Química II - Unidade 11 - Apostila II - Termoquímica I

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Termoquímica I 
PROFESSOR ALEXANDRE VARGAS GRILLO 
 
1. Introdução 
Para este capítulo, daremos início ao estudo do cálculo da quantidade de calor em reações 
químicas. A termoquímica é o estudo dos efeitos do calor que acompanham as reações 
químicas, formação de soluções e as mudanças de estado de agregação, como a fusão ou 
também a vaporização. 
 
2. Natureza das reações químicas 
Do ponto de vista termodinâmico, as reações químicas podem ser classificadas da seguinte 
maneira: 
Processos Exotérmicos → Processos nos quais ocorre liberação de energia, na forma de 
calor. Sáo representados da seguinte maneira: A – energia → B. 
Exemplo de uma reação exotérmica: CH4 + 3Cl2(g) → HCCl3(g) + 3HCl H = -286kJ/mol 
 
Podemos representar de forma gráfica um processo exotérmico, conforme pode ser 
visualizado a partir da Figura I, a seguir. 
 
 
Figura I – Gráfico representativo da energia potencial para uma reação de queima do etanol – 
processo exotérmico. 
(Acesso - http://exercicios.mundoeducacao.bol.uol.com.br/exercicios-quimica/exercicios-
sobre-energia-ativacao-complexo-ativado.htm) 
 
 
http://exercicios.mundoeducacao.bol.uol.com.br/exercicios-quimica/exercicios-sobre-energia-ativacao-complexo-ativado.htm
http://exercicios.mundoeducacao.bol.uol.com.br/exercicios-quimica/exercicios-sobre-energia-ativacao-complexo-ativado.htm
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Processos Endotérmicos → Processos nos quais ocorre absorção de energia, na forma de 
calor. São representados da seguinte maneira: 
A + energia → B 
 
Podemos representar de forma gráfica um processo endotérmico, conforme pode ser 
visualizado a partir da Figura II, a seguir. 
Exemplo de uma reação endotérmica: 
 
Figura II – Gráfico representativo da energia potencial para uma reação de queima do etanol 
– processo exotérmico. 
(Acesso - http://calixtoquimica.blogspot.com.br/2010/09/listao-para-4-periodos-noturno-iii.html) 
 
Unidades de energia no Sistema Internacional: 
1 cal = 4,18 J 
1 kJ = 103 J 
 
 
http://calixtoquimica.blogspot.com.br/2010/09/listao-para-4-periodos-noturno-iii.html
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3. Função entalpia (H) 
Qp = ΔH 
Para qualquer reação química que ocorra a pressão constante (Qp), o calor de reação é 
exatamente igual a diferença de entalpia dos produtos e dos reagentes. A entalpia é uma 
função de estado, ou seja, uma propriedade extensiva que depende do estado inicial e final. 
 
3.1 Fatores que influenciam a entalpia 
a) Quantidade de reagentes e produtos; 
b) Temperatura; 
c) Estado físico: Hsólido < Hlíquido < Hvapor; 
d) Substâncias alotrópicas; 
e) Método de Dissolução. 
 
4. ENTALPIA PADRÃO 
O estado padrão de uma substância é o seu estado físico mais comum e a variedade 
alotrópica mais estável à pressão de 1,0 atm e a temperatura T, do qual se utiliza a 
temperatura de 25ºC. Representa-se a entalpia padrão de uma substância por H0. 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(gr) Zero 
O2(g) Zero 
S(r) Zero 
C(d) Diferente de zero 
O2(l) Diferente de zero 
H2O(l) Diferente de zero 
 
5. CÁLCULO DA 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 a soma das entalpias-padrão de 
formação dos produos menos a soma das entalpias-padrão de frmação dos reagentes. 
(Masterton & Hurley, 2009). 
 
 
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Exemplos: 
 
→ Variação de entalpia durante a fusão da água: 
 
H2O(s) → H2O(l) H = + 7,3 kJ 
 
→ Variação de entalpia durante a vaporização da água: 
 
H2O(l) → H2O(g) H = + 4 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 H positivo, ou seja, 
trata-se de um processo endotérmico. 
 
Dessa forma podemos concluir que: 
 
Processos Endotérmicos ----------- H > 0 
Processos Exotérmicos ------------- H < 0 
 
Onde: H = 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. 
 
6. ENTALPIA DE FORMAÇÃO 
 
A entalpia padrão de formação molar de um composto ΔH°, é igual a 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) --------- Hf = -286kJ/mol 
H2 + Sr + 2O2(g) → H2SO4 ------ Hf = -813,8 kJ/mol 
 
Obs: Observe que pela definição de variação de entalpia da primeira reação, temos: 
 
H = 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, Hf = HH2O(l) = -286kJ/mol. 
 
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7. 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 (H < 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 completa do gás metano: 
CH4(g) + 2O2 → CO2(g) + 2H2O(l) H = -212,8 kcal/mol 
 
8. 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 uma temperatura de 25°C e pressão igual a 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. Dessa 
forma, pode-se dizer que: 
 
Quebra de Ligações → Absorção de Energia 
Formação de Ligações → Liberação de Energia 
 
Exercício-exemplo: (UERJ) 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 acordó com a seguinte equação: 
 
Veja, abaixo, as energías 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 energía 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}] 
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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. 
 
9. 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. 
Exemplo: 
Reação de neutralização entre o ácido clorídrico e o hidróxido desódio: 
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) ∆H= -13,8 kcal.mol-1. 
 
10. LEI DE HESS 
Lei de Hess que diz que: “A variação de entalpia de uma reação depende apenas do 
estado inicial dos reagentes e do estado final dos produtos” 
 
A Lei de Hess assegura-nos que, partindo dos reagentes considerados e chegando nos 
produtos em questão, a entalpia da reação terá um valor unívoco, que não depende do 
mecanismo ou das etapas intermediárias que se precisa percorrer. Podemos combinar, 
portanto, várias reações, para obter aquela que queremos. 
Exemplo: 
H2O(l) → H2O(g) -------------- H= +44 kJ 
Poderíamos obter H2O(g) em duas etapas: 
H2O(l) → H2(g) + ½ O2(g) ------- H= +286 kJ 
 
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ------- H= -242 kJ 
Somando essas equações obtem-se: 
H2O(l) → H2(g) + ½ O2(g) ------ H= +286 kJ 
+ 
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ------- H= -242 kJ 
H2O(l) + H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) + H2(g) + ½ O2(g) -------- H= +44 kJ 
 
Pode-se simplificar o resultado de modo a obter: H2O(l) → H2O(g) H= +44 kJ 
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11. Exercício de nível 1: 
Questão 01 - O valor de ∆H de uma reação química pode ser previsto através de diferentes 
caminhos. Determine o ∆H do processo CH4 + 2 F2 → CH3F + HF utilizando a Lei de Hess. 
Dados: 
(Equação I) C + 2H2 → CH4 ∆H = – 75 kJ 
(Equação II) C + H2 + F2 → CH3F ∆H = – 288 kJ 
(Equação III) H2 + F2 → HF ∆H = – 271 kJ 
 
Questão 02 – Durante o ciclo hidrológico natural a água muda constantemente de estado 
físico e de lugar. Entre os fenômenos que ocorrem estão: 
I. derretimento de “icebergs” 
II. formação de gotículas de água na atmosfera a partir do vapor 
III. formação de neve 
IV. dissipação de nevoeiros 
Dentre esses fenômenos, são exotérmicos SOMENTE 
a) I e II 
b) I e III 
c) II e III 
d) II e IV 
e) III e IV 
 
Questão 03 - 3. Considere o seguinte gráfico: De acordo com o gráfico ao lado, indique a 
opção que completa, respectivamente, as lacunas da frase a seguir: 
“A variação da entalpia, ∆H, é .........; a reação é .......... porque se processa .......... calor.” 
a) positiva, exotérmica, liberando. 
b) positiva, endotérmica, absorvendo. 
c) negativa, endotérmica, absorvendo. 
d) negativa, exotérmica, liberando. 
e) negativa, exotérmica, absorvendo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Questão 04 – 1litro de água está na temperatura ambiente (22°C). Recebendo todo o calor 
de uma reação química que libera 25 Kcal, qual será a temperatura final da água? (Dados: 
densidade da água = 1g/mL; calor específico da água = 1cal/g.°C). 
 
 
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Questão 05 – (UNI-Rio) Dadas as reações: 
I. C + O2 → CO2 ΔH = -96 Kcal 
II. H2 + ½ O2 → H2O ΔH = -69 Kcal 
III. C6H6 + 15/2 O2 → 6 CO2 + 3 H2O ΔH = -795 Kcal 
Calcular a variação de entalpia para a reação: 
3 H2 + 6 C → C6H6 ΔH = ? 
 
Questão 06 – (UNI-RIO) Os romanos utilizavam óxido de cálcio como argamassa nas 
construções rochosas. O óxido de cálcio era misturado com água, produzindo hidróxido de 
cálcio, que reagia lentamente com o dióxido de carbono atmosférico, dando calcário: 
Ca(OH)2(s) + CO2(g) → CaCO3(s) + H2O(g). A partir dos dados da tabela, a variação de entalpia 
da reação, em kJ/mol, será igual a: 
 
 
 
a) +138,2 
b) –69,1 
c) –2 828,3 
d) +69,1 
e) –220,8 
 
Questão 07 – (UERJ) O alumínio é utilizado como redutor de óxidos, no processo 
denominado aluminotermia, conforme mostra a equação química: 8 Al(s) + 3 Mn3O4(s) → 4 
Al2O3(s) + 9 Mn(s). Observe a tabela: 
 
Substância 
Energia de Formação 
(ΔH298K) (kJ/mol) 
Al2O3 - 1667,8 
Mn3O4 - 1385,3 
 
Segundo a equação acima, para a obtenção do Mn(s), a variação de entalpia, na temperatura 
de 298 K, em kJ, é de: 
a) – 282,5 
b) – 2515,3 
c) – 3053,1 
d) – 10827,1 
 
Questão 08 – (UNICAMP) Um botijão de gás de cozinha, contendo butano, foi utilizado em 
um fogão durante um certo tempo, apresentando uma diminuição de massa de 1,0 kg. 
Sabendo-se que: CH4(g) + 6,5 O2(g) → 4 CO2(g) + 5 H2O(l) ΔH = -2900 kJ/mol. 
a) Qual a quantidade de calor que foi produzida no fogão devido a combustão do butano? 
b) Qual o volume, a 25oC e 1,0 atm, de butano consumido? 
 
Questão 09 – (UNICAMP) Em alguns fogos de artifício, alumínio metálico em pó é queimado, 
libertando luz e calor. Este fenômeno pode ser representado como: 
2 Al(s) + 1,5 O2(g) → 4 Al2O3(s) ΔH = -1653 kJ/mol. 
a) Qual o volume de oxigênio gasoso nas condições normais de temperatura e pressão, 
necessário para reagir com 1,0 grama do metal? 
b) Qual a quantidade de calor a pressão constante desprendida na reação de 1,0 grama 
de alumínio? 
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Questão 10 - (UFRJ) O diagrama a seguir contém valores de entalpias das diversas etapas 
de formação de NaCl(s), a partir do Na(s) e do Cl2(g). 
 
 
a) Determine, em kcal, a variação de entalpia, ΔH, da reação: Na(s) + (1/2) Cl2(g) → NaCl(s). 
b) Explique por que o NaCl é sólido na temperatura ambiente. 
 
Questão 11 - (FUVEST) O poder calorífico do metano é de 55 kJ/g. Qual é o volume (em m3, 
medido a 32ºC e 1 atm) de metano que deve ser queimado para produzir 8,8 x 104 kJ de 
energia? Dados: Volume molar de gás (32ºC e 1 atm) = 25 dm3/mol. 
 
Questão 12 – (FUVEST) Abaixo são fornecidos dados relativos ao etanol hidratado e à 
gasolina: 
 
Calcule: 
a) as energias liberadas na combustão de 1L de cada combustível; 
b) o custo, em UM, de 1.000 kcal provenientes da queima do etanol e da gasolina. 
 
Questão 13 – (UNICAMP) Somos extremamente dependentes de energia. Atualmente, uma 
das mais importantes fontes de energia combustível é o petróleo. Pelo fato de não ser 
renovável, torna-se necessária a busca de fontes alternativas. Considere uma gasolina 
constituída apenas de etanol e de n-octano, com frações molares iguais. As entalpias de 
combustão do etanol e do n-octano são –1368 e –5471 kJ/mol, respectivamente. A densidade 
dessa gasolina é 0,72 g/cm3 e a sua massa molar aparente, 80,1 g/mol. 
a) Escreva a equação química que representa a combustão de um dos componentes dessa 
gasolina. 
b) Qual a energia liberada na combustão de 1,0 mol dessa gasolina? 
c) Qual a energia liberada na combustão de 1,0 litro dessa gasolina? 
 
 
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Questão 14 – (UNICAMP) Quantidades diferentes de entalpia são envolvidas na combustão 
do etanol, C2H5OH, e etileno, C2H4, como mostram as equações I e II: 
I. C2H5OH(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l) 
ΔH = -1638 kJ/mol de etanol. 
II. C2H4(g) + O2 (g) → 2CO2(g) + 2 H2O(l) 
ΔH = -1410 kJ/mol de etileno. 
Sob condições adequadas, é possível obter etanol a partir da reação representada pela 
equação III: 
III. C2H4(g) + H2O (l) → 2C2H5OH(l) 
a) Qual é a variação de entalpia envolvida por mol de C2H4(g) consumido na reação III? 
b) Esta reação absorve ou libera calor? Explique. 
 
Questão 15 - (ESPCEX - MODIFICADA) 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 
 
Questão 16 – (SIMULADO) Também denominado anidrido sulfúrico ou óxido sulfúrico, o 
trióxido de enxofre é um composto inorgânico, representado pela fórmula química 3SO , é 
gasoso, incolor, irritante, reage violentamente com a água, é instável e corrosivo. O trióxido 
de enxofre é obtido por meio da oxidação do dióxido de enxofre, tendo o pentóxido de 
vanádio como catalisador da reação realizada pelo método de contato. Observe: 
2 5V O
2(g) 2(g) 3(g)SO O SO+ ⎯⎯⎯⎯→ 
Ressalta-se que as entalpias de formação, em kJ / mol, do 2SO e 3SO são, respectivamente, 
- 297 e – 420. A entalpia de combustão de 12,8gramas, em kJ, do dióxido de enxofre é igual 
a: 
a) - 123 
b) + 123 
c) – 24,6 
d) + 24,6 
e) + 2460 
 
Questão 17 – São dadas as equações termoquímicas para a formação da água a partir dos 
elementos:2(g) 2(g) 2 (s)
2(g) 2(g) 2 ( ) 2
2(g) 2(g) 2 (v)
H 1 2O H O ; H 70 kcal / mol.
H 1 2O H O ; H 68,3 kcal / mol.
H 1 2O H O ; H 57,8 kcal / mol.
Δ
Δ
Δ
+ → = −
+ → = −
+ → = −
 
A partir das afirmativas abaixo: 
I. O valor de ΔH maior que zero indica que as reações são exotérmicas. 
II. A transformação 2 (v) 2 ( )H O H O→ libera 10,5 kcal / mol. 
III. O calor de solidificação da água vale – 12,2 Kcal/mol 
IV. A energia de 1mol de 2H O no estado vapor é maior que a energia que 1mol de 2 ( )H O . 
V. A formação de água a partir do hidrogênio libera calor. 
É VERDADEIRO apenas o que se afirma em: 
a) I, II e III. 
b) III, IV e V. 
c) II, IV e V. 
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d) I, III e IV 
e) II, III e V. 
 
Questão 18 – (CESGRANRIO) Sejam os dados a seguir: 
I- Entalpia de formação da H2O(ℓ)= -68 kcal/mol 
II- Entalpia de formação do CO2(g)= -94 kcal/mol 
III- Entalpia de combustão do C2H5OH(ℓ)= -327 kcal/mol 
A entalpia de formação do etanol será: 
a) 15,5 kcal/mol 
b) 3,5 kcal/mol 
c) -28 kcal/mol 
d) -45 kcal/mol 
e) -65 kcal/mol 
 
Questão 19 – (PUC – MINAS GERAIS) Sejam dadas as seguintes equações termoquímicas 
(25°C, 1atm): 
 
I. C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ∆H1 = -393,5 kJ/moℓ 
II. C(diamante) + O2(g) → CO2(g) ∆H2 = - 395,4 kJ /moℓ 
 
Com base nessas equações, todas as afirmativas estão corretas, EXCETO: 
a) A formação do CO2 é um processo exotérmico. 
b) A equação II libera maior quantia de energia, pois o carbono diamante é mais estável 
que o carbono grafite. 
c) A combustão do carbono é um processo exotérmico. 
d) A variação de entalpia necessária para converter 1,0 mol de grafite em diamante é 
igual a +1,9 kJ. 
e) A reação de transformação de grafite em diamante é endotérmica. 
 
Questão 20 - (UFF) Quando o benzeno queima na presença de excesso de oxigênio, a 
quantidade de calor transferida à pressão constante está associada à reação: 
C6H6(ℓ) + 15/2 O2(s) → 6 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) 
O calor transferido nesta reação é denominado calor de combustão. 
Considere as reações: 
6C(grafite) + 3H2(g) → C6H6(ℓ) ∆H = 49,0 kJ 
C(grafite) + O2(g) → CO2(ℓ) ∆H = -393,5 kJ 
H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(ℓ) ∆H = -285,8 kJ 
O calor de combustão do benzeno, em kJ, será: 
a) 3267,4 
b) 2695,8 
c) - 1544,9 
d) - 3267,4 
e) - 2695,8 
 
 
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12. Exercício de nível 2: 
 
Questão 01 – (MACKENZIE – SÃO PAULO) A quantidade de calor liberado pela combustão 
total de 13,0 kg de acetileno( C2H2) , a 25°C e 1atm, é: 
Entalpias de formação (kcal/mol) a 25°C: 
C2H2(g) = + 54,0 
CO2(g) = - 94,0 
H2O(liq) = - 68,0 
a) 310 kcal 
b) 155.000 kcal 
c) 61.000 kcal 
d) 101.000 kcal 
e) 202 kcal 
 
Questão 02 - (UNIFESP) Com base nos dados da tabela: 
Ligação Energia de Ligação (kcal/mol) 
O - H 460 
H - H 436 
O = O 490 
 
Pode-se estimar que o ∆H da reação representada por 2 H2O(g) → 2 H2(g) + O2(g), dado em kJ 
por mol de H2O(g), é igual a: 
a) +239. 
b) +478. 
c) +1101. 
d) -239. 
e) -478. 
 
Questão 03 – (UFSCAR) Na tabela, são dados os valores de entalpia de combustão do 
benzeno(C6H6), carbono e hidrogênio. 
Substância Calor de combustão (kJ/mol) 
C6H6(l) - 3268 
H2(g) - 286 
C(s) - 394 
 
A entalpia de formação do benzeno, em kJ/mol, a partir de seus elementos, é 
a) + 2588. 
b) + 46. 
c) - 46. 
d) - 618. 
e) - 2588. 
 
 
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Questão 04 - (FACULDADE DE MECININA DO JUNDIAÍ – PRIMEIRA FASE) Dadas as 
transformações representadas pelas equações: 
40,6 kJ + H2O(l) → H2O(g) 
967 kJ + H2O(l) → 2H + O 
Para justificar os diferentes valores de energia requeridos nessas transformações, foram 
feitas as seguintes afirmações: 
I. na vaporização são rompidas ligações intermoleculares; 
II. na atomização são rompidas ligações intramoleculares; 
III. ligações intramoleculares são mais fortes que as intermoleculares e, portanto, exigem 
mais energia para serem rompidas; 
IV. ambas as transformações são exotérmicas. 
Estão corretas as afirmações 
a) II e III, apenas. 
b) III e IV, apenas. 
c) I, II e III, apenas. 
d) I, III e IV, apenas. 
e) I, II, III e IV. 
Questão 05 - Durante a Segunda Guerra Mundial, o monóxido de carbono foi usado como 
combustível alternativo nos veículos para suprir a falta de gasolina. O monóxido de carbono 
era obtido em equipamentos conhecidos como gasogênios, pela combustão parcial da 
madeira. Nos motores dos automóveis, o monóxido de carbono era convertido em gás 
carbônico ao reagir com o oxigênio, e liberava 57,0 kcal.mol-1. Sabendo-se que a entalpia do 
produto dióxido de carbono é 94,0kcal,− pode-se afirmar corretamente que a entalpia de 
formação do monóxido de carbono é 
a) – 37,0 kcal.mol-1 
b) – 151,0 kcal.mol-1 
c) + 37,0 kcal.mol-1 
d) + 151,0 kcal.mol-1 
e) + 94,0 kcal/mol 
 
Questão 06 - Diariamente podemos observar que reações químicas e fenômenos físicos 
implicam em variações de energia. Analise cada um dos seguintes processos, sob pressão 
atmosférica. 
I. A combustão completa do metano (CH4) produzindo CO2 e H2O. 2CO e 2H O . 
II. O derretimento de um iceberg. 
III. O impacto de um tijolo no solo ao cair de uma altura h. 
Em relação aos processos analisados, pode-se afirmar que: 
a) I é exotérmico, II e III são endotérmicos. 
b) I e III são exotérmicos e II é endotérmico. 
c) I e II são exotérmicos e III é endotérmico. 
d) I, II e III são exotérmicos. 
e) I, II e III são endotérmicos. 
 
14 
 
Questão 07 – (CESGRANRIO) Considere o diagrama de entalpia a seguir: 
 
AssinaIe a opção que contém a equação termoquímica CORRETA: 
a) H2(g) + 12
 O2(g) → H2O(g) ∆H = +242 kJ mol-1 
b) H2O(ℓ) → H2O(g) ∆H = - 41 kJ mol-1 
c) H2O(ℓ) → H2(g) + 12
 O2(g) ∆H = +283 kJ mol-1 
d) H2O(g) → H2(g) + 12
 O2(g) ∆H = 0 kJ mol-1 
e) H2(g) + 12
 O2(g) → H2O(ℓ) ∆H = +41kJ mol-1 
 
Questão 08 - As reações químicas que envolvem energia são classificadas, quanto à 
liberação de calor, em reações exotérmicas e endotérmicas. Chama-se variação de entalpia 
(∆H) a quantidade de calor que podemos medir, sob pressão constante, em uma reação 
química. Dadas as reações 
I. H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(g) ∆H = - 68,3 kcal/mol 
II. H2O(g) → H2(g) + 1/2 O2(g) ∆H = + 68,3 kcal/mol 
podemos afirmar que: 
a) a reação II é exotérmica e a I é endotérmica. 
b) a reação I é exotérmica e a II é endotérmica. 
c) as duas reações são exotérmicas. 
d) as duas reações são endotérmicas. 
e) as duas reações liberam calor. 
 
Questão 09 - (CESGRANRIO) O acetileno é um gás de grande uso comercial, sobretudo em 
maçaricos de oficinas de lanternagem. Assinale a opção que corresponde à quantidade de 
calor fornecida pela combustão completa de 5,2 kg de acetileno (C2H2), a 25°C, sabendo-se 
que as entalpias de formação, a 25°C, são: 
1) do CO2(g) = - 94,1 kcal/mol 
2) da H2O(l) = - 68,3 kcal/mol 
3) do C2H2(g) = + 54,2 kcal/mol 
a) 1615 kcal 
b) 6214 kcal 
c) 21660 kcal 
d) 40460 kcal 
e) 62140 kcal 
 
15 
 
Questão 10 - (FEI) A obtenção do aço na siderurgia é feita pela redução de minérios de ferro. A 
equação global desse processo poderia ser representada por: Fe2O3(s) + 3 C(s) → 2 Fe(s) + 3 CO(g). 
Dadas as entalpias de formação a 25°C e 1atm, a entalpia da reação global, nas condições citadas, 
em kcal/mol é: Dados: Entalpias de formação: Fe2O3: -196,2 kcal/mol; CO: -26,4 kcal/mol. 
a) - 117,0 
b) + 117,0 
c) + 169,8 
d) + 222,6 
e) + 275,4 
 
Questão 11 – (FEI) A fabricação de diamante pode ser feita comprimindo-se grafite a uma 
temperatura elevada empregando-se catalisadores metálicos como o tântalo e o cobalto. 
Analisando os dados obtidos experimentalmente em calorímetros: 
C(grafite) + O2(g) →CO2(g) ∆H = - 393,5kJ/mol 
C(diamante) + O2(g) →CO2(g) ∆H = - 395,6kJ/mol 
a) a formação de CO2 é sempre endotérmica. 
b) a conversão da forma grafite na forma diamante é exotérmica. 
c) a forma alotrópicaestável do carbono nas condições da experiência é a grafite. 
d) a variação de entalpia da transformação do carbono grafite em carbono diamante nas 
condições da experiência é ∆H= -2,1kJ/mol . 
e) a forma alotrópica grafite é o agente oxidante e a diamante é o agente redutor das 
reações de combustão. 
 
Questão 12 - (ESPCEX - AMAN) Considerando os dados termoquímicos empíricos de 
energia de ligação das espécies, a entalpia da reação de síntese do fosgênio é: Dados: 
 
Energia de Ligação 
C = O 745 kJ.mol-1 
 1080 kJ.mol
-1 
C - Cl 328 kJ.mol-1 
Cl - Cl 243 kJ.mol-1 
 
 
 
a) + 522 kJ 
b) – 78 kJ 
c) – 300 kJ 
d) + 100 kJ 
e) – 141 kJ 
 
 
16 
 
Questão 13 – (ESPCEX - AMAN) Considere, no quadro abaixo, as seguintes entalpias de 
combustão nas condições-padrão (25°C e 1 atm) expressas em kJ.mol-1. 
Fórmula molecular e fase de agregação ΔH° (combustão) 
( )grafita sC 393,3− 
( )2 gH 285,8− 
( )4 10 gC H 2878,6− 
A alternativa que corresponde ao valor da entalpia da reação abaixo, nas condições-padrão, 
é: 4 C(grafita)(s) + 5 H2(g) → C4H10(g). 
a) + 68,6 kJ.mol-1 
b) – 123,6 kJ.mol-1 
c) + 248,8 kJ.mol-1 
d) + 174,4 kJ.mol-1 
e) – 352,5 kJ.mol-1 
 
Questão 14 – (MACKENZIE) Observe o gráfico de entalpia abaixo, obtido por meio de 
experimentos realizados no estado-padrão: 
 
Com base em seus conhecimentos de termoquímica e nas informações do gráfico acima, a 
equação termoquímica INCORRETAMENTE representada é 
a) 2(g) (graf ) 2(g)
CO C O H 394 kJ / molΔ→ +  = +
 
b) 
(g) 2(g) 2(g)
1
CO O CO H 284 kJ / mol
2
Δ+ →  = −
 
c) 
(graf ) 2(g) (g)
1
C O CO H 110 kJ / mol
2
Δ+ →  = +
 
d) 
2(g) (g) 2(g)
1
CO CO O H 284 kJ / mol
2
Δ→ +  = +
 
e) (graf ) 2(g) 2(g)
C O CO H 394 kJ / molΔ+ →  = −
 
 
Questão 15 – (PUC - RIO) A combustão completa do etino (mais conhecido como acetileno) 
é representada na equação a seguir. C2H2(g) + 2,5 O2(g) → 2 CO2(g) + H2O(g) ∆H0 = -1255 kJ 
Assinale a alternativa que indica a quantidade de energia, na forma de calor, que é liberada 
na combustão de 130 g de acetileno, considerando o rendimento dessa reação igual a 80 %. 
a) -12.550 kJ 
b) - 6.275 kJ 
c) - 5.020 kJ 
d) - 2.410 kJ 
e) - 255 kJ 
 
 
17 
 
Questão 16 - (PUC - RIO) Considere o processo industrial de obtenção do propan-2-ol 
(isopropanol) a partir da hidrogenação da acetona, representada pela equação a seguir. 
 
Fazendo uso das informações contidas na tabela anterior, é correto afirmar que a variação de 
entalpia para essa reação, em kJ/mol, é igual a: 
a) - 53. 
b) + 104. 
c) - 410. 
d) + 800. 
e) - 836. 
 
Questão 17 - (FUNDAÇÃO GETÚLIO VARGAS) No Brasil, a produção de etanol vem 
aumentando, impulsionada pelo aumento da frota de carros bicombustíveis. O uso do álcool 
como combustível, por ser renovável, reduz o impacto da emissão de gás carbônico causado 
na queima da gasolina. A entalpia-padrão de combustão completa do etanol, em kJ.mol-1, é 
igual a: Dados: 
C2H6O(ℓ) →∆H0r (kJ.mol-1) = - 278 
CO2(g) →∆H0r (kJ.mol-1) = - 394 
H2O(ℓ) → ∆H0r (kJ.mol-1) = - 286 
a) + 1368. 
b) + 958. 
c) + 402. 
d) - 402. 
e) - 1368. 
 
 
18 
 
Questão 18 - (ENEM) Um dos problemas dos combustíveis que contêm carbono é que sua 
queima produz dióxido de carbono. Portanto, uma característica importante, ao se escolher 
um combustível, é analisar seu calor de combustão (ΔH°C), definido como a energia liberada 
na queima completa de um mol de combustível no estado padrão. O quadro seguinte 
relaciona algumas substâncias que contêm carbono e seu ΔH°C. 
Substância Fórmula ΔH°c (kJ/mol) 
benzeno C6H6(l) - 3268 
etanol C2H5OH (l) - 1368 
glicose C6H12O6 (s) - 2808 
metano CH4(g) - 890 
octano C8H18(l) - 5471 
Neste contexto, qual dos combustíveis, quando queimado completamente, libera mais dióxido 
de carbono no ambiente pela mesma quantidade de energia produzida? 
a) Benzeno. 
b) Metano. 
c) Glicose. 
d) Octano. 
e) Etanol. 
 
Questão 19 – (ITA) Considere a energia liberada em: 
I. combustão completa (estequiométrica) do octano e em 
II. célula de combustível de hidrogênio e oxigênio. 
Assinale a opção que apresenta a razão correta entre a quantidade de energia liberada por 
átomo de hidrogênio na combustão do octano e na célula de combustível. Dados: Energias de 
ligação, em kJ.mol–1: 
C — C 347 H — H 436 
C — H 413 H — O 464 
C = O 803 O = O 498 
 
a) 0,280 
b) 1,18 
c) 2,35 
d) 10,5 
e) 21,0 
 
Questão 20 – (MACKENZIE) Observe o gráfico de entalpia abaixo, obtido por meio de 
experimentos realizados no estado-padrão: 
 
 
Com base em seus conhecimentos de termoquímica e nas informações do gráfico acima, a 
equação termoquímica INCORRETAMENTE representada é 
a) 2(g) (graf ) 2(g)CO C O H 394 kJ / molΔ→ +  = + 
19 
 
b) (g) 2(g) 2(g)
1
CO O CO H 284 kJ / mol
2
Δ+ →  = − 
c) (graf ) 2(g) (g)
1
C O CO H 110 kJ / mol
2
Δ+ →  = + 
d) 2(g) (g) 2(g)
1
CO CO O H 284 kJ / mol
2
Δ→ +  = + 
e) (graf ) 2(g) 2(g)C O CO H 394 kJ / molΔ+ →  = − 
 
 
20 
 
13. Exercício de nível 3: 
 
Questão 01 - (UFBA) O nitrogênio é um dos elementos químicos essenciais aos seres vivos. 
É encontrado em muitos compostos importantes para a manutenção da vida, como as 
proteínas, os ácidos nucléicos, as vitaminas e os hormônios. Os animais são incapazes de 
sintetizar compostos complexos de nitrogênio de que necessitam, a partir de substâncias 
menos complexas, como fazem as plantas. 
 
O nitrogênio é continuamente reciclado na natureza de várias formas como é mostrado, 
resumidamente, na ilustração. Microrganismos convertem compostos de nitrogênio presentes 
em dejetos de animais e em plantas e animais mortos, em nitrogênio gasoso, N2(g), o qual 
retorna à atmosfera. Para que a cadeia alimentar seja mantida, o N2(g) atmosférico é 
convertido, no solo, por bactérias, em compostos que as plantas podem utilizar — a exemplo 
da amônia e de íons nitrato — e então incorporá-los. Em razão da estabilidade dessa 
molécula, que possui energia de ligação elevada, a fixação do nitrogênio no solo ocorre a 
partir da ação da enzima nitrogenase encontrada em bactérias que vivem nos nódulos das 
raízes de plantas, como as leguminosas. Essa enzima catalisa a conversão de N2(g) em 
amônia. (BROWN e outros, 2005, p. 517). 
Ligação Química 
Entalpia média padrão de ligação 
(kJ/mol) 
N ≡ N 941 
O = O 495 
N = O 607 
N2(g) + O2(g) → 2 NO(g) 
 
Com base na análise da ilustração, nas informações do texto e da tabela e na equação 
química representada: 
• identifique, considerando a manutenção da cadeia trófica, uma das etapas de 
oxidação e uma das etapas de redução no ciclo de nitrogênio e explique a ação catalítica da 
enzima nitrogenase, em termos cinéticos e de energia, na conversão de nitrogênio gasoso em 
amônia, no ciclo de nitrogênio; 
• determine o valor estimado da variação de entalpia de reação entre o nitrogênio e o 
oxigênio gasosos. 
 
21 
 
Questão 02 - (UNICAMP) Quantidades diferentes de entalpia são envolvidas na combustão 
do etanol, C2H5OH, e etileno, C2H4, como mostram as equações I e II: 
I) C2H5OH(ℓ) + 3O2(g) = 2CO2(g) + 3H2O(ℓ); ∆H = - 1368 kJ/mol de etanol 
II) C2H4(g) + 3O2(g) = 2CO2(g) + 2H2O(ℓ); ∆H = - 1410 kJ/mol de etileno 
Sob condições adequadas, é possível obter etanol a partir da reação representada pela 
equação III: 
III) C2H4(g) + H2O(ℓ) = C2H5OH(ℓ) 
a) Qual é a variação da entalpia envolvida por mol de C2H4 consumido na reação III? 
b) Essa reação absorve ou libera calor? Explique. 
c) Sabendo-se que a entalpia de formação da H2O(ℓ) é - 286 kJ/mol e que a do C2H4(g) é 
52 kJ/mol, calcule a entalpia de formação por mol de C2H5OH(ℓ). 
 
Questão 03 – (ITA) Considere os valores das seguintes variações de entalpia (ΔH) para as 
reações químicas representadas pelas equações 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 kJCom 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 
 
Questão 04 – (MACKENZIE) O craqueamento é a denominação técnica de processos 
químicos na indústria por meio dos quais moléculas mais complexas são quebradas em 
moléculas mais simples. O princípio básico desse tipo de processo é o rompimento das 
ligações carbono-carbono pela adição de calor e/ou catalisador. Um exemplo da aplicação do 
craqueamento é a transformação do dodecano em dois compostos de menor massa molar, 
hexano e propeno (propileno), conforme exemplificado, simplificadamente, pela equação 
química a seguir: 12 26( ) 6 14( ) 3 6(g)C H C H 2 C H→ + . São dadas as equações termoquímicas de 
combustão completa, no estado-padrão para três hidrocarbonetos: 
12 26( ) 2(g) 2(g) 2 ( ) C
6 14(g) 2(g) 2(g) 2 ( ) C
3 6(g) 2(g) 2(g) 2 ( ) C
37
C H O 12 CO 13 H O H 7513,0 kJ / mol
2
19
C H O 6 CO 7H O H 4163,0 kJ / mol
2
9
C H O 3 CO 3 H O H 2220,0 kJ / mol
2
Δ
Δ
Δ
+ → +  = −
+ → +  = −
+ → +  = −
 
Utilizando a Lei de Hess, determine o valor da variação de entalpia-padrão para o 
craqueamento do dodecano em hexano e propeno. 
 
Questão 05 - (UFRJ) A redução das concentrações de gases responsáveis pelo efeito estufa 
constitui o desafio central do trabalho de muitos pesquisadores. Uma das possibilidades para 
o sequestro do CO2 atmosférico é sua transformação em outras moléculas. O diagrama a 
seguir mostra a conversão do gás carbônico em metanol. 
22 
 
 
a) Indique as etapas endotérmicas e exotérmicas. 
b) Calcule a variação da entalpia na conversão do CO2 em metanol. 
 
Questão 06 - (FUVEST) Uma técnica de análise química consiste em medir, continuamente, 
a massa de um sólido, ao mesmo tempo em que é submetido a um aquecimento progressivo. 
À medida em que o sólido vai se decompondo e liberando produtos gasosos, sua massa 
diminui e isso é registrado graficamente. Por exemplo, se aquecermos AgNO3(s) anidro, por 
volta de 470ºC, esse sal começará a se decompor, restando prata metálica ao final do 
processo. 
 
2 AgNO3(s) → 2 Ag(s) + 2 NO2(g) + O2(g) 
No caso do oxalato de cálcio monohidratado, CaC2O4.H2O(s), ocorre perda de moléculas de 
água de hidratação, por volta de 160ºC; o oxalato de cálcio anidro então se decompõe, 
liberando monóxido de carbono (na proporção de 1 mol : 1 mol), por volta de 500ºC; e o 
produto sólido resultante, finalmente, se decompõe em óxido de cálcio, por volta de 650ºC. 
a) Escreva as equações químicas balanceadas, correspondentes aos três processos 
sucessivos de decomposição descritos para o CaC2O4.H2O(s). 
b) Esboce o gráfico que mostra a variação de massa, em função da temperatura, para o 
experimento descrito. 
 
23 
 
Questão 07 - (UEG) Os primeiros registros do uso do chumbo são de 4.000 a.C. A 
maquiagem que Cleópatra usava em volta dos olhos consistia em um pó feito com galena, um 
minério de chumbo. A obtenção do chumbo é simples. Ele é encontrado na natureza 
principalmente na forma de galena (sulfeto de chumbo). A produção de chumbo metálico a 
partir de galena envolve duas etapas. Em um primeiro momento, ela é submetida à queima 
com carvão, onde o calor liberado possibilita a reação do minério com o oxigênio do ar. Na 
sequência, o óxido de chumbo obtido da primeira etapa reage com o carbono (do carvão), 
formando o chumbo metálico. Sobre esse assunto, responda ao que se pede. 
a) Escreva as duas equações do processo de obtenção do chumbo citado no texto. 
b) Esboce um gráfico mostrando a variação da entalpia durante a reação I e classifique a 
reação do ponto de vista da termoquímica. 
Questão 08 - (UNESP) 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) Calcule a quantidade de energia, em kJ, necessária para transformar 240 g de 
C(grafite) em C(diamante). 
Questão 09 – (FUVEST) O 2-metilbutano pode ser obtido pela hidrogenação catalítica, em 
fase gasosa, de qualquer dos seguintes alcenos isoméricos: 
2-metil-2-buteno + H2 → 2-metilbutano H1 = – 113 kJ/mol 
2-metil-1-buteno + H2 → 2-metilbutano H2 = – 119 kJ/mol 
3-metil-1-buteno + H2 → 2-metilbutano H3 = – 127 kJ/mol 
a) Complete o esquema a seguir com a fórmula estrutural de cada um dos alcenos que 
faltam. Além disso, ao lado de cada seta, coloque o respectivo H de hidrogenação. 
24 
 
Ent
alp
ia (
H)
CH3
CH CHCH=CH23
CH3
CH CHCH CH23 3
 
b) Represente, em uma única equação e usando fórmulas moleculares, as reações de 
combustão completa dos três alcenos isoméricos. 
c) A combustão total de cada um desses alcenos também leva a uma variação negativa 
de entalpia. Essa variação é igual para esses três alcenos? Explique. 
Questão 10 – (ITA) 
-
- -- - -- - -
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
0
20
20
40
40
60
60
80
80
100
120
140
160
Na SO
Na SO
NaCl
NaNO
2
2
2
4
4
3
10H O
S
o
lu
b
il
id
ad
e
(g
 d
e 
sa
l 
an
id
ri
d
o
/1
0
0
 g
 d
e 
ág
u
a)
Temperatura (ºC) 
Em relação à dissolução de um mol de sal em água, a 25ºC, é ERRADO afirmar que: 
a) A hidratação de íons ocorre com liberação de calor. 
b) Hhid, Na2SO4 > Hhid, Na2SO4 . 10H2O. 
c) Hdis, Na2SO4 . 10H2O > ZERO enquanto Hdis, Na2SO4 < ZERO. 
d) Hdis,Na2SO4 >  Hdis,Na2SO4 . 10H2O. 
e) Hdis,NaNO3  > Hdis,NaCl. 
 
 
 
 
 
25 
 
14. Gabarito 
Exercício de nível 1 - GABARITO: 
Questão 01 – ∆H = – 484 kJ 
Questão 02 – Alternativa C. 
Questão 03 - Alternativa D. 
Questão 04 – TFINAL = 47°C. 
Questão 05 – ΔH = +12 kcal. 
Questão 06 – Alternativa B. 
Questão 07 – Alternativa B. 
Questão 08 – a) 50000 kJ; b) 421,58 litros. 
Questão 09 – O volume de oxigênio é igual a 0,62 litros; b) ΔH = 30,61 kJ. 
Questão 10 - a) ΔH = -97,30 kcal; b) todo composto iônico a temperatura ambiente (25°C) e a 
uma pressão de 1 atm é um sólido, possuindo uma alta temperatura de fusão. 
Questão 11 – O volume será igual a 2,50 m³. 
Questão 12 – a) Etanol 4800 Kcal e Gasolina 8050 Kcal; b) Etanol 13,5 UM e Gasolina 12,4 
UM. 
Questão 13 – a) Etanol: C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O; Octano: C8H18 + 25/2 O2 → 8 CO2 + 
9 H2O. b) – 3419,5 kJ; c) – 30737,08 kJ. 
Questão 14 – a) -42 kJ/mol de etileno; b) Reação exotérmica. 
Questão 15 – ΔH = -19,60 kcal/mol. 
Questão 16 – Alternativa C. 
Questão 17 – Alternativa C. 
Questão 18 – Alternativa E. 
Questão 19 – Alternativa B. 
Questão 20 – Alternativa D. 
 
26 
 
Exercício de nível 2 - GABARITO: 
 
Questão 01 – Alternativa B. 
Questão 02 – Alternativa A. 
Questão 03 – Alternativa B. 
Questão 04 – Alternativa C. 
Questão 05 – Alternativa A. 
Questão 06 – Alternativa B. 
Questão 07 - Alternativa C. 
Questão 08 – Alternativa B. 
Questão 09 – Alternativa E. 
Questão 10 – Alternativa B. 
Questão 11 – Alternativa C. 
Questão 12 – Alternativa B. 
Questão 13 – Alternativa B. 
Questão 14 – Alternativa C. 
Questão 15 – Alternativa C. 
Questão 16 – Alternativa A. 
Questão 17 – Alternativa E. 
Questão 18 – Alternativa C. 
Questão 19 – Alternativa A. 
Questão 20 – Alternativa C. 
 
27 
 
Exercício de nível 3 - GABARITO: 
 
Questão 01 – Uma das etapas de oxidação é )aq(NO)aq(NH 33
−→ e uma das etapas de 
redução é )aq(NH)g(N 32 → . A enzima nitrogenase diminui a energiade ativação da reação de 
conversão do N2(g) em NH3, aumentando a velocidade de reação. Valor estimado da variação 
de entalpia da reação entre o nitrogênio e o oxigênio de acordo com a equação química 
)g(NO2)g(O)g(N 22 →+ . Sendo ΔH1 a entalpia de ligações rompidas e ΔH2 a entalpia de 
ligações formadas, tem-se: 
kJ1436kJ495kJ941HHH OONN1 =+=+= = 
kJ1214kJ607.2H2H ON2 === = 
kJ222kJ1214kJ1436Hreação =−= 
Questão 02 – 
a) ∆H = - 42 kJ/mol; b) ∆H < 0 - Reação exotérmica (LIBERAÇÃO DE CALOR); c) ∆Hf = - 276 
kJ/mol. 
Questão 03 – Alternativa E. 
Questão 04 – 
12 26( ) 2(g) 2(g) 2 ( ) C
6 14(g) 2(g) 2(g) 2 ( ) C
3 6(g) 2(g) 2(g) 2 ( ) C
37
C H O 12 CO 13 H O H 7513,0 kJ / mol (manter)
2
19
C H O 6 CO 7H O H 4163,0 kJ / mol (inverter)
2
9
C H O 3 CO 3 H O H 2220,0 kJ / mol (multiplicar por 2 e inverter)
2
Δ
Δ
Δ
+ → +  = −
+ → +  = −
+ → +  = −
 
Então, 
12 26( ) 2(g)
37
C H O
2
+ 2(g)12 CO→ 2 ( )13 H O+ C
2(g)
H 7513,0 kJ / mol
6 CO
Δ  = −
2 ( )7H O+ 6 14(g) 2(g)
19
C H O
2
→ + C
2(g)
H 4163,0 kJ / mol
6 CO
Δ  = +
2 ( )6 H O+ 3 6(g) 2(g)3C H 9O→ + C
Global
12 26( ) 6 14(g) 3 6(g)
H 2 ( 2220,0) kJ / mol
C H C H 3C H H ( 7513,0 4163,0 4440,0) kJ / mol
H 1090 kJ / mol
Δ
Δ
Δ
 =  +
⎯⎯⎯⎯→ + = − + +
= +
 
Questão 05 – 
a) 
Etapa endotérmica (variação de entalpia positiva): II → III. 
Etapas exotérmicas (variação de entalpia negativa): I → II e III → IV. 
b) Teremos: 
IV IH H H 440 ( 400) 40 kJ
H 40 kJ
Δ
Δ
= − = − − − = −
= −
 
 
28 
 
Questão 06 – 
a) As equações químicas dos processos são as seguintes: 
CaC2O4.H2O(s) → CaC2O4(s) + H2O(g) 
CaC2O4(s) → CaCO3(s) + CO(g) 
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) 
)g(2)s(42
Cº160
)s(242 OHOCaCOHOCaC +⎯⎯ →⎯ 
b) O gráfico que esboça a curva de termodecomposição descrita no texto é: 
 
Questão 07 – 
a) As equações químicas do processo são os seguintes: 
PbS + 5/2 O2 → PbO + CO2 + SO2 
PbO + C → Pb + CO. 
b) 
Hp
Hr
H < 0
Entalpia
 
 
 
Questão 08 – 
a) + 2kJ, Reação química endotérmica; b) ΔH = +40kJ. 
 Questão 09 – 
a) 
29 
 
H
= -
11
9k
j/m
ol
H
= -
12
7k
j/m
ol
H
= -
11
3k
j/m
ol
 
b) 2C5H10 + 15O2 → 10CO2 + H2O 
c) Observando o gráfico termoquímico dado, conclui-se que os isômeros apresentam 
diferentess Hf. Então, na combustão, assim como na hidrogenação, os calores de 
reação serão diferentes. 
Questão 10 - Alternativa C. Pelos gráficos podemos observar que a curva de solubilidade do 
sulfato de sódio com a variação da temperatura é menos pronunciada que a curva do sulfato 
de sódio deca-hidratado, isto feito através das inclinações das curvas. 
 
 
30 
 
GUIA DO PROFESSOR: 
1. Assunto 
Termoquímica I 
 
2. Objetivo 
Neste capítulo o aluno vai estudar as principais formas de cálculo de 
entalpia em reações químicas, em exercícios diversificados. 
 
3. Conteúdo do Módulo 
1. Introdução 
2. Natureza das reações químicas 
3. Função Entalpia (H) 
3.1 Fatores que influenciam a entalpia 
4. Entalpia Padrão 
5. Cálculo da variação de entalpia (h) 
6. Entalpia de Formação 
7. Entalpia de Combustão 
8. Entalpia de Ligação 
9. Energia de Neutralização 
10. Lei de Hess 
11. Exercício de nível 1 
12. Exercício de nível 2 
13. Exercício de nível 3 
14. Gabarito 
4. Abordagem 
- Comparar os tipos de equações termoquímicas, conhecendo seus 
conceitos e formas de aplicações; 
- Apresentar ao alunado as principais relações quantitativas em reações 
termoquímicas, que são aplicadas nas indústrias químicas, além de 
apresentar as principais reações químicas, despertando no aluno. 
5. Prioridades 
Apresentar de forma preliminar o cálculo da entalpia de uma reação 
química, apresentando suas relações gráficas, mostrando diversos casos 
de relações químicas nas principais indústrias brasileiras e mundiais, 
apresentando as matérias-primas e seus respectivos produtos. 
6. Sugestões: Aplicação de mais exercícios.