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Foca na Medicina 
Aula 4 – Química 
Material do Aluno 
Professor: Carlos Palha (Aula 4) e Helton Moreira (Aula 3) 
 
TERMOQUÍMICA 
 
É o capítulo da físico-química que estuda o calor envolvido nas reações. 
Reações exotérmicas → são aquelas que liberam calor, como por exemplo a queima 
do carvão: C + O2 → CO2 + Calor. 
Reações endotérmicas → são aquelas que absorvem calor, como por exemplo a 
decomposição do bicarbonato de sódio, um fermento químico muito utilizado para fazer 
bolos.: 2 NaHCO3 + Calor → Na2CO3 + CO2 + H2O. 
 
Por que certas reações liberam e outras absorvem calor? 
A explicação é simples. Cada substância que participa da reação apresenta uma 
quantidade de energia interna armazenada em seu interior. 
Quando a energia interna total dos reagentes for maior do que a energia interna total 
dos produtos, haverá uma sobra de energia, que consequentemente será liberada. Essa 
reação é EXOTÉRMICA. 
Quando a energia interna total dos reagentes for menor do que a dos produtos, haverá 
agora falta de energia, que deverá ser absorvida. Essa reação é ENDOTÉRMICA. 
 
Obs. Os cálculos de energia interna são feitos em sistemas fechados, a volume 
constante. Como as reações químicas, no nosso dia-a-dia, ocorrem em sistemas abertos, à 
pressão constante, torna-se mais utilizado o conceito da entalpia (H). Essa grandeza sempre 
se refere à energia envolvida pela reação em sistemas abertos. 
 
Assim sendo, voltaremos às reações químicas exemplificadas acima. Na queima do 
carvão, temos: 
 
2 
 
Entalpia dos
reagentes (HR)
 ( C + O
2
)
Entalpia dos
produtos (H
P
)
 (CO2)
energia
liberada
 
Observe que a entalpia inicial (reagentes) é maior que a entalpia final (produtos), 
motivo pelo qual a reação é exotérmica. 
 
Na decomposição do bicarbonato de sódio, temos: 
Entalpia dos
reagentes (HR)
 ( 2 NaHCO
3
)
 Entalpia dos
 produtos (H
P
)
(Na2CO3 + CO2 + H2O)
energia
absorvida
 
Observe que agora, a entalpia inicial (reagentes) é menor que a entalpia final 
(produtos). Essa reação só irá ocorrer se for absorvido o calor que falta, motivo pelo qual é 
endotérmica. 
 
Conclusão: 
O calor de uma reação química é justamente o calor que foi liberado ou absorvido 
durante a reação; que em ambos os casos representam a diferença entre as entalpias final 
e inicial, que chamaremos de H. 
Assim sendo, temos: 
 
 
H = H
P
 - H
R
 
3 
 
 
Nas reações exotérmicas, o HR é > que o HP, então o H terá um valor negativo. 
Nas reações endotérmicas, o HR é < que o HP, então o H terá um valor positivo. 
 
As reações termoquímicas também podem ser representadas graficamente. 
Vamos tomar como exemplo a queima do carbono: 
Entalpia
Caminho da reação
H
R
H
P
C + O
2
CO2
H
 
 
Na termoquímica também partimos de um referencial arbitrário para os valores de 
entalpia. Toda substância simples que estiver no “estado padrão”, terá entalpia igual a zero. 
Estado padrão: substância nos seus estados, de agregação e alotrópico mais comum, 
a 25ºC e 1 atm. 
 
Por exemplo: 
Entalpia (kJ)
zero
1,9
C
(grafite)
C
(diamante)
 
Observe que apenas o carbono grafite tem entalpia padrão igual a zero. 
Entalpia ou calor padrão de formação de uma substância (Hf) 
4 
 
 
É o calor envolvido na formação de 1 mol de uma substância, a partir das substâncias 
simples que a compõe, no estado padrão. 
Exemplos: 
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) H = - 286,6 kJ/mol (25ºC e 1atm) 
O calor de formação da água líquida é igual a – 286,6 kJ/mol 
 
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) H = - 242,9 kJ/mol (25ºC e 1atm) 
O calor de formação da água no estado gasoso é igual a – 242,9 kJ/mol 
 
2 C(grafite) + 3 H2(g) + ½ O2(g) → 1 C2H5OH(ℓ) H = - 277,5 kJ/mol (25ºC e 1 atm) 
O calor de formação do etanol líquido é igual a – 277,5 kJ/mol 
 
Atenção: 
As reações abaixo são utilizadas com frequência em provas de vestibulares e causam 
dúvidas quanto à interpretação dos seus calores: 
 
•N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) H = - 92 kJ 
(O H dessa reação não representa o calor de formação da amônia, já que são 
formados 2 mols do NH3 em vez de 1 mol). 
 
•SO2(g) + ½ O2(g) → SO3(g) H = - 99 kJ 
(O H dessa reação também não representa o calor de formação do SO3(g), já que o 
SO2 é uma substância composta). 
 
•C(diamante) + O2(g) → CO2(g) H = - 395,2 kJ 
(O H dessa reação não representa o calor de formação do CO2 porque o diamante 
não é a forma alotrópica mais estável do elemento carbono). 
 
 
 
5 
 
Entalpia ou calor padrão de combustão de uma substância (Hc) 
 
É o calor envolvido na queima de 1 mol de uma substância, no estado padrão. 
 
Exemplos: 
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(ℓ) H = - 889,5 kJ/mol 
 
CH3OH(ℓ) + 3/2 O2(g) → CO2(g) + H2O(ℓ) H = - 725,6 kJ/mol 
 
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) H = - 286,6 kJ/mol 
(observe que o H dessa reação pode ter duas nomenclaturas: calor de formação da 
água e calor de combustão do hidrogênio) 
 
CÁLCULO DO CALOR DE UMA REAÇÃO: 
 
1º CASO – Pelas entalpias de formação (H = HP – HR) 
Nesse caso o calor da reação é calculado a partir das entalpias de formação dos 
reagentes e produtos. 
 
EXERCÍCIO RESOLVIDO 
Calcule o calor de combustão do metano, em kJ/mol, a partir das entalpias de 
formação dadas abaixo: 
Substância ΔH° de formação 
(kJ/mol) 
CH4(g) - 74 
CO2(g) - 394 
H2O(g) - 242 
 
Solução: 
Equacionar a reação de combustão do metano. 
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) ΔH = ? 
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Calcular as entalpias do reagente (HR) e do produto (HP). 
HR = Hformação do CH4 + 2 x Hformação do O2 
HR = - 74 + zero 
HR = - 74 kJ 
 
HP = Hformação do CO2 + 2 x Hformação da H2O 
HP = - 394 + 2 x (-242) 
HP = - 878 kJ 
 
ΔH = HP - HR 
ΔH = - 878 – (-74) 
ΔH = - 804 kJ/mol 
 
2° CASO – Pela lei de Hess. 
 
Nesse caso, o calor da reação é calculado de forma indireta, como o exemplo abaixo: 
Deseja-se calcular o calor da reação A → B 
São dados reações com os seus respectivos calores: 
A → X ΔH = - α kcal 
X → Y ΔH = - β kcal 
Y → B ΔH = + γ kcal 
 
Observe que a soma das três reações dadas fornece a reação desejada. Então o ΔH 
é calculado somando os calores (ΔH) das reações. 
 
A → X ΔH = - α kcal 
X → Y ΔH = - β kcal 
Y → B ΔH = + γ kcal 
---------------------------------- 
A → B ΔH = - α + (-β) + γ. 
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A lei de Hess: O calor de uma reação depende apenas dos estados, inicial e final, não 
dependendo de etapas intermediárias. 
 
EXERCÍCIO RESOLVIDO 
São dadas as equações termoquímicas: 
I. C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH1 = - 94,1 kcal 
II. H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ΔH2 = - 68,3 kcal 
III. CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(ℓ) ΔH3 = - 212,8 kcal 
 
Calcule o valor do ΔH da reação: 
 
IV. C(grafite) + 2 H2(g) → CH4(g) ΔH = ? 
 
Solução: 
As três reações somadas devem produzir a reação IV. Para tal, precisamos fazer com 
que as substâncias que aparecem na equação pedida (IV) estejam arrumadas no membro 
certo e com os coeficientes que queremos, nas reações dadas. 
 
• Repetiremos a equação I, já que o C(grafite) está no 1° membro e com coeficiente 1, 
como queremos. 
• A equação II deverá ser multiplicada por 2, já que, embora o H2(g) esteja no 1° 
membro, está com coeficiente 1 e na equação pedida deve ter coeficiente 2. 
• A equação III deverá ser invertida, já que na reação pedida o CH4(g) deverá aparecer 
no 2° membro e na equação III ele está no 1° membro. 
 
I. C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH = - 94,1 kcal 
II. 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(ℓ) ΔH = - 136,6 kcal 
III. CO2(g) + 2 H2O(ℓ) → CH4(g) + 2 O2(g) ΔH = + 212,8 kcal 
-------------------------------------------------------------------------------- 
IV.C(grafite) + 2 H2(g) → CH4(g) ΔH = - 17,9 kcal/mol 
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3° CASO – Pelas energias de ligação. 
 
Nesse caso, o calor da reação é calculado com base na quebra e na formação de 
ligações químicas, supondo-se todas as substâncias no estado gasoso, a 25°C e 1 atm. 
 
A quebra de ligações é sempre um processo endotérmico, portanto o ΔH é sempre 
positivo. 
Exemplo: Cℓ - Cℓ(g) → 2 Cℓ(g) ΔH = + 242,0 kJ/mol. 
 
Ao contrário, a formação de ligações é sempre um processo exotérmico, portanto o 
ΔH é sempre negativo. 
Exemplo: 2 Cℓ(g) → Cℓ - Cℓ(g) ΔH = - 242,0 kJ/mol. 
 
O calor de uma reação (ΔH), calculado pelas energias de ligações, representa sempre 
o saldo entre o calor absorvido na quebra das ligações e o calor liberado na formação de 
novas ligações. 
 
EXERCÍCIO RESOLVIDO 
Calcule a variação de entalpia na reação 2 HBr(g) + Cℓ2(g) → 2 HCℓ(g) + Br2(g), 
conhecendo as seguintes energias de ligação, todas nas mesmas condições de pressão e 
temperatura: 
Ligação Energia de ligação 
(kcal/mol) 
H – Br 87,4 
Cℓ - Cℓ 57,9 
H – Cℓ 103,1 
Br – Br 46,1 
 
Solução: 
2 H – Br(g) + Cℓ - Cℓ(g) → 2 H – Cℓ(g) + Br – Br(g). 
9 
 
 
Ligações rompidas: 2 x 87,4 + 57,9 = 232,7 kcal (ΔH = + 232,7 kcal) 
Ligações formadas: 2 x 103,1 + 46,1 = 252,3 kcal (ΔH = - 252,3 kcal) 
 
ΔH = + 232,7 – 252,3 
ΔH = - 19,6 kcal 
DESENVOLVENDO COMPETÊNCIAS 
 
1. Entre as formas alotrópicas de um mesmo elemento, há aquela mais estável e, 
portanto, menos energética, e também a menos estável, ou mais energética. O gráfico, de 
escala arbitrária, representa as entalpias (H) do diamante e grafite sólidos, e do CO2 e O2 
gasosos. 
 
 
 
a) Sabendo-se que os valores de H1 e H2 são iguais a –393 e –395 kJ, 
respectivamente, calcule a entalpia (H) da reação: C (grafite)  C(diamante). Indique se a 
reação é exotérmica ou endotérmica. 
b) Considerando-se a massa molar do C = 12 g/mol, calcule a quantidade de energia, 
em kJ, necessária para transformar 240 g de C (grafite) em C(diamante). 
 
2) Os alimentos são combustíveis para o corpo humano. Durante o metabolismo, eles 
são “queimados”, e a energia resultante dessa combustão é utilizada no funcionamento do 
organismo, na manutenção da temperatura do corpo e nos movimentos. Um adulto necessita 
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de uma dieta que forneça, em média, de 2500kcal a 3000kcal diariamente, a depender da 
natureza da atividade que desenvolva. 
(FELTRE, 2004, p. 98). 
 
 
 
A partir dos valores energéticos e da massa dos alimentos relacionados na tabela, 
• determine quantos sanduíches que incluam todos os alimentos são 
necessários para fornecer a um adulto de 2500kcal a 3000kcal diárias, 
• mencione o princípio que fundamenta sua resposta, 
• cite um fator que influi no valor da variação de entalpia de reação de combustão 
de carboidratos, de lipídios e de proteínas. 
 
3. Devido aos atentados terroristas ocorridos em Nova Iorque, Madri e Londres, os 
Estados Unidos e países da Europa têm aumentado o controle quanto à venda e produção 
de compostos explosivos que possam ser usados na confecção de bombas. Dentre os 
compostos químicos explosivos, a nitroglicerina é um dos mais conhecidos. É um líquido à 
temperatura ambiente, altamente sensível a qualquer vibração, decompondo-se de acordo 
com a equação: 
 
)g(OH5)g(CO6)g(O2/1)g(N3)()NO(HC2 22223353  
 
Considerando-se uma amostra de 4,54g de nitroglicerina, massa molar 227 g/mol, 
contida em um frasco fechado com volume total de 100,0 mL: 
a) calcule a entalpia envolvida na explosão. 
 
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b) calcule a pressão máxima no interior do frasco antes de seu rompimento, 
considerando-se que a temperatura atinge 127ºC. Dado: R = 0,082 atm. L.K1.mol1. 
 
4. O benzeno (C6H6) reage com o oxigênio (O2) para produzir dióxido de carbono 
(CO2) como mostra a reação a seguir: 
 
)(2)g(2)g(2)(66 OH3CO6O2/15HC   
 
Calcule a entalpia de combustão desta reação. 
Dados: 
)(66)g(2)grafite( HCH3C6  kJ49H  
)g(2)g(2)grafite( COOC  kJ5,393H  
)(2)g(2)g(2 OHO2/1H  kJ286H  
 
5. Na série homóloga dos álcoois, os quatro primeiros são: metanol, etanol, propanol 
e butanol. Dentre as propriedades apresentadas por esses compostos, destacam-se a 
combustão e a grande solubilidade na água. Com o objetivo de comprovar a qualidade de 
um combustível, foi determinado seu teor de etanol em uma amostra. Foram totalmente 
queimados 287,5 g de álcool hidratado, o que resultou na liberação de 1.632 kcal, a 25 °C e 
1 atm. 
A tabela a seguir fornece os valores das entalpias-padrão de formação nas condições 
da experiência. 
 
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Substância Hoformação(kcal.mol
-1)
 Etanol -66,7
Vapor d´água -68,3
Gás carbônico -94,1
 
 
 
 
a) Determine a porcentagem da massa de etanol contida na amostra de álcool 
hidratado. 
b) Para comparar as solubilidades do etanol e do butanol puros, foram preparadas 
duas amostras contendo as mesmas quantidades dessas substâncias, dissolvidas 
separadamente em 1 L de água pura, à temperatura ambiente. 
Aponte em que amostra a fração de álcool solubilizada é maior e justifique sua 
resposta. 
 
6. NO e N2O são óxidos de nitrogênio com importantes atividades biológicas. 
a) Sabendo-se que NO (g) e H2O (g) podem ser obtidos a partir da oxidação de NH3(g) 
na presença de O2(g), escreva a equação balanceada desta reação. 
b) Sabendo-se que N2O (g) e H2O (g) podem ser obtidos a partir do aquecimento de 
NH4NO3(s), escreva a equação balanceada desta reação. 
c) Calcule a entalpia da reação de produção de um mol de NO (g) a partir de NH3(g) 
e O2(g). Mostre os cálculos. 
Dados: 
46kJ/mol(g)NH H 3
o
f  
242J/molO(g)H H 2
o
f  
J/mol90NO(g) Hof  
 
7. É possível preparar gás oxigênio em laboratório pelo aquecimento cuidadoso de 
clorato de potássio, de acordo com a reação 
 
2KClO3(s)  2KCl(s) + 3O2(g) H= +812kJ/mol . 
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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? 
 
8. Considere: 
a) a seguinte equação química não-balanceada: 
 
OHCOOCH 2224  
 
b) os valores aproximados de energia de dissociação de ligação ( disH kJ/mol) 
 
C–H = 410,0 
O=O = 500,0 
C=O = 800,0 
H–O = 460,0 
 
9. Uma substância A apresenta as seguintes propriedades: 
 
Temperatura de fusão a 1 atm = 20 ºC 
Temperatura de ebulição a 1 atm = 85 ºC 
Variação de entalpia de fusão = 180 J g1 
Variação de entalpia de vaporização = 500 J g1 
Calor específico de A (s) = 1,0 J g1 ºC1 
Calor específico de A (  ) = 2,5 J g1 ºC1 
Calor específico de A (g) = 0,5 J g1 ºC1 
 
À pressão de 1 atm, uma amostra sólida de 25 g da substância A é aquecida de 40 
ºC até 100 ºC, a uma velocidade constante de 450 J min1. Considere que todo calor 
fornecido é absorvido pela amostra. Construa o gráfico de temperatura (ºC) versus tempo 
min) para todo o processo de aquecimento considerado, indicando claramente as 
coordenadas dos pontos iniciais e finais de cada etapa do processo. Mostre os cálculos 
necessários. 
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10. O ciclopropano, anestésico, e o 2,4,6-trimetil-s-trioxano, sedativo, cuja estrutura é 
apresentada a seguir, são dois compostos químicos utilizados como medicamentos. 
O
O
O
 
 
 
A reação de combustão completa do ciclopropano tem, como produtos finais, dióxido 
de carbono e água. Na tabela adiante são apresentados os valores médios de energia de 
ligação envolvidos neste processo, nas condições-padrão. 
C C
C H
C O
H O
O O
Ligação
83
99
178
111
119
Energia de ligação
 (kcal mol-1)
 
 
 
 
 
 
a) Determine a fórmula mínima do 2,4,6-trimetil-s-trioxano. 
b) Calcule a entalpia-padrão de combustão do ciclopropano. 
 
GABARITO1. 
a) + 2kJ, endotérmica 
b) +40kJ 
 
2. 
• São necessários de 2,5 a 3,0 sanduíches para fornecer a um adulto 2 500kcal 
a 3 000kcal diárias. 
• O princípio que fundamenta essa resposta é o da conservação da energia. 
15 
 
• Fatores que influem no valor da variação de entalpia da reação de combustão 
de carboidratos, de lipídios e de proteínas: 
− quantidades de reagentes e de produtos ou temperatura. 
 
3. 
a) 28,46 kJ 
b) atm 6,47p  
 
4. )g(2)grafite()(66 H3C6HC  kJ49H1  
)g(2)g(2)grafite( CO6O6C6  kJ2361)5.393(6H2  
)(2)g(2)g(2 OH3O2/3H3  kJ4,857)286(3H3  
kJ4,3267HHHtotal H 321  
 
5. 
a) 80% 
b) Na amostra contendo etanol e água. 
O etanol apresenta maior polaridade 
 
6. 
a) 2NH3 + 2,5 O2  2NO + 3H2O 
b) NH4NO3 N2O + 2H2O 
c) H = –319kJ/mol 
 
7. 80 
 
8. 20 
 
9. De acordo com as informações fornecidas, temos: 
 
 
16 
 
 
 
 
 
 
Portanto o gráfico T(ºC) x t(min) é: 
 
 
10. 
a) (C2H4O)n 
b) H = - 355 kcal/mol.