Capitulo - VIII - TERMOQUIMICA (1)

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PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Termoquímica – Capítulo VIII280
TERMOQUÍMICA
 A termoquímica é o estudo dos efeitos do calor que acompanham as transformações, a formação de 
soluções e as mudanças de estado de agregação, como a fusão ou a vaporização. (Moore, 1976).
 Natureza das Reações Químicas: Do ponto de vista termodinâmico, as transformações são classificadas 
da seguinte maneira: 
 Processos Exotérmicos → Ocorrem liberação de energia, na forma de calor. São representados da seguinte 
maneira: 
A → B + energia
 
 Processos Endotérmicos → Ocorrem absorção de energia, na forma de calor. São representados da 
seguinte maneira: 
A + energia → B
 
 Unidades de energia no Sistema Internacional:
 1 cal = 4,18 J
 1 kJ = 103 J
 Definição de Entalpia (H): Qp = ΔH
 Para qualquer transformação que ocorra a pressão constante (Qp), o calor de transformação é exatamente 
igual à diferença de entalpia dos produtos e dos reagentes. A entalpia é uma função de estado, ou seja, uma 
propriedade extensiva que depende dos estados inicial e final.
 Fatores que influenciam a entalpia (H): 
 a) Quantidade de reagentes e produtos;
 b) Temperatura;
 c) Estado físico: Hsólido < Hlíquido < Hvapor;
 d) Variedades alotrópicas;
 e) Método de Dissolução.
 Entalpia Padrão: O estado padrão de uma substância é o seu estado físico da sua variedade alotrópica 
mais estável à pressão de 1,0 atm e à temperatura 25°C. Representa-se a entalpia padrão de uma substância 
por H°. Se uma substância simples estiver no estado-padrão, a ela será atribuída a entalpia zero (H = 0). 
A tabela a seguir mostra as substâncias que possuem os seus respectivos valores de entalpia. (Masterton & 
Hurley, 2009).
Substância Entalpia (H)
H2(g) Zero
C(grafite) Zero
O2(g) Zero
S(r) Zero
C(diamante) Diferente de zero
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Termoquímica – Capítulo VIII 281
O2(líquido) Diferente de zero
H2O(líquido) Diferente de zero
 Variação de Entalpia (H): Todos os processos químicos estão sujeitos a variações de entalpia. A variação 
da entalpia-padrão, ΔH°, para uma dada equação termoquímica, é igual à soma das entalpias-padrão de 
formação dos produtos menos a soma das entalpias-padrão de formação dos reagentes. (Masterton & Hurley, 
2009).
 Exemplos: 
	→ Variação de entalpia durante a fusão da água: H2O(s) → H2O(l) DH = + 7,30 kJ
	→ Variação de entalpia durante a vaporização da água: H2O(l) → H2O(g) DH = + 400 kJ
 Observação: Nos dois exemplos acima, temos a passagem de um estado de menor agitação das moléculas 
para um outro estado de maior agitação. Ou seja, ocorre a passagem de um nível de menor energia para um 
de maior energia, o que resulta em um DH positivo, ou seja, trata-se de um processo endotérmico. Dessa 
forma podemos concluir que:
Processos Endotérmicos----------- DH > 0
Processos Exotérmicos------------- DH < 0
 Onde: DH = Hp – Hr
 O calor envolvido recebe uma denominação diferente dependendo do tipo de reação.
Reação de formação → calor de formação;
Reação de combustão → calor de combustão;
Reação de neutralização → calor de neutralização.
 Entalpia de Formação: A entalpia padrão de formação molar de um composto ΔH° é igual à variação de 
entalpia quando um mol do composto é formado à pressão constante de 1 atm e numa temperatura T, que 
na maioria dos casos utiliza-se a 25°C, a partir dos elementos em suas formas mais estáveis nas mesmas 
condições de pressão e temperatura.
 Exemplos:
 H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) (DHf = – 286 kJ/mol)
 H2 + Sr + 2O2(g) → H2SO4 (DHf = – 813,8 kJ/mol)
 Observação: Observe que, pela definição de variação de entalpia da primeira reação, temos: 
	 DH = HH2O(l) – HH2(g) – ½ HO2(g)
 Dessa forma, como a entalpia do H2 e do O2 é nula, por se tratarem de substâncias simples nos seus estados 
padrões, (Feltre, R.; 2004) a variação da entalpia será igual a entalpia da agua. 
 Então: DHf = HH2O(l) = – 286 kJ/mol.
 
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Termoquímica – Capítulo VIII282
 Entalpia de Combustão: São classificadas como reações de combustão aquelas em que uma substância, 
denominda combustível, reage com o gás oxigênio (O2), denominado comburente, liberando energia na forma 
de calor. Por serem sempre exotérmicas, as reações de combustão apresentam uma variação de entalpia 
negativa (DH < 0). A entalpia de combustão quantifica a energia liberada na combustão completa de 1 mol de 
uma substância no estado padrão e estado físico habitual.
Exemplo: Reação de combustão do gás metano: CH4(g) + 2O2 → CO2(g) + 2H2O(l) 
DH = –212,8 kcal/mol
 Energia de Ligação: A energia de ligação é a energia absorvida na quebra de 1 mol de ligações químicas 
entre dois átomos, no estado gasoso, a 25°C e 1 atm. As entalpias das reações químicas estão diretamente 
relacionadas às energias de ligação. Isso ocorre porque em qualquer reação química ocorrem quebras e 
formações de ligações. (Masterton & Hurley, 2009). 
 Dessa forma, pode-se dizer que:
Quebra de Ligações → Absorção de Energia
Formação de Ligações → Liberação de Energia
 Energia de Neutralização: É a variação de energia observada na neutralização de 1 mol de íons H+ com 1 
mol de íons OH- ambos em soluções diluídas. (Nabuco & Barros, 1979). 
 Exemplo: Reação de neutralização entre o ácido clorídrico e o hidróxido de sódio: HCl(aq) + NaOH(aq) → 
NaCl(aq) + H2O(l) ∆H= –13,8 kcal.mol–1.
 Lei de Hess: 
 A Lei de Hess assegura-nos que, partindo dos reagentes considerados e chegando aos produtos em questão, 
a entalpia da reação terá um valor unívoco, que não depende do mecanismo ou das etapas intermediárias que 
se precisam percorrer. Podemos combinar, portanto, várias reações, para obter aquela que queremos. (Netz 
& Ortega, 2002).
 Exemplo: H2O(l) → H2O(g) ------∆H= +44 kJ
 Poderíamos obter H2O(g) em duas etapas:
 H2O(l) → H2(g) + ½ O2(g) ------DH= +286 kJ
 H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) -------DH= -242 kJ
 Somando essas equações, obtém-se:
H2O(l) → H2(g) + ½ O2(g) ------DH= +286 kJ
 +
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) -------DH= –242 kJ
 _______________________________________________________________________________
H2O(l) + H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) + H2(g) + ½ O2(g) -------- DH= +44 kJ
 Pode-se simplificar o resultado de modo a obter: H2O(l) → H2O(g) DH= +44 kJ
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Termoquímica – Capítulo VIII 283
 Exercício-exemplo: (UERJ – 2016) 
 O formol, uma solução de metanal, frequentemente utilizado em cosméticos, vem sendo substituído pelo 
ácido glioxílico. No entanto, a decomposição térmica desse ácido também acarreta a formação de metanal, de 
acordo com a seguinte equação:
ácido glioxílico
O
H
O
OH
D
O
H H
metanal
+ CO2
 Veja, abaixo, as energias das ligações nas moléculas participantes da reação:
Ligação Energia de ligação (kJ.mol–1)
C – C 348
C = O 744
C – H 413
C – O 357
O – H 462
 Considere a decomposição de um litro de uma solução aquosa de ácido glioxílico, na concentração de 
0,005 mol.L–1. Assumindo que todo o ácido glioxílico foi decomposto, calcule, em quilojoules, a energia 
absorvida nesse processo.
 Resolução:
 Cálculo da entalpia dos reagentes (Hreagentes):
 Hreagentes = + [{2 x (C = O)} + {1 x (C – C)} + {1 x (C – H)} + {1 x (C – O)} + {1 x (O – H)}]
 Hreagentes = + [{2 x 744} + {1 x 348} + {1 x 413} + {1 x 357} + {1 x 462}]
 Hreagentes = + 3068 kJ.mol–1
 Cálculo da entalpia dos produtos (Hprodutos):
 Hprodutos = – [{1 x (C = O)} + {2 x (C – H)} + {2 x (C = O)}]
 Hprodutos = – [{1 x 744} + {2 x 413} + {2 x 744}]
 Hprodutos = – 3058 kJ.mol–1
 Cálculo da variação de entalpia (ΔHreação):
 ΔHreação = Hreagentes + Hprodutos 
 ΔHreação = Hreagentes + Hprodutos 
 ΔHreação = + 3068 + (– 3058)
 ΔHreação = + 10 kJ.mol-1
 Cálculo da energia do processo, em quilojoules:
 1 mol --------------- 10 kJ
 0,005 mol ---------- ΔHreação
 ΔHreação = 0,05 kJ.
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Termoquímica – Capítulo VIII284
Exercícios - Fixação
01. (ITA) 
Considere os valores das seguintes variações de entalpia (ΔH) para as reações químicas representadas pelasequações I e II, onde (graf) significa grafite.
I. C(graf) + O2(g) → CO2(g); ΔH(298 K; 1 atm) = – 393 kJ
II. CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g); ΔH(298 K; 1 atm) = – 283 kJ
Com base nestas informações e considerando que todos ΔH se referem à temperatura e pressão citadas 
acima, assinale a opção CORRETA:
a) C(graf) + ½ O2(g) → CO(g); ΔH = + 110 kJ
b) 2C(graf) + O2(g) → 2CO(g); ΔH = – 110 kJ
c) 2C(graf) + ½ O2(g) → C(graf) + CO(g); ΔH = + 110 kJ
d) 2C(graf) + 2O2(g) → 2CO(g) + O2(g); ΔH = + 220 kJ
e) C(graf) + O2(g) → CO(g) + ½ O2(g); ΔH = – 110 kJ
02. (IME) 
Que quantidade de calor é liberada por uma reação química que é capaz de elevar 20°C para 28°C à 
temperatura de 2 kg de água? (Calor específico da água = 1 cal/g.°C). 
03. (IME – 2013) 
100 gramas de água líquida foram aquecidos utilizando o calor liberado na combustão de 0,25 gramas de 
etanol. Sabendo que a variação da temperatura da água foi de 12,5°C, assinale a alternativa que apresenta o 
valor correto para a entalpia molar de combustão do etanol. (Considere que a capacidade calorífica da água 
é igual a 4,18 kJ,kg-1.°C–1 e que a energia liberada na combustão do etanol foi utilizada exclusivamente no 
aquecimento da água.)
a) – 961 kJ
b) – 5,2 kJ
c) + 4,2 kJ
d) + 5,2 kJ
e) + 961 kJ 
04. (IME – 2013) 
Em um gráfico de pressão versus volume, represente o diagrama do ciclo idealizado por Carnot (máquina 
térmica) para uma transformação cíclica, ininterrupta, sem perdas de calor e trabalho, e vice-versa. Identifique 
e denomine as quatro etapas dessa transformação cíclica.
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Termoquímica – Capítulo VIII 285
05. 
Considere o diagrama de fase hipotético representado esquematicamente na figura ao lado. O que representam 
os pontos A, B, C, D e E?
E
D
B
C
A
Temperatura (K)
PRESSÃO 
(atm)
PC
TC
06. (UFF – 1996) 
O metano é um gás produzido em grandes quantidades, na superfície terrestre, nos processos de decomposição 
de matéria orgânica, e é uma das principais fontes naturais de dióxido de carbono na atmosfera. A formação 
de CO2 se dá pela oxidação do metano: CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l). Considerando que o valor da variação 
de entalpia para 1,0 mol de metano é – 890,3 kJ, a quantidade de calor liberada na combustão total de 10,0 g 
de metano é:
a) 370 kJ
b) 420 kJ
c) 556 kJ
d) 680 kJ
e) 780 kJ
07. (UERJ – 2014) 
O trióxido de diarsênio é um sólido venenoso obtido pela reação do arsênio (As) com o gás oxigênio. Sua 
entalpia padrão de formação é igual a – 660 kJ.mol–1. Escreva a equação química completa e balanceada da 
obtenção do trióxido de diarsênio. Em seguida, calcule a quantidade de energia, em quilojoules, liberada na 
formação desse sólido a partir da oxidação de 1,5 kg de arsênio.
08. (UFF – 1996) 
Considere os valores de entalpia padrão de formação (DH°f) em kJ.mol–1. a 25 °C, das seguintes substâncias:
CH4 (g)
CHCl3 ()
HCl (g)
– 74,8
– 134,5
– 92,3
Para a reação CH4(g) + 3Cl2(g) → CHCl3 + 3HCl(g), DH° será:
a) – 151,9 kJ.mol –1
b) + 168,3 kJ.mol –1
c) – 336,6 kJ.mol –1
d) – 673,2 kJ.mol –1
e) + 841,5 kJ.mol –1
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Termoquímica – Capítulo VIII286
09. (UERJ – 1997) 
O alumínio é utilizado como redutor de óxidos, no processo denominado aluminotermia, conforme mostra a 
equação química: 8 AI + 3 Mn3O4(s) → 4 AI2O3(s) + 9 Mn(s). Observe a tabela:
Substância Entalpia de formação (ΔH298K, kJ.mol–1)
Al2O3 (s) – 1667,8
Mn3O4 (s) – 1385,3
Segundo a equação acima, para a obtenção do Mn(s), a variação de entalpia, na temperatura de 298 K, em 
kJ.mol–1, é de:
a) –282,5
b) –2515,3
c) –3053,1
d) –10827,1
10. (UERJ – 2000) 
As denominações combustível “limpo” e combustível “verde” são empregadas em relação ao hidrogênio, pelo 
fato de sua queima provocar baixo impacto ambiental. Observe a reação química da combustão do hidrogênio, 
representada abaixo:
2 H2(g) + O2(g) → 2H2O (v) DH = –116,24 kcal
Utilizando os dados acima e supondo suficiente a quantidade de oxigênio, é possível estabelecer o valor 
da massa de hidrogênio que, ao ser queimada, produzirá energia equivalente a 232,48 kcal. Esse valor, em 
gramas, é igual a:
a) 2,0
b) 4,0
c) 6,0
d) 8,0
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Termoquímica – Capítulo VIII 287
Exercício - Medicina
01. (UNIFESO – 2013 – Vestibular de inverno) 
Considere o volume molar nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP) igual a 22,4 L.mol–1 e a 
variação da entalpia envolvida na combustão completa de 1 mol de moléculas de etanol (entalpia molar de 
combustão) igual a –326 kcal.mol–1. Se a combustão completa de certa massa de etanol desprende 65,2 kcal, 
o gás carbônico produzido nessa queima ocupa um volume em litros que, convertido para as CNTP, é igual a:
a) 0,448
b) 1,12
c) 2,24
d) 4,48
e) 8,96
02. (Faculdade Gama Filho – medicina – 2011) 
O gás liquefeito de petróleo (GLP), vendido em botijões para uso doméstico, é formado por vários 
hidrocarbonetos, sendo os principais o propano e butano. A queima do propano é uma reação exotérmica 
que pode ser representada pela equação abaixo.
C3H8(g) + 10 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l) ΔH0 = – 2200 kJ
Sendo a combustão do propano em um fogão caseiro um processo com 90% de rendimento, a quantidade 
máxima de propano, em g, necessária para fornecer 99000 kJ de energia é:
a) 520
b) 1250
c) 1800
d) 2200
e) 3200
03. (Universidade Anhembi Morumbi – medicina – 2013) 
Considere as informações:
• A reação global da fotossíntese absorve cerca de 2800 kJ.mol-1 de glicose: 
 6CO2(g) + 6H2O(l) → C6H12O6(aq) + 6O2(g)
• A combustão completa do etanol libera cerca de 1400 kJ.mol-1 de glicose: 
 C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)
Com base nessas informações, calcula-se que a energia envolvida na reação de fermentação alcoólica da 
glicose, C6H12O6(aq) → 2CO2(g) + 2C2H5OH(l), por mol de glicose, é em kJ, próxima de:
a) 4200, absorvida
b) 1400, absorvida
c) 1400, liberada
d) Zero
e) 4200, liberada
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Termoquímica – Capítulo VIII288
04. (Universidade São Francisco – medicina – vestibular de inverno – 2010) 
O metano na Terra é um gás primordial de altíssima estabilidade termodinâmica, encontrado no Planeta, 
em depósitos de hidrocarbonetos (petróleo); em hidratos de gás, abaixo do fundo marinho ou sob áreas de 
geleiras, nas emissões de vulcões de lama. Neste último caso, por vezes acompanhado de hélio, nitrogênio, 
betume e salmouras ricas em iodo e bromo. O entendimento do metano praticamente explica todo o ciclo 
geoquímico do carbono na terra. Uma das reações do metano é a combustão. Tal reação é realizada em 3 
etapas, sendo a equação global representada logo após a tabela. Os valores de energia de ligação entre alguns 
átomos são fornecidos na tabela abaixo.
Ligação Energia (kJ.mol–1) 
C – H 413
O = O 494
C = O 804
O – H 463
Considerando a reação representada por: CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g), o valor aproximado de ∆H, em kJ, é: 
a) –820 
b) –360 
c) –106 
d) +360
05. (Universidade São Francisco – medicina – vestibular de verão – 2011)
 O gás obtido na fermentação do lixo orgânico é chamado biogás e contém metano. Esse gás pode ser usado 
como combustível, assim como o álcool etílico produzido de inúmeras formas a partir da fermentação de 
vegetais como o milho e a cana de açúcar.
O metano é um gás natural de inúmeras reservas subterrâneas já o etanol é oriundo dos vegetais como o 
milho.
Fonte:<<culturamix.com>>
Dadas as reações de combustão e os valores para entalpias de formação, determine:
C2H5OH(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O + calor
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O + calor
Substância ΔH de formação (kcal.mol-1)
CH4(g) – 17,9
C2H5OH(l) – 66,7
CO2(g) – 94,1
H2O – 68,3
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Termoquímica – Capítulo VIII 289
a) As energias envolvidas nos processos de combustão do etanol e do metano;
b) Qual das reações de combustão irá liberar a maior quantidade de energia caso fosse usado apenas 
1,0g de cada um dos combustíveis citados.
06. (Vassouras – medicina – 2013 – primeiro semestre) 
Oozônio é um poluente atmosférico produzido a partir da seguinte reação química:
NO2(g) + O2(g) → NO(g) + O3(g)
Observe na tabela as entalpias-padrão de formação das substâncias envolvidas nessa reação:
Substância ΔH° (kJ.mol-1)
NO2 + 34
O2 0
NO + 90
O3 + 143
a) Apresente a fórmula estrutural plana do ozônio.
b) Calcule a variação de entalpia, em kJ.mol–1, que corresponde a produção de ozônio.
07. (Souza Marques – 2000 – Primeiro semestre) 
A tabela a seguir mostra a energia liberada na combustão, a 25°C e 1 atm de pressão, de 1 mol de algumas 
substâncias:
Substância Energia liberada (kcal)
Metano 210
Grafite 94
Hidrogênio 68
Conclui-se que ΔH molar de formação do metano é igual a:
a) – 48 kcal.mol–1
b) – 36 kcal.mol–1
c) – 20 kcal.mol–1
d) + 20 kcal.mol–1
e) + 48 kcal.mol–1
08. (Souza Marques – 2003 – Primeiro semestre) 
A reação do cloro com o brometo de hidrogênio pode ser representada pela equação termoquímica a seguir:
2HBr(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) + Br2(g) ΔH = – 20 kcal
Com base nessa informação, assinale o valor numérico de x, indicado na tabela abaixo:
Ligação Energia de ligação, em kcal.mol–1
H – Cl 103
H – Br x
Cl – Cl 58
Br – Br 46
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Termoquímica – Capítulo VIII290
a) 174
b) 87
c) 43,5
d) 46
e) 20
09. (Unigranrio – 2015 – Primeiro semestre) 
A oxidação de açúcares no corpo humano produz ao redor de 4,0 Kcal por grama de açúcar oxidado. 
A oxidação de 0,1 mol de glicose (C6H12O6) vai produzir aproximadamente:
a) 45 Kcal
b) 55 Kcal
c) 60 Kcal
d) 72 Kcal
e) 80 Kcal
10. (UNIFESO – primeiro semestre – 2011) 
Em muitas ocasiões, o grau de periculosidade de um processo da indústria química está associado a 
exotermicidade da reação química envolvida. Considere esse fator como o único determinante do risco de um 
processo e leve em conta a produção de um mesmo número de mol de moléculas de cada produto destacado 
em negrito na tabela a seguir.
Processo Reação química
Nitração do benzeno 2 4H SO6 6 3 6 5 2 2C H HNO C H NO H O H 117kJ+ → + D = −
obtenção do zinco metálico ZnO C CO Zn H 243kJ+ → + D = +
Produção da amônia 2 2 3N 3 H 2NH H 92kJ+ → D = −
Produção do dissulfeto de carbono 8 24C S 4CS H 436kJ+ → D = +
Produção do álcool isopropílico 3 6 2 3 8C H H C H O H 56kJ+ → D = −
Assinale a alternativa que corresponde ao processo mais perigoso.
a) Nitração do benzeno
b) Obtenção do zinco metálico
c) Produção da amônia
d) Produção do dissulfeto de carbono
e) Produção de álcool isopropílico
11. (Estácio de Sá – medicina – 2008) 
Uma determinada massa de um carvão, por queima total, promoveu o aquecimento de 1 litro de água, de 
20°C a 59°C. Sabendo-se que:
a) O poder calorífico do carvão é igual a 7,8 kcal.g–1;
b) A densidade da água é igual a 1g.cm–3;
c) O calor específico da água é igual a 1 cal.g-1.°C–1.
Calcule a massa usada deste carvão, em gramas:
a) 3
b) 4
c) 5
d) 6
e) 7
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Termoquímica – Capítulo VIII 291
12. (Souza Marques – 2002 – Primeiro semestre) 
5,0
4,0
3,0
2,0
1,0
0
0 2,0 4,0 6,0 8,0 10,0 12,0
V(litros)
M N
P
Q
P(atm)
O gráfico acima ilustra, no plano “Pressão x Volume”, um ciclo de transformações ocorridas com uma certa 
quantidade de um gás ideal. Nesse ciclo, é(são) isotérmica (s), apenas a(s) transformação(ões):
a) MN
b) NP
c) PQ
d) QM
e) NP e QM
13. (EMERSCAM – medicina – primeiro semestre – 2008) 
Considere o calor de combustão do propano, componente do GLP, igual a 2220 kJ.mol–1. Para se obter 1000 kJ 
a partir da combustão do propano, a massa que deve ser queimada é:
a) 44,0 g
b) 440 g
c) 2,22 g
d) 19,98 g
e) 97,7 g
14. (Faculdade Gama Filho – medicina) 
A nitroglicerina (C3H5(NO3)3) é um explosivo usado para fins pacíficos, empregado principalmente na 
fabricação de dinamite. Sua decomposição ocorre segundo a equação: C3H5(NO3)3 (l) → 3 CO2(g) + 5/2 H2O(g) 
+ 1/4 O2(g) ΔH = – 5720 kJ.mol–1
Para que sejam liberados 17160 kJ de calor, a massa de nitroglicerina que deve ser decompostoa é de:
a) 681 g
b) 524 g
c) 454 g
d) 227 g
e) 122 g
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Termoquímica – Capítulo VIII292
15. (Vassouras – medicina – 2016 – Primeiro semestre) 
As compressas frias utilizadas em atividades esportivas têm como princípio de ação o abaixamento 
da temperatura, por meio da dissolução endotérmica do NH4NO3, conforme representado na equação 
termoquímica a seguir:
NH4NO3(s) → NH4+(aq) + NO3–(aq) ΔH° = 262 kJ.mol-1
A temperatura ambiente, a solubilidade do NH4NO3 é igual a 200 g/100 g H2O. Uma compressa comercial 
contém 40 g de NH4NO3 e quantidade de água suficiente para a solubilização desse composto. A partir dessas 
informações, calcule:
a) A massa mínima de água, em gramas, necessária para solubilizar por completo o NH4NO3 presente 
na compressa;
b) A energia, em quilojoules, absorvida nessa solubilização.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Termoquímica – Capítulo VIII 293
Gabarito – Fixação
01. E.
Aplicando a Lei de Hess, através das reações apresentadas, iremos inverter a reação II:
C(graf) + O2(g) → CO2(g); ΔH(298 K; 1atm) = – 393 kJ
CO2(g) → CO(g) + ½ O2(g) ΔH(298 K; 1atm) = + 283 kJ +
_________________________________________________________________ 
C(graf) + O2(g) → CO(g) + ½ O2(g)
ΔH(298 K; 1atm) = – 393 + 283 kJ = –110 kJ.
02. 
– Considerando que este proceso ocorra a pressão constante, logo: Qp = ΔHReação.
– Cálculo da quantidade de calor: Qp = ΔHReação= massa x calor específico x ΔT = 2000 g x 1 cal/g.oC x (28 – 20) 
oC = 16000 cal = 16,0 kcal.
03. A.
– Equação química balanceada de combustão do etanol: C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O.
– Cálculo da quantidade de calor recebida pela água:
( ) ( )2 2 2H O 3H HO O
kJH m.c. 100.10 kg . 4,18 . 12,5 C 5,225 kJ
kg.
T H H
C
−  = = ° = °
⇒ D
 
D D ⇒D
A energia responsável pelo aquecimento da água é proveniente da combustão do etanol. O enunciado da 
questão pede o valor da entalpia molar do etanol. Como em 1 mol de etanol há 46 g desta substância, segue 
que:
0,25 g ---------- 5,225 kJ
46 g ------------- ΔH
Como a equação de combustão é um proceso exotérmico, então ΔH = – 961 kJ.
04. O ciclo de Carnot é constituído de quatro processos reversíveis sucessivos. São eles:
A
1
B
2
C
V
3
Tf
D
4
P Tq
1 – Isoterma
2 – Adiabática
3 – Isoterma
4 – Adiabática
Ou seja, no ciclo de Carnot, há duas isotermas e duas adiabáticas.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Termoquímica – Capítulo VIII294
05.
E
D
B
C
A
Temperatura (K)
PRESSÃO 
(atm)
PC
TC
A – Equilíbrio sólido-vapor
B – Ponto Triplo
C – Equilíbrio sólido-líquido
D – Equilíbrio líquido-vapor
E – Ponto Crítico 
Observação: 
Pc – Pressão crítica
Tc – Temperatura crítica
06. C.
– Equação química balanceada de combustão do gás metano: CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g)
– Cálculo da quantidade de calor para dez gramas de gás metano:
1 mol de metano ---------------------------- 890,3 kJ
16 gramas de metano ---------------------- 890,3 kJ
10 gramas de metano ---------------------- ΔH
ΔH = 556,44 kJ.
07.
– Equação química balanceada para a obtenção do trióxido de diarsênio: 2 As(s) + 3/2 O2(g) → As2O3(s)
– Cálculo da quantidade de energia:
2 mol de Arsênio ---------- (+660) x 1 
2 mol x 75 g.mol–1 --------- (+660) x 1
1500 g ----------------------- │Q = ΔH│
Q = ΔH│ = 6600 kJ.
08. C.
– Cálculo da variação de entalpia para a reação de formação de cloreto de hidrogênio: 
DH°f = {1 x (– 134,5) + 3 x (–92,5) } – {1 x (–74,8) + (3 x 0)}
DH°f = {1 x (– 134,5) + 3 x (–92,5) } – {1 x (–74,8) + (3 x 0)} = – 337,2 kJ.mol-1.
09. B.
– Cálculo da variação de entalpia para a reação de formação do manganês (Mn(s)): 
DH°f = [{4 x (– 1667,8)} + (9 x 0)] – [(8 x 0) + [3 x (– 1385,3)] = – 2515,3 kJ.mol–1.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Termoquímica – Capítulo VIII 295
10. D.
Equação química balanceada para a formação d0 vapor d´água:
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(v) ΔH = – 116,24 kcal
4 g de H2 ---------- │ΔH = – 116,24 kcal│
mH2 ---------------- 232,48 kcal
mH2 = 8 g.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Termoquímica – Capítulo VIII296
Gabarito– Medicina
01. E.
– Equação química balanceada de combustão completa do etanol: 
C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O ΔH = – 326 kcal.mol–1.
– Cálculo do volume de CO2, medido nas CNTP:
C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O ΔH = – 326 kcal.mol–1.
1 mol de C2H6O ----- 2 mol de CO2 ----- (– 326) kcal
2 mol x 22,4 L.mol–1 de CO2 ------------- (– 326) kcal
VCO2 ---------------------------------------- (– 65,2) kcal
VCO2 = 8.96 litros.
02. D.
– Cálculo da massa de propano:
C3H8(g) + 10 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l) ΔH0 = – 2200 kJ
1 mol de C3H8(g) ------------------------------ (– 2200 kJ)
44 g --------------------------------------------- (– 2200 kJ) x 0,90
mpropano ----------------------------------------- (– 99000 kJ)
mpropano = 2200 g.
03. D.
Aplicando a lei de Hess, temos:
– Analisando a reação 1:
6 CO2(g) + 6 H2O(l) → C6H12O6(aq) + 6 O2(g) ΔHo = + 2800 kJ.mol–1 (INVERTENDO A REAÇÂO) 
C6H12O6(aq) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O(l) ΔHo = – 2800 kJ.mol–1 
– Analisando a reação 2:
C2H5OH(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l) ΔHo = – 1400 kJ.mol–1 1 (INVERTENDO A REAÇÂO E MULTIPLICANDO 
POR 2)
4 CO2(g) + 6 H2O(l) → 2 C2H5OH(l) + 6 O2(g) ΔHo = + 1400 x 2 = + 2800 kJ.mol–1
Somando as duas reações, temos:
C6H12O6(aq) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O(l) ΔHo = – 2800 kJ.mol–1 
4 CO2(g) + 6 H2O(l) → 2 C2H5OH(l) + 6 O2(g) ΔHo = + 1400 x 2 = + 2800 kJ.mol–1
 +
__________________________________________________________________________________________________________________
C6H12O6(aq) → 2CO2(g) + 2C2H5OH(l) ΔHo = – 2800 kJ.mol–1 + 2800 kJ.mol–1 = ZERO.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Termoquímica – Capítulo VIII 297
04. A. 
– Equação química balanceada de combustão do gás metano:
H
C
H
H
H
(g) + 2O = O(g) →	O = C = O(g) + 2 O (g)
H H
– Cálculo da entalpia dos reagentes:
Hr = + {4 x 413 + 2 x 494} = + 2640 kJ.mol–1
– Cálculo da entalpia dos produtos:
Hp = – {2 x 804 + 2 x 2 x 463} = – 3460 
– Cálculo da entalpia da reação: ΔHreação = Hproduto + Hreagentes
ΔHreação = Hproduto + Hreagentes = + 2640 kJ.mol–1 + (– 3460 kJ.mol–1) = – 820 kJ.mol–1.
05.
a) 
 – Cálculo da variação de entalpia (ΔHreação) para a reação balanceada de combustão do etanol:
 C2H5OH(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O
 ΔHreação = Hprodutos – Hreagentes
 ΔHreação = {2 x (–94,1) + 3 x (– 68,3)} – {1 x (–66,7) + 3 x (0)} = – 326,4 kcal.mol–1.
 – Cálculo da variação de entalpia (ΔHreação) para a reação balanceada de combustão do gás metano:
 CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O
 ΔHreação = Hprodutos – Hreagentes
 ΔHreação = {1 x (–94,1) + 2 x (– 68,3)} – {1 x (–17,9) + 2 x (0)} = – 212,8 kcal.mol–1.
b) 
 – Cálculo da quantidade de calor, utilizando 1,0 g de etanol:
 C2H5OH(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O
 <MM>etanol = (2 x 12) + (6 x 1) + (1 x 16) = 46 g,mol–1.
 1 mol de etanol ---------- 46g ------------- (-326,4 kcal)
 1,0g ---------- Q (calor)
 Q = ΔH = – 7,25 kcal.
 
 
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Termoquímica – Capítulo VIII298
 – Cálculo da quantidade de calor, utilizando 1,0 g de gás metano:
 CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O
 <MM>metano = (1 x 12) + (4 x 1) = 16 g,mol–1.
 1 mol de metano ---------- 16g ----------- (–212,8 kcal)
 0g ----------- Q (calor)
 Q = ΔH = – 13,3 kcal.
06.
a) 
 Fórmula estrutural da molécula de ozônio: O = O – O
b) 
 Calculo da variação de entalpia: 
 NO2(g) + O2(g) → NO(g) + O3(g)
 ΔH° = ∑Hp – ∑Hr = {(1 x 90) + (1 x 143)} – {(1 x 34) + (1 x 0)} = + 199 kJ.mol–1.
07. C.
– Equação química de combustão do metano: CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O ΔH = – 210 kcal
– Equação química de combustão do grafite: C + O2 → CO2 ΔH = – 94 kcal
– Equação química de combustão do hidrogênio: H2 + 1/2 O2 → H2O ΔH = – 68 kcal
Aplicando a Lei de Hess, temos:
CO2 + 2 H2O → CH4 + 2 O2 ΔH = + 210 kcal
C + O2 → CO2 ΔH = – 94 kcal
2 H2 + O2 → 2H2O ΔH = – 68 kcal x 2 = –138 kcal +
______________________________________________________________________________________________
C + 2 H2 → CH4 ΔH = – 20 kcal.
08.
Equação química balanceada: 2HBr(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) + Br2(g)
2 H – Br(g) + Cl – Cl(g) → 2 H – Cl(g) + Br – Br(g)
– Cálculo da entalpia dos reagentes: Hr = + {2x + (1 x 58)} = 2x + 58
– Cálculo da entalpia dos produtos: Hp = – {(2 x 103) + (1 x 46)} = – 252
– Cálculo do valor de x: ΔH = Hr + Hp
ΔH = Hr + Hp 
– 20 = 2.x + 58 – 252
x = + 87 kcal.mol–1.
09. D.
– Cálculo da massa molar da glicose: C6H12O6 = (6 x 12) + (12 x 1) + (6 x 16) = 180 g.mol–1.
– Cálculo da massa de glicose: n = m / <MM> 
0,1 mol x 180 g.mol–1 = massa
Massa de glicose = 18 g.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Termoquímica – Capítulo VIII 299
– Cálculo da quantidade de calor de oxidação da glicose:
1 g de glicose ---------- 4,0 Kcal
18g de glicose ---------- x
x = 72 Kcal.
10. A.
Lembrando que:
• ΔH < 0 = processo exotérmico;
• ΔH > 0 = processo endotérmico.
a) 
 Para 1 mol de C6H5NO2 = processo exotérmico = ΔH = –92 kJ;
b) 
 Para 1 mol de CO = processo endotérmico; 
c) 
 Para 2 mol de NH3 ---------- ΔH = -92 kJ
 1 mol de NH3 ---------- X
 X = ΔH = -46 kJ (processo exotérmico)
d) 
 Produção do dissulfeto de carbono = processo endotérmico;
e) 
 Produção 1 mol de C3H8O = processo exotérmico. 
11. C.
• Cálculo da massa de água: VH2O = 1L = 1 dm³ = 1000 cm³.
Sendo a densidade definida como a razão da massa pelo volume, temos: 
d = mH2O/V
mH2O = d x V = 1 g.cm–³ x 1000 cm³ = 1000 g.
• Cálculo da quantidade de calor :
Q = m x c x ΔT
Q = 1000 g x 1 cal.g-1.°C–1 x (59 – 20)°C
Q = 39000 cal
• Cálculo da massa de carvão: 
1 g de carvão --------- 7800 cal
mcarvão ------------------ 39000 cal
mcarvão = 5 g.
12. E.
– Caminho MN = isobárico;
– Caminho NP = isotérmico;
– Caminho PQ = Isovolumétrico;
– Caminho QM = isotérmico.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Termoquímica – Capítulo VIII300
13. D.
– Equação química balanceada de combustão do gás propano: 
C3H8(g) + 10 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l) ΔH0 = – 2200 kJ.mol–1.
– Cálculo da massa de propano:
C3H8(g) + 10 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l) ΔH0 = – 2200 kJ
1 mol de C3H8(g) ---------- 44 g ---------- (– 2200 kJ)
1 mol de C3H8(g) ---------- m ------------- (– 1000 kJ)
mpropano = 20 g.
14. A.
– Equação química balanceada de decomposição da nitroglicerina: 
C3H5(NO3)3(l) → 3 CO2(g) + 5/2 H2O(g) + 1/4 O2(g) 
– Cálculo da massa de nitroglicerina:
C3H5(NO3)3 (l) → 3 CO2(g) + 5/2 H2O(g) + 1/4 O2(g) ΔH = – 5720 kJ.mol–1
1 mol de C3H5(NO3)3 ---------- 227 g --------------- (5720 kJ)
 m(g) ---------------- (17160 kJ)
Massa de nitroglicerina = 681 g.
15. 
a) 
 Cálculo da massa mínima de água:
 200 g de nitrato de amônio ---------- 100 g de H2O
 40 g de nitrato de amônio ------------ mH2O
 mH2O = 20 g de nitrato de amônio.
b) 
 Cálculo da energia (ΔH°):
 1 mol de NH4NO3 --------- 80 g ---------- 262 kJ
 40 g ---------- ΔH°
 ΔH° = 131 kJ.