é pautado 
pela simplicidade, engenhosidade e precisão. Verificou ele que o calor de neutralização entre um 
ácido e uma base, ambos em solução aquosa, era o mesmo, quer se adiciona a ácido concentrado 
à água e depois à base, ou se fizesse o contrário, primeiro a base em água e depois o ácido. A soma 
dos calores obtidos à várias concentrações do ácido ou da base (fixando-se um deles) era constante 
dentro de um erro de 1% (!). 
Estes estudos levaram-no, em 1840, a enunciar a lei hoje conhecida como “Lei de Hess”, ou seja: 
“a quantidade de calor envolvida durante a formação de um dado composto é constante, indepen-
dente se o composto é formado direta ou indiretamente em uma série de etapas”.
Volume 620
Resolução: 
Com os valores das entalpias de combustão fornecidas, as equações devem ser combinadas a fim de que a soma 
resulte na equação de combustão desejada. 
Para isso, as equações I e II são ordenadas de tal modo que o C(grafite) esteja no lado do reagente e o CO(g) no lado 
do produto, conforme a equação principal. Ou seja, 
• A equação I é mantida e o C(grafite) continua como reagente.
C(grafite) + O2(g) CO2(g) HI = –393,51 kJ
• A equação II é invertida para que o CO(g) seja o produto. 
CO2(g) CO(g) + 1/2 O2(g) HII = +282,98 kJ
A soma algébrica das 2 equações, nesse caso, possibilita o cancelamento do CO2(g), que aparece em ambos os 
lados das setas. 
I. C(grafite) + O2(g) CO2(g) HI = –393,51 kJ
II. CO2(g) CO(g) + 1/2 O2(g) HII = +282,98 kJ
Portanto,
C(grafite) + 1/2 O2(g) CO(g) H = –110,53 kJ 
7 Dica de como ordenar as equações secundárias para calcular a variação de entalpia da equação principal.
8 Relação entre os valores da variação de entalpia 
para a reação direta e inversa.
Às vezes, é necessário multiplicar ou dividir determinada equação por certo número e, consequentemente, seu valor 
de H, para que a quantidade de matéria das substâncias envolvidas fique de acordo com a equação que se deseja 
calcular a variação de entalpia. Isso ocorre, pois, conforme já apresentado, a entalpia é uma propriedade extensiva, 
isto é, seu valor depende da quantidade de matéria de cada participante da reação. 
Também é possível determinar a variação de entalpia de uma reação, pela Lei de Hess, por meio da represen-
tação gráfica. Observe a determinação do H para o exemplo apresentado anteriormente.
C(grafite) + O2(g)
∆H = –393,51 kJ
CO2(g)
∆H = –110,53 kJ
CO(g) + 1/2 O2(g)
∆H = +282,98 kJ
O diagrama de entalpia permite uma melhor visualização das diversas etapas do processo e a determinação do H 
da equação global.
Energia de ligação
Em uma reação química, as substâncias iniciais são consumidas para que novas substâncias sejam formadas. A nível 
microscópico, há um rearranjo entre os átomos presentes no(s) reagente(s) para que novas ligações entre esses átomos 
sejam obtidas no(s) produto(s). Em outras palavras, algumas ligações são quebradas e outras, formadas. 
Química 21
A tabela apresenta valores de entalpia de ligação média para algumas ligações.
Para que ocorra a quebra de ligações no(s) reagente(s), é necessário o fornecimento de energia, pois se trata de 
um processo endotérmico. Ao contrário, para a formação de ligações no(s) produto(s), há liberação de energia, ou 
seja, é um processo exotérmico. A análise dessas energias permite determinar a variação de entalpia de uma reação 
química. 
Porém, como a energia absorvida no rompimento de uma ligação é numericamente igual à energia liberada para 
a sua formação, a entalpia de ligação é definida em termos de quebra de ligação.
A entalpia de ligação é a energia necessária para romper 1 mol de 
ligações entre átomos no estado gasoso, em condições-padrão. 
Para romper, por exemplo, 1 mol de ligações do gás hidrogênio e formar átomos de H(g), é necessário fornecer 
436 kJ de energia. Por isso, diz-se que a energia de ligação H – H equivale a 436 kJ. 
As entalpias de ligação sempre apresentam valores positivos, pois medem o calor necessário para a 
quebra de determinada ligação. 
A indústria automobilística busca cada
 vez mais o de-
senvolvimento de motores que utiliza
m combustíveis 
alternativos, como o H2. Apesar de se
r considerado o 
combustível que não causa poluição,
 sua capacidade 
energética (mássica e volumétrica) é b
aixa. 
H2(g) 2 H(g) 
ou
H – H 2 H(g) 
H = 436 kJ/mol de ligação
Fonte: ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: 
Bookman, 2001.
O saldo energético resultante entre a energia absorvida na ruptura de ligações e a energia liberada na formação 
de novas ligações determina a variação de entalpia da reação e indica se o processo que prevalece é endotérmico ou 
exotérmico. 
Ligação
Entalpias de ligação 
(kJ/mol)
Ligação
Entalpias de ligação 
(kJ/mol)
H – H 436 N N 944
C – H 412 N = N 409
C – C 348 N – O 210
C = C 612 N = O 630
C C 837 O = O 496
C – O 360 O – H 463
C = O 743 F – F 158
C – N 305 Cℓ – Cℓ 242
C – F 484 Br – Br 193
C – Cℓ 338 H – F 565
N – N 163 H – Cℓ 431
N – H 388 H – Br 366
H = 436 kJ/mol de ligação
Volume 622
Observe o cálculo, que utiliza valores da entalpia de ligação, para o seguinte processo: H2(g) + 1/2 O2(g)   H2O(g).
Ligação Energia (kJ/mol)
H – H 436 
O = O 496 
H – O 463 
Atividades
1. Os valores das entalpias-padrão de formação de al-
gumas substâncias foram registrados em uma tabela 
no decorrer desta unidade. Utilize esses dados para 
determinar teoricamente a variação de entalpia dos 
seguintes processos, indicando se é exotérmico ou en-
dotérmico. 
a) Combustão do etanol: 
CH3CH2OH(ℓ) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) 
b) Processo da fotossíntese: 
6 CO2(g) + 6 H2O(ℓ) C6H12O6(s) + 6 O2(g)
 
6 CO2(g) + 6 H2O(ℓ) C6H12O6(s) + 6 O2(g)
6 (–393,51) + 6 (–285,83) –1 268 + zero
–4 076,04 –1 268
HºReação = [Σ Hºf Produtos] – [Σ Hºf Reagentes]
H = –1 268 – (–4 076,04)
H = +2 808,04 kJ (endotérmico)
c) Oxidação da amônia: 
2 NH3(g) + 5/2 O2(g) 2 NO(g) + 3 H2O(ℓ)
 
2 NH3(g) + 5/2 O2(g) 2 NO(g) + 3 H2O(ℓ)
2 (–46,11) + zero 2 (+90,25) + 3 (–285,83)
–92,22 –676,99
HºReação = [Σ Hºf Produtos] – [Σ Hºf Reagentes]
H = –676,99 – (–92,22)
H = –584,77 kJ (exotérmico)
Porém, é importante notar que o valor obtido por esse método é aproximado, pois as entalpias de ligação, em geral, 
correspondem a valores médios das energias de ligação para diferentes compostos. 
Resolução: 
As ligações são substituídas pelos valores de energia que correspondem à quebra de 1 mol de ligação. Para isso, 
são representadas as ligações de todas as substâncias envolvidas na reação. 
H – H + 1/2 O = O H – O – H
Ligações rompidas Ligações formadas
436 + 1/2 ⋅ (496) (2 ⋅ 463) 
684 kJ < 926 kJ
Energia absorvida < Energia liberada
Saldo energético = 242 kJ H = –242 kJ
Faça os alunos perceberem que,além do coeficiente estequiomé-
trico, o valor da energia de ligação 
também deve ser ajustado conforme 
a quantidade de cada ligação.
No exemplo apresentado, o saldo energético indica um processo exotérmico, 
pois a reação libera mais energia na forma de calor do que absorve.
CH3CH2OH(ℓ) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ)
–277,69 + zero 2 ⋅ (–393,51) + 3 (–285,83)
–277,69 –1 644,51
HºReação = [Σ Hºf Produtos] – [Σ Hºf Reagentes]
H = –1 644,51– (–277,69)
H = –1 366,82 kJ (exotérmico)
Química 23
2. O gás metano (CH4), principal componente do gás 
 natural, tem sido a escolha de muitas indústrias e pro-
prietários de veículos, pois, quando comparado com 
outros combustíveis derivados do petróleo, produz 
maior quantidade de calor, por quilograma queimado, 
resultando em menor impacto ambiental. 
 Dadas as entalpias de formação do CH4 = –74,81 kJ/mol, 
do CO2 = –393,51 kJ/mol e do H2O = –285,83 kJ/mol, 
calcule a variação de entalpia, em kJ, para a reação a se-
guir, a 25 ºC e 1 atm.
 CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(ℓ) 
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(ℓ)
–74,81 + 2 (zero) –393,51 + 2 (–285,83)
–74,81 –965,17
HºReação = [Σ Hºf Produtos] – [Σ Hºf Reagentes]
HºReação = –965,17 – (–74,81)
HºReação = –890,36 kJ
3. (UEM – PR) É possível preparar gás oxigênio em 
 laboratório pelo aquecimento cuidadoso de clorato de 
potássio, de acordo com a reação:
 2 KCℓO3(s) 2 KCℓ(s) + 3 O2(g) H = +812 kJ
 Supondo-se que a entalpia do KCℓ(s) vale +486 kJ/mol 
e considerando o sistema a 25 ºC e 1 atm, qual é o 
valor da entalpia-padrão do KCℓO3(s) em kJ/mol?
2 KCℓO3(s) 2 KCℓ(s) + 3 O2(g) H = +812 kJ 
x 2 (+486) + 3 (zero) H = +812 kJ
x +972 H = +812 kJ
HºReação = [Σ Hºf Produtos] – [Σ Hºf Reagentes]
+812 = +972 – x
x = +160 kJ/2 mols de KCℓO3 +80 kJ/mol de KCℓO3
4. O valor de H de uma reação química pode ser previs-
to, teoricamente, por diferentes métodos. Determine a 
variação de entalpia dos processos a seguir, pela Lei de 
Hess.
a) SO2(g) + 1/2 O2(g) SO3(g) 
 I. S(s) + O2(g) SO2(g) HI = –284,0 kJ
 II. S(s) + 3/2 O2(g) SO3(g) HII = –378,0 kJ
I. SO2(g) S(s) + O2(g) HI = +284,0 kJ
II. S(s) + 3/2 O2(g) SO3(g) HII = –378,0 kJ
 SO2(g) + 1/2 02(g) SO3(g) H = –94,0 kJ
b) C(s, grafite) + 2 H2(g) + 1/2 O2(g) CH3OH(ℓ)
 I. C(s, grafite) + O2(g) CO2(g) HI = –393 kJ
 II. 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(ℓ) HII = –572 kJ
 III. CH3OH(ℓ) + 3/2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(ℓ)
 HIII = –726 kJ (inverte a equação)
I. C(s, grafite) + O2(g) CO2(g) HI = –393 kJ
II. 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(ℓ) HII = –572 kJ
III. CO2(g) + 2 H2O(ℓ) CH3OH(ℓ) + 3/2 O2(g)
HIII = +726 kJ
 C(s, grafite) + 2 H2(g) + 1/2 O2(g) CH3OH(ℓ)
H = –239 kJ
(inverte a equação)
(repete a equação)
(repete a equação)
(repete a equação)
Volume 624
c) C(s) + 2 H2(g) CH4(g) 
 I. C(s) + O2(g) CO2(g) HI = –393,5 kJ
 II. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(ℓ) HII = –285,8 kJ
 III. CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(ℓ)
 HIII = –890,3 kJ (inverte a equação)
I. C(s) + O2(g) CO2(g) HI = –393,5 kJ
II. 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(ℓ) HII = –571,6 kJ
III. CO2(g) + 2 H2O(ℓ) CH4(g) + 2 O2(g) HIII = +890,3 kJ
 C(s) + 2 H2(g) CH4(g) H = –74,8 kJ
5. (UTFPR) O metanol é um excelente combustível alter-
nativo para motores de alta compressão, bem como um 
dos combustíveis usados em aviões a jato e foguetes. 
Ele pode ser produzido através da reação controlada do 
oxigênio do ar com metano do gás natural.
 CH4(g) + 1/2 O2(g) CH3OH(ℓ)
 Dadas as equações abaixo,
 CO(g) + 3 H2(g) CH4(g) + H2O(g)
 H = –206,1 kJ (inverte a equação)
 2 H2(g) + CO(g) CH3OH(ℓ)
 H = –128,3 kJ (repete a equação)
 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g)
 H = –483,6 kJ (divide por 2 a equação)
 podemos afirmar que a entalpia-padrão de reação para 
a formação de 1 mol de metanol a partir de metano e 
oxigênio é igual a:
X a) –164,0 kJ
b) –818,0 kJ
c) –405,8 kJ
d) –576,2 kJ
e) –92,6 kJ
6. Considere a seguinte reação:
 HCℓ(g)  H(g) + Cℓ(g) H = +431 kJ
 Determine o valor da energia de ligação.
(repete a equação)
(multiplica por 2 a equação)
I. CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3 H2(g)
HI = +206,1 kJ
II. 2 H2(g) + CO(g) CH3OH(ℓ)
HII = –128,3 kJ
III. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(g)
HIII = –241,8 kJ
CH4(g) + 1/2 O2(g) CH3OH(ℓ)
H = –164,0 kJ
Para formar o hidrogênio e o cloro isolados, é necessário 
romper a ligação H – Cℓ. Como nenhuma nova ligação é 
formada, a entalpia da reação é igual à energia absorvida 
no rompimento da ligação da molécula de HCℓ, ou seja, a 
energia de ligação do HCℓ é igual a 431 kJ. 
7. Os valores das energias de ligação de algumas subs-
tâncias foram apresentados no decorrer desta unidade. 
Utilize esses dados para determinar teoricamente a va-
riação de entalpia das seguintes reações. 
a) 2 HF H2 + F2
2 H – F H – H + F – F
Ligações rompidas Ligações formadas
2 (565) 436 + 158
1 130 kJ > 594 kJ
Energia absorvida > Energia liberada
Saldo energético = 536 kJ H = +536 kJ
 
b) 3 Cℓ2 + 2 NH3 6 HCℓ + N2
 
3 Cℓ – Cℓ + 2 H – N – H 6 H – Cℓ + N ≡ N
 
 H
Ligações rompidas Ligações formadas
3 (242) + 2 (3 388) 6 (431) + 944
3 054 kJ < 3 530 kJ
Energia absorvida < Energia liberada 
Saldo energético = 476 kJ H = –476 kJ
c) CH4 + Cℓ2  CH3Cℓ + HCℓ
 
 H H
                                               
H — C — H + Cℓ — Cℓ  H — C — Cℓ  + H — Cℓ  
 
 H H
Ligações rompidas Ligações formadas
4 (412) + 242 3 (412) + 338 + 431
1 890 kJ < 2 005 kJ
Energia absorvida < Energia liberada 
Saldo energético = 115 kJ H = –115 kJ
Sugestão de atividades: questões 25 a 50 da seção Hora de 
estudo.
Química 25
Cuidado: as calorias enganam
O método de calcular a energia dos alimentos caducou. E os pneuzinhos provam 
que podemos estar consumindo mais do que os rótulos dizem
No final do século 19, um químico americano descobriu que era possível contar a quantidade de 
energia dos alimentos. E é por causa dele que, até hoje, somos tentados a dar uma olhada, mesmo 
que discreta, nas calorias indicadas nos rótulos dos alimentos. Uma colher de Nutella engorda tanto 
quanto duas de requeijão light. [...]
Feliz com a confirmação de que o mais gostoso vale a pena, você come o doce de avelã [...] e 
ainda acredita que está mantendo o peso. Ledo engano. O que os rótulos não dizem (ou preferem não 
mostrar) é que seu corpo pode digerir cada um desses alimentos de forma muito diferente. Por isso, 
modo de preparo, textura, composição ou mesmo dúvidas sobre o método de contagem de calorias 
são capazes de diminuir ou aumentar a energia extraída da comida em até 50%. 
Quando aquele químico, Wilbur Olin Atwater (1844-1907), fez suas contas e descobriu que 
carboidratos e proteínas geravam 4 quilocalorias (kcal) por grama e gorduras 9 kcal por grama, ele 
esqueceu de considerar que o corpo humano absorve cada tipo de alimento de forma diferente. E que 
isso pode simplesmente virar de cabeça para baixo esses números que aparecem nas embalagens – e 
nos quais muita gente baseia cegamente suas dietas. 
Um exemplo são as fibras, presentes em cereais e alimentos integrais. Mais resistentes à digestão 
que outros elementos, as fibras diminuem o tempo que a comida leva para passar pelo intestino. Com 
menos tempo de trânsito intestinal, os ingredientes também têm menos tempo para ser absorvidos e 
isso significa que menos calorias são aproveitadas. 
É aí que aparece Geoffrey Livesey, médico e nutricionista na cidade de Norfolk, Inglaterra. Ele 
considera, com razão, ultrapassada a metodologia de Atwater, o cara que queimava os alimentos no 
século 19 enquanto a maioria da população nem sequer sonhava em fazer dieta. Os estudos de Live-
sey estimam que as fibras são capazes de diminuir em até 25% a energia fornecidapelos alimentos. 
Ele diz, por exemplo, que numa dieta com esses ingredientes, as proteínas não geram 4 kcal, mas 
3,2 kcal. “Uma pessoa vegetariana, que come mais fibras que a média, absorve as calorias de forma 
diferente”, afirma a nutricionista Helena Simonard Loureiro, da PUCPR. “Parte dos nutrientes pode 
passar muito rápido pelo intestino e, se não houver absorção, também não há calorias.” 
[...] “No balanço calórico total do dia é importante somar não só os números das etiquetas, mas 
também esses outros elementos e até mesmo o estado físico do dia, se a pessoa está com intestino 
preso ou solto, por exemplo.”
Química em foco
LOIOLA, Rita. Cuidado: as calorias enganam. Disponível em: <http://revistagalileu.globo.com/Revista/Common/0,,ERT111996-17579,00.
html>. Acesso em: 11 maio 2015.
Hora de estudo
26 Volume 6
1. (UFRGS – RS) Em nosso cotidiano ocorrem processos 
que podem ser endotérmicos (absorvem energia) ou 
exotérmicos (liberam energia). Assinale a alternativa 
que contém apenas fenômenos exotérmicos ou apenas 
fenômenos endotérmicos:
X a) explosão de fogos de artifício; combustão em moto-
res de automóveis; formação de geada.
b) secagem de roupa; formação de nuvens; queima do 
carvão.
c) combustão em motores de automóveis; formação 
de geada; evaporação de lagos.
d) evaporação de água de lagos; secagem de roupas; 
explosão de fogos de artifício.
e) queima de carvão; formação de geada; derretimen-
to de gelo.
2. (UNIR – RO) Considere os seguintes fenômenos:
 I. combustão da madeira;
 II. vaporização do álcool;
 III. solidificação da água;
 IV. dissolução de ácido sulfúrico concentrado em água.
 São exotérmicos os fenômenos:
 a) II e III, apenas.
 b) I, II e IV, apenas.
X c) I, III e IV, apenas.
 d) I, II, III e IV.
 e) II e IV, apenas.
3. (UEM – PR) Admitindo-se que a reação
 C8H18 + 
25
2
 O2 → 8 CO2 + 9 H2O + calor
 se complete no sentido indicado, assinale a alternativa 
correta:
X a) Há menos energia armazenada nos produtos do que 
nos reagentes.
b) A quantidade de calor liberada independe do estado 
físico dos produtos.
c) Trata-se de uma reação endotérmica. 
d) A quantidade de energia liberada independe da 
massa de reagentes.
e) A combustão de 228 g de C8H18 produz 352 g de CO2.
9 Gabaritos.
A resolução das questões desta seção deve ser feita no caderno.
4. (UEA – AM) Um dos princípios que serviram de alicerce no 
estudo e na evolução da Termoquímica foi o Princípio de 
Berthelot, que pode ser enunciado da seguinte maneira: 
 “Quando num sistema químico se processam diversas 
reações, sem intervenção de energia externa, realiza- 
-se primeiramente aquela que desprender maior quan-
tidade de calor”.
 Baseando-se nesse princípio e nos dados da tabela a 
seguir, pode-se afirmar que, quando o gás hidrogênio 
(H2) se encontra em presença de F2, Cℓ2, Br2, I2 e N2, 
forma-se primeiramente o hidreto de:
Reação Hº
H2(g) + F2(g) → 2 HF(g) –64 kcal
H2(g) + Cℓ2(g) → 2 HCℓ(g) –44 kcal
H2(g) + Br2(g) → 2 HBr(g) –27 kcal
H2(g) + I2(g) → 2 HI(g) –13 kcal
3 H2(g) + N2(g) → 2 NH3(g) –22 kcal
X a) flúor
b) cloro
c) bromo
d) iodo
e) nitrogênio
5. (UEL – PR) As bolsas térmicas consistem, geralmente, 
de dois invólucros selados e separados, onde são ar-
mazenadas diferentes substâncias químicas. Quando 
a camada que separa os dois invólucros é rompida, 
as substâncias neles contidas misturam-se e ocorre o 
aquecimento ou resfriamento. A seguir estão represen-
tadas algumas reações químicas que ocorrem após o 
rompimento da camada que separa os invólucros com 
seus respectivos H. Analise as reações e os valores 
correspondentes de H° e assinale a alternativa que 
correlaciona, adequadamente, as reações com as bol-
sas térmicas quentes ou frias.
 I. CaO(s) + SiO2(s) CaSiO3(s)
H = –89,5 kJ/mol
27QuímicaQuímica 27
 II. NH4NO3(s) + H2O(ℓ) NH4
+
(aq) + NO3
–
(aq)
 H = +25,69 kJ/mol
 III. CaCℓ2(s) + H2O(ℓ) Ca
2+
(aq) + 2 Cℓ
–
(aq)
 H = –82,80 kJ/mol
a) I. fria, II. quente, III. fria.
X 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.
6. (UECE) O sal de cozinha, em contato com a água, 
mesmo na forma de gelo, tende a se dissolver. Essa 
dissolução é um processo endotérmico, isto é, exi-
ge uma quantidade de energia para se concretizar. 
A temperatura da mistura pode chegar a –18 oC e, 
em 5 minutos, seu isopor será capaz de fazer por 
uma latinha de cerveja o que o freezer faria em 15 
minutos. Assinale a opção que contém o gráfico que 
representa um processo endotérmico, em uma reação 
química: 
a) 
b) 
c) 
X d) 
7. (UFSM – RS) A queima do dirigível Hindenburg, em Nova 
Jersey, no ano de 1937, marcou o fim do uso de hidro-
gênio em dirigíveis, potencializando o uso de aviões.
 O hidrogênio reage ao ar de acordo com a equação:
 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) H = –483,6 kJ
 Considerando a equação, analise as afirmações:
 I. Como o valor de H é negativo, o sistema libera 
calor para a vizinhança. 
 II. O valor da variação da entalpia permanece o mes-
mo, independente da quantidade de reagentes con-
sumida no processo.
 III. A entalpia dos reagentes é maior que a entalpia dos 
produtos.
 IV. A reação é endotérmica.
 Estão corretas:
a) apenas I e II.
X b) apenas I e III.
c) apenas II e III.
d) apenas II e IV.
e) apenas I, III e IV.
8. (UERN)
 
 O conceito de entalpia-padrão de formação constitui 
uma das ideias mais brilhantes da termoquímica. A 
partir desse conceito, é possível se determinar o valor 
da variação de entalpia de uma reação química. O dia-
grama apresenta as entalpias-padrão de formação de 
algumas substâncias químicas.
 De acordo com essas informações e com esses dados, 
é correto afirmar:
01) A formação de CO(g) a partir das substâncias sim-
ples C(graf.) e oxigênio é endotérmica.
02) A entalpia-padrão de formação de CO2(g) é 
+394,0 kJ.
03) A variação de entalpia da reação CO2(g) C(graf.) 
+ O2(g) é igual a zero.
X 04) A transformação de CO2(g) em CO(g) apresenta va-
riação de entalpia igual a +284,0 kJ.
2828 Volume 6
9. (UFAM) 
“...Amazônia está queimando ai, ai que dor, 
ai, ai que horror...”
(Lamento de raça – Emerson Maia)
 O efeito estufa é um fenômeno de graves consequên-
cias climáticas ocasionado por altas concentrações de 
dióxido de carbono no ar. O CO2 é produto da respira-
ção dos seres vivos (animais e vegetais) e da queima 
de combustíveis (carvão, gasolina, querosene, óleo 
diesel, etc.) e árvores da floresta. Quando se queima o 
carbono em excesso de oxigênio à pressão constante, 
forma-se dióxido de carbono.
 Dados: C = 12 u, O = 16 u.
 C(s) + O2(g) CO2 H = –393,5 kJ/mol
 É correto afirmar que:
 a) um mol de carbono sólido reage com 32 g de oxigê-
nio gasoso, liberando 196,75 kJ de energia na for-
mação de dois mols de dióxido de carbono gasoso.
 b) a entalpia do produto dióxido de carbono gasoso é 
maior que a entalpia dos reagentes carbono sólido e 
oxigênio gasoso.
 c) trata-se de uma reação endotérmica, pois a variação 
de entalpia é negativa.
 d) dois mols de carbono sólido reagem com 32 g de 
oxigênio gasoso, absorvendo 787,0 kJ de energia 
na formação de dois mols de dióxido de carbono 
gasoso.
X e) 12 g de carbono sólido reagem com 32 g de oxigê-
nio gasoso, liberando 393,5 kJ de energia na forma-
ção de 44 g de dióxido de carbono gasoso.
10. (UFES) O hidrogênio, H2(g), é usado como combustível de 
foguetes. O hidrogênio queima na presença de oxigênio, 
O2(g), produzindo vapor-d’água, segundo a equação: 
 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) H = –484 kJ
 A energia liberada na queima de um grama de hidro-
gênio, H2(g), é:
a) –242 kJ
b) 242 kJ
c) –121 kJ
X d) 121 kJ
e) 60,5 kJ
11. (UFMG) O gás natural (metano) é um combustível utili-
zado, em usinas termelétricas, na geração de eletricida-
de, a partir da energia térmica liberada na combustão:
 CH4(g) + 2 O2(g)CO2(g) + 2 H2O(g)
 H = –800 kJ/mol
 Em Ibirité, região metropolitana de Belo Horizonte, está 
em fase de instalação uma termelétrica que deverá ter, 
aproximadamente, uma produção de 2,4 . 109 kJ/hora 
de energia elétrica.
 Considere que a energia térmica liberada na combus-
tão do metano é completamente convertida em ener-
gia elétrica. Nesse caso, a massa de CO2 lançada na 
atmosfera será, aproximadamente, igual a:
a) 3 toneladas/hora 
b) 18 toneladas/hora 
c) 48 toneladas/hora 
X d) 132 toneladas/hora 
12. (FATEC – SP) Os carboidratos são uma importante fon-
te de energia em nossa dieta alimentar. Nas células, 
as moléculas de monossacarídeos são metabolizadas 
pelo organismo, num processo que libera energia, re-
presentado pela equação:
 C6H12O6 + 6 O2 6 CO2 + 6 H2O + energia
 Essa equação química corresponde ao processo global 
 popularmente denominado “queima da glicose”. Cada gra-
ma desse açúcar metabolizado libera cerca de 4 kcal de 
energia, usada para movimentar músculos, fazer reparos 
nas células, manter constante a temperatura corporal, etc.
 A massa de oxigênio consumida, em gramas, 
quando a “queima” desse açúcar metabolizado li-
berar 1 200 kcal é:
 (Dados: massas molares (g/mol): H = 1; C = 12; O = 16)
a) 300 
X b) 320 
c) 400 
d) 800 
e) 1 800 
13. (UEA – AM) Um grupo de estudantes realiza pesquisa 
de campo em uma área próxima ao Rio Unini, afluente 
do Rio Negro. Eles deverão pernoitar no local e utiliza-
rão etanol em gel, combustível utilizado em acampa-
mentos. Que massa de etanol precisa ser queimada 
para fornecer 300 kJ de calor?
29QuímicaQuímica 29
 Equação termoquímica:
 C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ)
 Hº = –1380 kJ
 Dados: C = 12 u; H = 1 u; O = 16 u
X a) m = 10,0 g
b) m = 8,0 g
c) m = 5,0 g
d) m = 7,5 g
e) m = 8,5 g
14. (UFMS) A reação de combustão completa do hidrocar-
boneto etino (comercialmente conhecido como acetile-
no) é representada pela equação:
 C2H2(g) + 5/2 O2(g) 2 CO2(g) + H2O(g)
 H° = –1 255 kJ/mol
 Numa oficina onde são substituídos escapamentos em 
automóveis, consumiram-se 650 g de acetileno, qual 
foi a energia liberada? 
 (Dados: Massas atômicas em g/mol: C = 12; H = 1).
X a) –31 375 kJ
b) –26 275 kJ
c) –15 020 kJ
d) –12 410 kJ
e) –25 525 kJ
15. (UERJ) Explosivos, em geral, são formados por subs-
tâncias que, ao reagirem, liberam grande quantidade 
de energia. O nitrato de amônio, um explosivo muito 
empregado em atividades de mineração, se decompõe 
segundo a equação química: 
 2 NH4NO3(s) 2 N2(g) + O2(g) + 4 H2O(g)
 Em um teste, essa decomposição liberou 592,5 kJ de 
energia e produziu uma mistura de nitrogênio e oxigê-
nio com volume de 168 L, medido nas CNTP.
 Nas mesmas condições, o teste com 1 mol de nitrato 
de amônio libera, em quilojoules, a seguinte quantidade 
de energia:
a) 39,5
b) 59,3
X c) 118,5
d) 158,0
16. (UFAC) O aumento da concentração de CO2 na atmosfera, 
resultante da queima de combustíveis orgânicos, contribui 
para a intensificação do efeito estufa e o consequente au-
mento no aquecimento global do planeta. A 25 ºC, a queima 
do etanol e do metano libera 1 400 kJ/mol e 900 kJ/mol 
de energia, respectivamente. A razão entre a quantidade 
de energia liberada por mol de CO2 emitido pela combus-
tão do etanol e do metano são, respectivamente:
a) 1 400 e 900 kJ/mol 
X b) 700 e 900 kJ/mol 
c) 700 e 450 kJ/mol 
d) 200 e 900 kJ/mol 
e) 1 400 e 1 800 kJ/mol 
17. (UPE) Uma mistura gasosa de massa total 132,0 g é 
formada por igual número de mols de etano (C2H6) e 
butano (C4H10). A combustão total dos gases consti-
tuintes dessa mistura libera para o ambiente
 (Dados: os calores de combustão dos gases eta-
no e butano, são, respectivamente, –1 428 kJ/mol e 
–2 658 kJ/mol; ma (C) = 12 u, ma (H) = 1 u)
a) 4 897 kJ
b) 8 172 kJ 
c) 3 372 kJ
d) 4 086 kJ
X e) 6 129 kJ
18. (UNIR – RO) O Brasil é o maior exportador de etanol do 
mundo e a primeira economia em ter atingido um uso 
sustentável dos biocombustíveis. A reação de combus-
tão do etanol pode, graficamente, ser representada por: 
 
 Sobre essa reação, analise as afirmativas: 
 I. A 25 ºC e 1 atm, 1 mol de etanol líquido reage com 
3 mols de oxigênio, formando 2 mols de gás carbô-
nico e 3 mols de água, liberando 1 368 kJ de calor. 
 II. A combustão de 5 mols de etanol produz 170 g de 
água. 
 III. O volume de gás carbônico, medido nas CNTP, pro-
duzido quando se queima 23 g de etanol, é 2,24 L. 
 IV. Considerando detanol = 0,8 g cm
–3, na queima de 
1,25 L de etanol, são liberados 29 740 kJ de calor, 
aproximadamente. 
 Estão corretas as afirmativas: 
X a) I e IV, apenas. 
b) I, II e III, apenas. 
c) II e III, apenas. 
d) II e IV, apenas. 
e) II, III e IV, apenas.
3030 Volume 6
19. (UPE) Há muito que se conhece que o metanol e o eta-
nol podem ser usados como combustíveis de veículos 
automotores, pois queimam facilmente, no ar, liberan-
do energia. Há previsões de que os álcoois vão crescer 
em importância como combustíveis automotivos, já 
que, na atualidade, têm nichos de mercado, em escala 
internacional, muito promissores.
 Utilize a tabela como subsídio à sua resposta:
Combustíveis
Densidade 
(g/mL)
ΔHcombustão 
(kJ/g)
Metanol 0,80 23
Etanol 0,80 30
Gasolina 0,75 43
 (Dados: ma (C) = 12 u, ma (H) = 1 u, ma (O) = 16 u)
 Em relação aos combustíveis metanol, etanol e gasoli-
na, é correto afirmar que:
a) o metanol libera mais energia por mL do que o eta-
nol e a gasolina pura.
b) 1,0 mL de etanol libera mais energia que 1,0 mL de 
gasolina pura.
X c) a diferença entre a energia liberada na combustão 
de 1,0 mL de gasolina pura e 1,0 mL de metanol é 
13,85 kJ.
d) 1,0 mL de etanol, quando queimado, libera aproxi-
madamente 50% a mais de energia que 1,0 mL de 
metanol.
e) a energia liberada, quando se queima 1,0 mL de 
gasolina, é maior de que quando se queima 1,0 mL 
de etanol + 1,0 mL de metanol juntos.
20. (UNESP) A tabela apresenta informações sobre as 
composições químicas e as entalpias de combustão 
para três diferentes combustíveis que podem ser 
utilizados em motores de combustão interna, como o 
dos automóveis: 
Combustível
ΔHcombustão
kcal mol–1
Massas 
molares g 
mol–1
Gasolina (C8H18) –1 222,5 114,00
Etanol (C2H5OH) –326,7 46,0
Hidrogênio (H2) –68,3 2,0
 Com base nas informações apresentadas e comparan-
do esses três combustíveis, é correto afirmar que:
a) a gasolina é o que apresenta menor impacto am-
biental e vantagem energética.
b) o álcool é o que apresenta maior impacto ambiental 
e vantagem energética.
X c) o hidrogênio é o que apresenta menor impacto am-
biental e maior vantagem energética.
d) a gasolina é o que apresenta menor impacto am-
biental e maior vantagem energética.
e) o álcool é o que apresenta menor impacto ambiental 
e maior vantagem energética.
21. (UFAL) O consumo de um automóvel movido a álcool 
etílico é de 12 km/kg de álcool. Sabendo que a energia 
de combustão desse álcool é da ordem de 103 kJ/mol, 
quantos kilojoules são necessários para o automóvel ir 
de Maceió para o Recife (ou seja, percorrer 245 km)?
 (Dado: álcool etílico: C2H6O)
a) 2 103 kJ
b) 3 104 kJ
X c) 4 105 kJ
d) 1 106 kJ
e) 4 106 kJ
22. (UFSJ – MG) Alguns alimentos, como, por exemplo, o 
chocolate, que tem 5,18 kcal/g, são proibidos em caso 
de dietas alimentares para emagrecimento. A corrida, 
como atividade física, consome cerca de 2 600 kJ/h. 
Assim sendo, quanto tempo uma pessoa que comeu 
uma barra de 200 g de chocolate deve correr para gas-
tar a energia adquirida? 
 (Dado: 1 cal = 4,18 J)
a) 45 minutos
b) 60 minutos
X c) 100 minutos
d) 120 minutos
e) 160 minutos
23. (UCS – RS) A energia que um ciclista gasta ao pedalar 
uma bicicleta é de aproximadamente 1 800 kJ por hora 
acima de suas necessidades metabólicas normais. A 
sacarose, C12H22O11, fornece cerca de 5 400 kJ/mol 
de energia.
 A massa de sacarose que o ciclista deverá ingerir, afim de obter energia extra para pedalar uma hora, é 
igual a:
a) 121 g
X b) 114 g 
c) 107 g
d) 135 g
e) 128 g
31QuímicaQuímica 31
24. (UNIMONTES – MG) A nutrição parenteral é usada em 
pacientes incapazes de ingerir uma nutrição adequada, 
oralmente. Os lipídeos podem ser utilizados para for-
necer energia quando o corpo não pode obter toda a 
necessidade energética dos carboidratos. A proporção 
de calorias providas por lipídeos é normalmente 30% 
das calorias diárias totais. Os lipídeos provêm 9 cal de 
energia por grama, e o limite máximo de gordura para 
uma dieta saudável deve ser inferior a 65 g.
 Foi preparada para um paciente uma dieta de 3 000 
calorias diárias. Considerando os padrões de limi-
tes aceitáveis, pode-se afirmar que a quantidade de 
 lipídeos na dieta é:
a) aceitável, inferior a 50 g.
X b) indesejável, igual a 100 g.
c) indesejável, superior a 100 g.
d) aceitável, igual a 64 g.
25. (UDESC) Determine o calor de combustão ( Ho) para 
o metanol (CH3OH) quando ele é queimado, sabendo-
-se que ele libera dióxido de carbono e vapor-d’água, 
conforme reação descrita abaixo:
Substância ΔHºf, kJ ⋅ mol
–1 
CH3OH –239,0
CO2 –393,5
H2O –241,8
 CH3OH + 3/2 O2 CO2 + 2 H2O
a) Ho = +638,1 kJ mol–1
b) Ho = –396,3 kJ mol–1
X c) Ho = –638,1 kJ mol–1
d) Ho = +396,3 kJ mol–1
e) Ho = –874,3 kJ mol–1
26. (UFMA) De acordo com a equação abaixo e os dados 
fornecidos,
 C2H2(g) + 5/2 O2(g) 2 CO2(g) + H2O(ℓ)
 Dados: 
 Hºf do C2H2(g) = +226,5 kJ/mol
 Hºf do CO2(g) = –393,5 kJ/mol
 Hºf da H2O(ℓ) = –285,8 kJ/mol
 indique qual o valor da entalpia-padrão de combustão 
do acetileno (C2H2(g)):
a) +1 299,3 kJ/mol
X b) –1 299,3 kJ/mol
c) –905,3 kJ/mol 
d) +905,3 kJ/mol
e) –625,8 kJ/mol
27. (UNIMONTES – MG) É comum o cozinheiro utilizar-se 
do bicarbonato de sódio (NaHCO3) para apagar chamas 
causadas pela combustão da gordura. Quando lançado 
sobre as chamas, o sal decompõe-se, originando gás 
carbônico, que abafa ainda mais a chama.
 A equação de decomposição do bicarbonato de sódio 
e as entalpias-padrão de formação ( Hºf) das substân-
cias envolvidas estão representadas a seguir:
 2 NaHCO3(s) Na2CO3(s) + H2O(ℓ) + CO2(g)
 Hºf (CO2, g) = –393,5 kJ
 Hºf (H2O, ℓ) = –285,9 kJ
 Hºf (NaHCO3, s) = –947,7 kJ
 Hºf (Na2CO3, s) = –1 131,0 kJ
 Sob condição-padrão, a decomposição do bicarbonato 
de sódio:
a) libera 85 kJ
X b) absorve 85 kJ
c) absorve 1 185 kJ
d) libera 1 185 kJ
28. (CESUPA) Estalactites e estalagmites são formações 
rochosas sedimentares que se originam, respectiva-
mente, no teto e no chão de grutas ou cavernas, pela 
deposição de carbonato de cálcio (CaCO3), arrastado 
pela água que goteja do teto. Nessas formações, o car-
bonato de cálcio reage com uma solução diluída de 
ácido carbônico (CO2 dissolvido em água), de acordo 
com a equação química, não balanceada, a seguir:
 CaCO3(s) + H2CO3(aq) Ca
2+
(aq) + HCO3
–
(aq)
 A partir dos valores dos calores de formação medidos 
a 25 ºC apresentados abaixo, encontra-se que o Hº 
para a reação em questão, expresso em kJ/mol, é 
aproximadamente igual a:
32 Volume 632 Volume 6
Espécie 
química
CaCO3 H2CO3 Ca
2+ HCO3
–
ΔHof 
(kJ/mol)
–1 207,10 –699,65 –542,83 –692
a) –4,6
X b) –20,0
c) –160,5
d) –294,0
29. (UESPI) Sulfetos metálicos têm importante papel na 
química analítica para a identificação de metais. Uma 
das primeiras etapas na refinação desses sulfetos é o 
processo de ustulação, na qual o minério é aquecido 
com oxigênio para formar o óxido metálico e SO2(g). 
Em um processo de ustulação da esfalerita (ZnS), qual 
será, em kJ, o H298? 
 Dados de calor de formação em kcal ⋅ mol–1 (25 ºC): 
ZnS = –49,23; ZnO(s) = –83,24; SO2(g) = –70,994 
(1 kcal equivale a 4,184 kJ). 
a) –105,00 kJ 
b) –205,97 kJ 
c) –296,83 kJ 
d) –348,27 kJ 
X e) –439,32 kJ
30. (UFRN) A civilização moderna consome muita energia. 
Uma grande quantidade dessa energia é produzida 
pela queima de derivados do petróleo, como a gasoli-
na, da qual um dos compostos fundamentais é o octa-
no (C8H18). A seguir, representa-se a equação ajustada 
da combustão completa do octano, a 298 K e 1 atm:
 C8H18(ℓ) + 25/2 O2(g) 8 CO2(g) + 9 H2O(ℓ)
a) Se HoReação = Σ HfoP – Σ HfoR, calcule a variação 
de entalpia para a combustão de um mol de octano, 
de acordo com os dados da tabela abaixo:
 (Dados: a 298 K e 1 atm) 
Substância ΔHof kJ/mol 
C8H18(ℓ) –5 110,0
CO2(g) –394,0
H2O(ℓ) –286,0
b) Uma alternativa para se diminuir o impacto poluente 
do CO2(g) produzido pela combustão da gasolina é o 
uso de etanol (C2H5OH).
 Escreva a equação da combustão completa do etanol e 
explique, considerando o impacto do CO2(g), por que ele 
é menos poluente que a gasolina.
31. (UFC – CE) Considerando a reação de combustão com-
pleta da sacarose (C12H22O11) e de acordo com os va-
lores de entalpia-padrão de formação abaixo, assinale 
a alternativa que expressa corretamente o valor da 
entalpia-padrão de formação (em kJ/mol) de um mol 
de sacarose.
 Dados:
 Hof (H2O, ℓ) = –286 kJ/mol; 
 Hof (CO2, g) = –394 kJ/mol;
 Hof (O2, g) = 0; 
 Hocombustão (C12H22O11, s) = –5 654 kJ/mol.
a) 220
b) 110
c) –1 110
X d) –2 220
e) –4 440
32. (UFRN) Considere a tabela seguinte:
 Entalpias de formação a 25 ºC e 1 atm
Substância ΔHof, kJ ⋅ mol
–1
NO2(g) +33,0
H2O(ℓ) –286
HNO3(aq) –207
 Usando-se a equação 
 4 NO2(g) + 2 H2O(ℓ) + O2(g) 4 HNO3(aq)
 e os dados contidos na tabela, é correto afirmar que a 
variação de entalpia-padrão ( Hº) para a produção de 
2 mols de HNO3(aq) é:
a) –388 kJ
X b) –194 kJ
c) +228 kJ
d) +200 kJ
33. (PUC-Rio) Dada reação a seguir a 300 ºC:
 1 Fe2O3(s) + 2 Aℓ(s) 2 Fe(s)+1 Aℓ2O3(s)
a) Calcule a entalpia dessa reação, sabendo que as 
entalpias de formação do Fe2O3(s) e do Aℓ2O3(s) a 
300 ºC são, respectivamente, 830 e 1 500 kJ/mol.
b) Calcule o número de mols de Fe(s) obtidos, quando 
8,0 g do óxido de ferro (III) reagem completamente 
com excesso de Aℓ(s).
33QuímicaQuímica 33
34. (UFRN) Alex, jogando futebol, sofreu uma luxação no 
tornozelo, sendo obrigado a imobilizá-lo com bota de 
gesso. Durante a aplicação da bandagem ortopédica 
devidamente molhada, o estudante observou que, à 
medida que enxugava, o gesso se aquecia. Na con-
valescença, aproveitando o tempo livre, Alex resolveu 
consultar seus livros de Química. Daí descobriu que a 
cristalização do gesso ocorre com aumento da água 
de hidratação e diminuição do conteúdo de energia, 
conforme a equação abaixo:
 [CaSO4⋅1/2 H2O](amorfo) + 3/2 H2O(ℓ) [CaSO4⋅2H2O](cristal)
 Hº < 0
 Continuando sua pesquisa bibliográfica, numa tabela 
termoquímica, abaixo reproduzida, Alex encontrou os 
valores para os calores de formação-padrão ( Hºf) do 
gesso cristalizado (endurecido), do gesso amorfo (em 
pó) e da água líquida:
 Calores de formação-padrão (25 ºC e 1 atm)
[CaSO4⋅2H2O](cristal) [CaSO4⋅1/2H2O](amorfo) H2O(ℓ)
ΔHºf (kJ/mol) –2 020 –1 573 –286
 Então, Alex calculou corretamente a quantidade de 
calor liberada pelo processo de hidratação do gesso 
como sendo igual a:
a) 733 kJ/mol
b) 161 kJ/mol
X c) 18 kJ/mol
d) 876 kJ/mol
35. (UFPB) O consumo de carboidratos é essencial à die-
ta humana, pois eles têm a função de suprir as ne-
cessidades energéticas do organismo. A sacarose 
(C12H22O11) é um exemplo dessa classe de compostos, 
cujo suprimento de energia ocorre pela sua queima re-
presentada pela equação abaixo: 
 C12H22O11(s) + 12 O2(g) 12 CO2(g) + 11 H2O(ℓ)
 Sabendo-se que a variação de entalpia-padrão des-
sa reação ( Hor) é igual a –5 653 kJ mol
–1 e que as 
entalpias-padrão de formação ( Hof) de CO2(g) e H2O(ℓ) 
são, respectivamente, –395 kJ mol–1 e –285 kJ mol–1, 
identifique as afirmativas corretas:
a) A ingestão de 100 g de sacarose consome 1 653 kJ 
de energia do organismo.
X b) A queima da sacarose é uma reação exotérmica.
c) A queima de um mol de sacarose fornece 1 653 kJ 
de energia ao organismo.
X d) A entalpia-padrão de formação