Termoquímica estado padrão, calor de formação, calor de combustão, lei de Hess e suas aplicações AULAS 09 E 10

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QUÍMICA
F B O N L I N E . C O M . B R
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Professor(a): Antonino Fontenelle
assunto: termoquímicA
frente: químicA ii
002.725 – 128885/18
AULAS 09 E 10
EAD – ITA/IME
Fatores que influenciam no ∆H
Quantidade de reagentes e produtos
A quantidade de calor liberada ou absorvida em uma reação 
química ou fenômeno físico é proporcional à quantidade de reagentes 
(ou produtos) que são consumidos (ou formados) no processo. 
Veja o exemplo para a formação de 2 moles de amônia gasosa:
N
2(g)
 + 3 H
2(g)
 → 2 NH
3(g)
 ∆H = – 92 kJ
Essa notação indica que, para a formação de 2 moles de amônia 
(NH
3
) na fase gasosa, são liberados 92 kJ de calor. Evidentemente, se 
ocorresse a formação de 4 moles de amônia gasosa, a quantidade 
de calor liberado seria também o dobro. Observe:
2 N
2(g)
 + 6 H
2(g)
 → 4 NH
3(g)
 ∆H = –184 kJ
Estados físicos de reagentes e produtos
O estado físico de certo reagente ou determinado produto, em 
uma reação química, pode alterar a variação de entalpia da reação. 
Sabe-se que uma substância em fase gasosa possui maior conteúdo 
energético que em fase líquida (devido à maior energia cinética das 
partículas no estado gasoso, que resulta em maior agitação molecular) 
e que uma substância em fase líquida possui maior conteúdo 
energético que em fase sólida:
H
gasoso
 > H
líquido
 > H
sólido
Veja, a seguir, o gráfico de entalpia para a reação exotérmica 
de produção de monóxido de carbono gasoso e água (que pode ser 
gasosa, líquida ou sólida), a partir de gás carbônico e gás hidrogênio.
CO
2(g)
 + H
2(g)
 → CO
(g)
 + H
2
O
Sabemos que as três reações se diferenciam, em relação ao 
calor liberado, pelo estado físico da água (um dos produtos da reação). 
Lembre-se que a água em fase gasosa é a de maior entalpia e situa-se 
acima das outras duas fases no gráfico. Esse fato é importante quando 
avaliamos a variação de entalpia.
x
y
zCO
(g)
 + H2O(g)
CO
2(g)
 + H
2(g)
CO
(g)
 + H2O(�)
CO
(g)
 + H2O(s)
H
Note que x < y < z. Portanto, pode-se concluir que a reação 
estudada libera mais calor ao formar água sólida e libera menos calor 
ao formar água gasosa.
Temperatura da reação
Como reagentes e produtos são substâncias diferentes, com 
calores específicos diferentes, a mudança na temperatura provoca 
alteração no valor do ∆H de uma reação. Acompanhe o exemplo a seguir.
• a 25 °C: N
2(g)
 + 3 H
2(g)
 → 2 NH
3(g)
 ∆H = – 92 kJ
• a 450 °C: N
2(g)
 + 3 H
2(g)
 → 2 NH
3(g)
 ∆H = – 111 kJ
Estado alotrópico dos componentes
A mudança na forma alotrópica de uma substância altera a 
variação de entalpia (∆H) da reação que a substância toma parte, 
pois, afinal, são substâncias diferentes. Em termos termodinâmicos, 
a forma alotrópica mais estável de uma substância é a que admite 
a mais baixa entalpia.
Nesse momento, é interessante que se recorde o que significa 
alotropia: é o fenômeno em que um mesmo elemento químico pode 
formar mais de uma substância simples diferente. Diversos elementos 
apresentam variedades alotrópicas, mas os mais importantes casos de 
alotropia estão resumidos na tabela a seguir.
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Módulo de estudo
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Elemento Alótropos Mais estável
Carbono (C)
Grafite (gr.)
Diamante (d)
Fulerenos (Ful.)
Grafite (gr.)
Oxigênio (O)
Oxigênio (O
2
)
Ozônio (O
3
)
Oxigênio (O
2
)
Enxofre (S)
Rômbico (r)
Monoclínico (m)
Rômbico (r)
Fósforo (P)
Vermelho (v)
Branco (br.)
Vermelho (v)
Observações:
1. A variação do ∆H de uma reação, com a temperatura, pode 
ser estimada pela lei Kirchhoff
R → P ∆H = C
P
 · ∆T
H
2
 – H
1
 = C
P
 (T
2
 – T
1
) H
2
 = H
1
 + C
P
∆T
∆H 2 = H 1
P
 – H 2
R
 = H 1
P
 + C
PR
 · ∆T – H 1
R
 – C
PR
 · ∆T = ∆H 1 = ∆C
P
∆TReac. Reac.
Logo: ∆H2 = ∆H1 + ∆CP · ∆T onde CP é considerada constante 
no intervalo de temperatura estudado.
2. Nas condições de operação em que trabalhamos, a pressão 
não exerce influência sobre o ∆H.
3. Em determinados sistemas, algumas características também 
podem influenciar o ∆H do processo, como uma reação química 
realizada com um componente em maior ou menor grau de 
diluição.
H
2
SO
4(concentrado)
 + ... → produtos
H
2
SO
4(diluído)
 + ... → produtos
4. O que deve constar em uma equação termoquímica?
– Equação termoquímica:
• Estados físicos (e alotrópicos);
• Temperatura (se nada for mencionado, usa-se 25 oC);
• Variação de entalpia;
• Coeficientes devem corresponder ao número de moles.
O estado-padrão
Estado-padrão de uma substância se refere ao estado físico 
mais comum da substância (e variedade alotrópica mais estável, se 
for o caso) em condições de 1 atm, sob temperatura de 25 °C.
A definição de estado-padrão é importante para estabelecermos 
o zero de entalpia para cada elemento.
Toda substância simples, no estado-padrão, possui 
entalpia igual a zero, como as substâncias H
2
, O
2
, C
(grafite)
 e 
S
(romb.)
.
Exceção:
É atribuída ao fósforo branco (forma menos estável do 
elemento fósforo) a entalpia H = 0, por razões históricas. Logo, o 
fósforo vermelho, que é a variedade mais estável, terá entalpia menor 
e, portanto, H < 0.
Observações:
• As formas alotrópicas menos estáveis possuem entalpia maior 
que a das formas mais estáveis (H > 0).
• Se nada for mencionado no problema, admite-se que a 
substância, ou todas as substâncias de uma reação, estejam 
no estado-padrão.
Alguns ∆H’s importantes
Calor, entalpia ou ∆H de formação
É a quantidade de calor liberada ou absorvida para formar 
1 mol de uma substância, a partir de seus elementos constituintes, na 
forma de substâncias simples, no estado-padrão, a 25 °C.
Observe os três exemplos a seguir, em que o ∆H é denominado 
calor de formação:
C
(graf.)
 + O
2(g)
 → CO
2(g)
 ∆Hf = – 393,5 kJ/mol
Na
(s)
 + 1
2
Cl
2(g)
 → NaCl
(s)
 ∆Hf = – 411,1 kJ/mol
3 C
(graf.)
 + 6 H
2(g)
 + 3 O
2(g)
 → C
6
H
12
O
6(s)
 ∆Hf = – 1268 kJ/mol
Observe agora dois exemplos em que o ∆H da reação não pode 
ser denominado calor de formação:
 C
(diam.)
 + 2 H
2(g)
 → CH
4(g)
 ∆H = – 77,6 kJ/mol (nesse caso, a espécie 
C
(diam.)
 não corresponde ao estado-padrão).
 N
2(g)
 + 3 H
2(g)
 → 2 NH
3(g)
 ∆H = – 92 kJ (nesse caso, foram formados 
2 moles do produto).
Os valores tabelados dos calores de formação das 
substâncias podem ser utilizados para calcularmos o ∆H de outras 
reações em que essas substâncias participem, de acordo com a 
seguinte relação:
∆H
reação
 = Σ ∆Hf
prod.
 – Σ ∆Hf
reag.
Calor, entalpia ou ∆H de combustão
É a quantidade de calor liberada para queimar 1 mol de uma 
substância, estando todos os componentes da reação no estado-
padrão, a 25 °C.
Quando se afirmar que, para o gás metano, ∆Hc (calor de 
combustão) é igual a – 890 kJ/mol, entendemos que a reação de 
1 mol de CH
4(g)
 com 2 moles de O
2(g)
, produzindo 1 mol de CO
2(g)
 e 
2 moles de H
2
O
(l), libera 890 kJ a 25 °C. Veja a equação termoquímica 
correspondente:
CH
4(g)
 + O
2(g)
 → CO
2(g)
 + 2 H
2
O
(l) ∆Hc = – 890 kJ/mol
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Módulo de estudo
Observação:
Na verdade, todo ∆H recebe a denominação da reação ou 
processo a que está associado. Em um processo como a fusão da 
água, H
2
O
(s)
 → H
2
O
(l), o ∆H recebe o nome de calor ou entalpia 
de fusão. Assim, teremos calor de neutralização (para reações 
de neutralização entre ácidos e bases), calor de dissolução (para 
a dissolução de substâncias em água, por exemplo) etc.
Lei de Hess
Também conhecida como lei da soma dos calores, a Lei de Hess 
é a base fundamental para a compreensão da Termoquímica. Ela se 
fundamenta no fato de que a entalpia (H) é uma função de estado, ou 
seja, o valor de ∆H para um processo depende apenas do estado atual 
do sistema, não importando como esse estado foi alcançado. Assim, 
podemos dizer, mais facilmente, que o valor de ∆H de um processo 
dependeapenas dos estados final e inicial, não importando as etapas 
intermediárias. Se um processo ocorreu em n etapas, então, teremos:
∆H
global
 = ∆H
1
 + ∆H
2
 + … + ∆H
n
Alguns comentários são necessários para que se consiga utilizar, 
com critério, a Lei de Hess:
1. Se uma equação termoquímica é multiplicada por um número, o seu 
∆H também será multiplicado pelo mesmo número (afinal, a variação 
de entalpia é uma propriedade extensiva do material reagente);
2. Ao se inverter uma equação termoquímica, o valor de seu ∆H 
também será invertido (muda de sinal).
Observações:
1. Chama-se função de estado aquela que só depende dos 
estados final e inicial. A entalpia é uma função desse tipo, e 
aí está um bom motivo para podermos usar e entender a Lei 
de Hess.
2. Entalpia de dissolução de compostos iônicos (∆H
sol.
).
 A dissolução de compostos iônicos pode ser interpretada, 
teoricamente, como a soma de duas etapas bem definidas:
I. Entalpia reticular (∆H
ret.
): é a energia necessária para a 
quebra do retículo iônico até que os íons sejam levados à 
fase gasosa. Como envolve o rompimento de ligações, é 
uma grandeza endotérmica;
II. Entalpia de hidratação ou solvatação (∆H
hid.
): envolve a 
energia liberada para que os íons gasosos sejam solvatados 
pelas moléculas do solvente, formando a camada de 
solvatação. Como se dá pela aproximação de espécies, 
cujos polos têm sinais contrários, é uma grandeza 
exotérmica.
 Pela Lei de Hess, podemos escrever: ∆H
sol.
 = ∆H
ret.
 + ∆H
hid.
.
 Se |∆H
ret.
| > |∆H
hid.
| então ∆H
sol.
 > 0 (dissolução endotérmica).
 Se |∆H
ret.
| < |∆H
hid.
| então ∆H
sol.
 < 0 (dissolução exotérmica).
3. Entalpia de formação de compostos iônicos a partir de 
determinadas entalpias (ciclo de Born-Haber).
 A entalpia de formação de um composto iônico pode ser 
obtida a partir de passos teóricos, ou podemos usá-los para 
determinar algum valor desconhecido. Veja o exemplo para 
o cloreto de cálcio:
I. sublimação do Ca
(s)
 : Ca
(s)
 → Ca
(g)
 ∆H
1
II. ionização do Ca
(g)
 : Ca
(g)
 → Ca2+
( g)
 + 2e– ∆H
2
III. quebra da ligação do Cl
2(g)
 : Cl
2(g)
 → 2Cl
(g)
 ∆H
3
IV. afinidade ao elétron do Cl : 2Cl
(g)
 + 2e– → 2Cl–
( g)
 ∆H
4
V. formação do retículo iônico: Ca2+
( g)
 + 2Cl–
( g)
 → CaCl
2(s)
 ∆H
5
 A soma das cinco etapas propostas, que corresponde ao calor 
de formação, dá-nos:
 Ca
(f)
 + Cl
2(g)
 → CaCl
2(s)
 H
f
.
 Veja que ∆H
f
 = ∆H
1
 + ∆H
2
 + ∆H
3
 + ∆H
4
 + ∆H
5
. Observe ainda 
que ∆H
5
 é igual a –∆H
ret.
 (entalpia reticular com sinal trocado).
Energia (ou entalpia) de ligação 
É a energia necessária para se quebrar 1 mol de ligações (sejam 
ligações simples, duplas ou triplas) no estado gasoso, sob temperatura 
de 25 °C e pressão de 1 atm. Observe a tabela a seguir, com o valor 
de algumas entalpias de ligação.
Ligação
Energia de Ligação
(kcal/mol) (kJ/mol)
C –– C 83,2 347,8
C == C 146,2 613,6
C ≡≡ C 200,6 838,5
H –– H 104,2 435,5
O == O 119,1 497,8
N ≡≡ N 225,8 943,8
F –– F 37,0 154,6
Cl –– Cl 57,9 242,0
Br –– Br 46,1 192,7
N –– H 92,0 384,6
I –– I 36,1 150,9
C –– H 98,8 412,9
C –– O 85,5 357,4
C == O 178,0 744,0
O –– H 110,6 462,3
H –– F 135,0 564,3
H –– Cl 103,1 430,9
H –– Br 87,4 365,3
H –– I 71,4 298,4
FELTRE, Ricardo. Química. Vol. 2, 4a ed. 1994.
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Módulo de estudo
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Veja, na tabela anterior, que a quebra de 1 mol de ligações 
C –– H em alguma molécula que contenha essa ligação (como 
CH
4(g)
) absorve 347,8 kJ de calor (o processo de quebra de ligação 
é endotérmico). Já a quebra de 1 mol de ligações C == O absorve 
744 kJ de energia. Veja ainda que o valor para quebrar 1 mol de 
ligações C == O não é o dobro do valor para quebrar 1 mol de 
ligações C –– O, pois a ligação dupla consiste de uma ligação sigma 
e uma pi, enquanto a ligação simples é formada apenas por uma 
ligação do tipo sigma.
A entalpia de ligação pode ser utilizada para calcularmos 
valores de ∆H de reações em que as moléculas sejam formadas pelas 
respectivas ligações. Lembre-se que:
• Ligação rompida (nos reagentes) → ∆H > 0 (endotérmico).
• Ligação formada (nos produtos) → ∆H < 0 (exotérmico).
Exercícios
01. Assinale a opção errada que apresenta (em kJ/mol) a entalpia 
padrão de formação (∆H
f
) da substância a 25 oC.
A) ∆H
f
 (C
(grafite)
) = 0
B) ∆H
f
 (I
2(S)
) = 0
C) ∆H
f
 (S
8(romb)
) = 0
D) ∆H
f
 (Br
2(l)) = 0
E) ∆H
f
 ((P
4
)
n(vermelho)
) = 0
02. A reação 4 Fe
(s)
 + 3 O
2(g)
 → 2 Fe
2
O
3(s)
 foi usada como parte de uma 
pesquisa para avaliar a influência da temperatura na oxidação 
do metal. Foi encontrado que a reação produziu 1680 kJ/mol 
de Fe
2
O
3(s)
 sob condições de pressão constante a 1000 K. Qual a 
variação de energia interna para a oxidação do ferro na proporção 
estequiométrica apresentada na reação balanceada acima?
Se necessário, use R = 8,3 J · mol–1 · k–1.
A) – 3335 kJ
B) – 3385 kJ
C) – 865 kJ
D) – 815 kJ
E) – 834 kJ
03. Os calores padrão de combustão do butano, C
4
H
10(g)
, do 
propano, C
3
H
8(g)
 e do C
(s)
, são respectivamente, – 2880 kJ · mol–1, 
– 2222 kJ · mol–1 e – 394 kJ · mol–1. Sabendo que o calor de 
formação do butano é 22 kJ · mol–1 mais exotérmico que o 
do propano, determine o calor de formação do propano, 
em kJ · mol –1.
A) – 104
B) – 122
C) – 126
D) – 216
E) – 286
04. Uma reação é dita autossustentável quando gera calor suficiente 
para levar os reagentes da temperatura ambiente (25 °C) até a 
temperatura necessária para a ocorrência da reação. A reação de 
ustulação da blenda (minério constituído de ZnS e impureza de 
sílica, SiO
2
) ao ar é dada por:
 ZnS
(s)
 + 3/2 O
2(g)
 + 6 N
2(g)
 → ZnO
(g)
 + SO
2(g)
 + 6 N
2(g)
 ∆H0
1 298 k
 = – 460 kJ/mol de ZnS
 Observe que o nitrogênio do ar não participa da reação, mas 
precisa ser considerado, pois o oxigênio do ar é inserido no sistema 
junto ao nitrogênio.
 Determine, em mol de SiO
2
, por mol de ZnS, a quantidade 
de SiO
2
 máxima para que a reação, que ocorre a 1298 K, seja 
autossustentável.
 Dados: capacidades caloríficas molares (consideradas constantes 
no intervalo de temperatura adotado), em J/mol – k:
SiO
2(g)
80,0
ZnS
(s)
60,0
O
2(g)
40,0
N
2(g)
30,0
A) 0,5 mol
B) 1,0 mol
C) 1,5 mol
D) 2,0 mol
E) 2,5 mol
05. Seja a reação genérica A
(g)
 → B
(g)
 ocorrendo sob pressão 
constante. Analise a figura a seguir, que mostra a variação 
da entalpia (H, em kJ/mol) de A e B com a temperatura 
(T, em Kelvin):
H
B
A
TT1 T2
 Assinale a alternativa errada:
A) Se as capacidades caloríficas de A e B forem constantes com 
a temperatura, as linhas correspondentes serão retas.
B) Entre T
1
 e T
2
 a variação da entalpia aumenta.
C) A capacidade calorífica molar de B é maior que a de A, no 
intervalo T
1
 e T
2
.
D) A aproximação que sugere que as capacidades caloríficas 
molares se mantenham constantes entre T
1
 e T
2
 sugere, também, 
que o valor de ∆H não se altere nesse intervalo de temperatura.
E) Ocorre absorção de calor em qualquer transformação de 
A em B,entre as temperaturas T
1
 e T
2
.
06. O carbono em forma de grafite pode ser utilizado para a 
redução de alguns óxidos metálicos, como o PbO
2(s)
. A reação 
PbO
2(s)
 + C
(s)
 → Pb
(s)
 + CO
2(g)
 possui ∆H0 = – 120 kJ, a 25 °C. 
Conhecendo os dados a seguir, encontre, em kJ·mol–1, o calor de 
formação do PbO
2(s)
 sob temperatura de 125 °C. Admita que, para 
as substâncias em discussão nessa questão, não há possibilidade 
de mudança de fase.
Dados:
Substâncias PbO
2(s)
Pb
(s)
C
(s)
O
2(g)
CO
2(g)
∆Hf (kJ · mol–1) -------- -------- -------- -------- – 390
Cp (J·mol–1 · K–1) 800 500 -------- 200 -------
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Módulo de estudo
07. Dados os seguintes calores padrão de reação a 27 °C:
I. Calor de formação da água líquida = – 280 kJ · mol–1;
II. Calor de combustão do acetileno gasoso = – 1300 kJ · mol–1;III. Calor de combustão do etileno gasoso = – 1420 kJ · mol–1.
 Calcule o calor para a reação de monohidrogenação do acetileno 
gasoso, a volume constante, sob temperatura de 27 °C. 
Use R = 8,0 J · mol–1 · K–1 = 0,08 L · atm · mol–1 · K–1.
08. Uma amostra de 1,22 g de ácido benzoico, C
7
H
6
O
2
, foi colocada 
em uma bomba calorimétrica. A bomba foi preenchida com 
um excesso de oxigênio a alta pressão, selada e imersa em um 
balde de água, que serviu como calorímetro. A capacidade 
calorífica do conjunto todo foi determinada como sendo 
2400 cal/°C, incluindo a bomba, o balde, um termômetro e a água. 
A oxidação do ácido benzoico foi iniciada pela passagem de uma 
faísca elétrica através da amostra. Após a combustão completa da 
amostra, o termômetro imerso na água registrou uma temperatura 
de 3,25 °C maior que a temperatura antes da combustão.
A) Qual o ∆H por mol de ácido benzoico queimado nesse 
calorímetro? Despreze a variação de volume entre reagentes 
e produtos na reação de combustão do ácido benzoico.
B) Qual o calor de formação do ácido benzoico, conhecendo-se 
os calores de formação, em kcal · mol–1, do CO
2(g)
, – 94, e da 
H
2
O
(l), – 68?
9. (Unesp) Foram queimados 4,00 g de carvão até CO
2
, em um 
calorímetro. A temperatura inicial do sistema era de 20,0 °C e a 
final, após a combustão, 31,3 °C. Considere a capacidade calorífica 
do calorímetro igual a 21,4 kcal/oC e despreze a quantidade 
de calor armazenada na atmosfera dentro do calorímetro. 
A quantidade de calor, em kcal/g, liberada na queima do carvão, 
foi de
A) 670 
B) 62,0
C) 167 
D) 242
E) 60,5
10. (FGV) Um experimento quantitativo foi feito empregando-se 
uma bomba calorimétrica, que é um dispositivo calibrado para 
medidas de calor de reação. Em seu interior, colocou-se uma certa 
quantidade de um alcano e sua reação de combustão completa 
liberou 555 kJ e 18,0 g de água. Sabendo-se que a entalpia de 
combustão desse hidrocarboneto é – 2220 kJ · mol–1, é correto 
afirmar que sua fórmula molecular é
A) CH
4
B) C
2
H
4
C) C
2
H
6
D) C
3
H
6
E) C
3
H
8
11. (Fuvest) A partir de considerações teóricas, foi feita uma estimativa 
do poder calorífico (isto é, da quantidade de calor liberada na 
combustão completa de 1 kg de combustível) de grande número 
de hidrocarbonetos. Dessa maneira, foi obtido o seguinte gráfico 
de valores teóricos:
Q
ua
nt
id
ad
e 
de
 c
al
or
 li
be
ra
da
 n
a 
co
m
bu
st
ão
 c
om
pl
et
a 
(k
ca
l/k
g)
13.000
12.000
11.000
10.000
4 85 96 7 121110
massa de carbono de carbono/massa de hidrogênio
na composição do hidrocarboneto
 Com base no gráfico, um hidrocarboneto que libera 10700 kcal/kg, 
em sua combustão completa, pode ser representado pela fórmula:
Dados: Massas molares (g/mol): C = 12,0; H = 1,00.
A) CH
4
B) C
2
H
4
C) C
4
H
10
D) C
5
H
8
E) C
6
H
6
12. (Fuvest) Em uma reação de síntese, induzida por luz vermelha de 
frequência f igual a 4,3 × 1014 Hz, ocorreu a formação de 180 g 
de glicose. Determine
A) o número N de mols de glicose produzido na reação;
B) a energia E de um fóton de luz vermelha;
C) o número mínimo n de fótons de luz vermelha necessário para 
a produção de 180 g de glicose;
D) o volume V de oxigênio produzido na reação (CNTP).
 Note e adote: 6 H
2
O + 6 CO
2
 + energia → C
6
H
12
O
6
 + 6 O
2
: 
Massas molares: H (1 g/mol), C (12 g/mol), O (16 g/mol); Energia 
do fóton: E = hf; Constante de Planck: h = 6,6 × 10–34 J · s; 
Nessa reação, são necessários 2800 kJ de energia para a formação 
de um mol de glicose; 1 mol de gás ocupa 22,4 L (CNTP – 
Condições Normais de Temperatura e Pressão). 
13. Observe as afirmações sobre as propriedades termodinâmicas das 
substâncias:
I. A capacidade calorífica molar de O
2(g)
 é maior que a de O
3(g)
;
II. A capacidade calorífica molar de uma substância em fase líquida 
é maior, em geral, que a da mesma substância em fase gasosa 
ou sólida;
III. A entalpia de formação, no estado-padrão e a 25 °C, de I
2(s)
 é 
igual a zero, enquanto a do Br
2(s)
 é menor que zero;
IV. A capacidade calorífica molar de P
4(g)
 é maior que a do PH
3(g)
 Estão corretas, apenas:
A) I, II e III B) I e III
C) II e IV D) III e IV
E) II, III e IV
6F B O N L I N E . C O M . B R
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Módulo de estudo
002.725 – 128885/18
14. Uma amostra de naftaleno, C
10
H
8(s)
, de 0,96 g, um dos principais 
componentes das bolinhas de naftalina, é queimada em 
uma bomba calorimétrica, que tem capacidade calorífica de 
9,4 kJ/°C. A temperatura do calorímetro aumenta de 25,0 °C 
para 29,0 °C. Calcule a entalpia padrão de formação (em kJ/mol) do 
naftaleno, desprezando o efeito do aumento da pressão no interior 
da bomba calorimétrica.
 Dados: entalpias de formação (em kJ/mol): CO
2
 = – 394,0; 
H
2
O = – 286,0.
A) – 17,4
B) – 22,5
C) – 70,7
D) – 93,2
E) – 141,4
15. (ITA) Assinale a opção errada, que apresenta (em kJ/mol) a entalpia 
padrão de formação (∆H
f
) da substância a 25 °C.
A) ∆H
f
(H
2(g)
) = 0
B) ∆H
f
(F
2(g)
) = 0
C) ∆H
f
(N
2(g)
) = 0
D) ∆H
f
(Br
2(g)
) = 0
E) ∆H
f
(Cl
2(g)
) = 0
Gabarito
01 02 03 04 05
E A A D D
06 07 08 09 10
– – – E E
11 12 13 14 15
B – E C D
– Demonstração.
Resolução
01. Sabemos que toda substância simples no estado-padrão, possui 
entalpia de formação igual a zero. O estado-padrão, por sua vez, 
refere-se ao estado físico mais comum da substância ou variação 
alotrópica mais estável, se for o caso. A exceção mais famosa a 
essa regra é justamente o caso dos alótropos do fósforo, na qual 
a forma menos estável (fósforo branco) tem H = 0 e o fósforo 
vermelho, portanto, tem H < 0. Logo, esse é o item incorreto.
Resposta: E
02. ∆H
kJ
Fe O kJs=
−
⋅ = −
1680
2 33602 3
mol de Fe O
 mol 
2 3(s)
( )
energia liberada
Daí temos:
∆H = ∆U + ∆n · RT ∴ – 3360 – (– 3) · 8,3 · 1000 = ∆U
	 	 ↓
 ∆n = –3 ∆U = –3335 kJ
Resposta: A
03. Temos as seguintes informações:
I. C
4
H
10(g)
 + 
13
2 O2(g) → 4 CO2(g) + 5 H2O(l) ∆H = –2880 kJ/mol
II. C
3
H
8(g)
 + 5 O
2(g)
 → 3 CO
2(g)
 + 4 H
2
O
(l) ∆H = –2222 kJ/mol
III. C
(s)
 + O
2(g)
 → CO
2(g)
 ∆H = –394 kJ/mol
De I, temos: 5 · ∆H
f
(H
2
O
(l)) + 4 · ∆Hf(CO2(g)) – ∆Hf(C4H10(g)) = – 2880
De II, temos: 4 · ∆H
f
(H
2
O
(l)) + 3 · ∆Hf(CO2(g)) – ∆Hf(C3H8(g)) = – 2222
Subtraindo: ∆H
f
(H
2
O
(l)) + ∆Hf(CO2(g)) – (∆Hf(C4H10(g)) – ∆Hf(C3H8(g)) = – 658
–
1444442444314243
 De III: – 394 kJ – 22 kJ
∆H
f
(H
2
O
(l)) = – 286 kJ/mol
Substituindo os valores na equação II:
4(– 286) + 3 · (–394) – ∆H
f
(C
3
H
8(g)
) = – 2222 ∴
∆H
f
(C
3
H
8(g)
) = – 104 kJ/mol
Resposta: A
04. Para a reação ser autossustentável, devemos ter:
n · Cm(SiO
2
) · ∆T + n · Cm · (ZnS) · ∆T + n · Cm · (O
2
) · ∆T + n · Cm · (N
2
) · ∆T =
= 460.000 J
n · 80 · (1298 – 298) + 1 · 60 · (1298 – 298) + 3
2
 · 40 · (1298 – 298) + 
+ 6 · 30 · (1298 – 298) = 460.000 J 
80 · n = 160 ∴ n = 2
Resposta: D
05. 
H
B
A
TT1 T2
1
4
2
4
3
14
24
3
a
b
∆H
1
∆H
2
A
(g)
 → B
(g)
Vamos analisar cada item:
a) Verdadeiro. Sabemos que ∆H = Cp · ∆T, se a capacidade 
calorífica for constante com a temperatura. Para Cp constante, 
portanto, o gráfico de H × T é uma reta, cujo coeficiente angular 
é a própria capacidade calorífica.
b) Verdadeiro. Basta verificar, no gráfico, que ∆H
2
 > ∆H
1
.
c) Verdadeiro. Veja que a > b , logo, tg a > tg b. Isso significa 
que a capacidade calorífica de B é maior do que a de A, nesse 
intervalo.
d) Falso. O fato de as capacidades caloríficas molares serem 
constantes não implica que ∆H seja também constante, uma 
vez que este depende também da variação de temperatura ∆T.
e) Verdadeiro. De T
1
 a T
2
, todos os ∆H correspondentes são 
maiores do que 0, o que indica reações endotérmicas, que 
absorvem calor.
Resposta: D
7F B O N L I N E . C O M . B R
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Módulo de estudo
002.725 – 128885/18
06. Temos a reação:
PbO
2(s)
 + C
(s)
 → Pb
(s)
 + CO
2(g)
 ∆Ho
2 5
 = – 120 kJ
I. Cálculo do ∆Cp:
 ∆Cp =∑Cp
(produtos)
 – ∑Cp
(reagentes)
 ∆Cp = (500 + 0) – (800 + 0) = – 300 J · mol–1 · k–1
II. Cálculo do ∆Hr a 125 oC:
 ∆H
125
o = ∆H
25
o
C
 + ∆Cp · ∆T ⇒ ∆H
125
o = – 120 · 103 + (– 300) · 100
 ∆H
125
o = – 150 kJ
III. Cálculo do ∆Hf – (PbO
2
) a 25 oC:
 – 120 = –390 – ∆Hf(PbO
2
) ∴	∆Hf(PbO
2
) = – 270 kJ.
IV. Cálculo do ∆Cp para a reação de formação do PbO
2
:
 Pb
(s)
 + O
2(g)
 → PbO
2(s)
 ∆Cp = 800 – (500 + 200) = 100 J · mol–1 · k–1
V. Cálculo do ∆Hf(PbO
2
) a 125 oC:
 ∆Hf
1 25
o = ∆Hf
25
o + ∆Cp · ∆T ∴ ∆Hf
1 25
o = –270 · 103 + 100 · 100
 
∆HF
1 25
o = – 260 kJ
Resposta: – 260 KJ.
07. A reação é a seguinte:
C
2
H
2(g)
 + H
2(g)
 → C
2
H
4(g)
 ∆Hr = ?
Temos os seguintes dados:
I. H
2(g)
 + 
1
2 O2(g) → H2O(l) ∆H
f = – 280 kJ · mol–1
II. C
2
H
2(g)
 + 
5
2 O2(g) → 2 CO2(g) + H2O(l) ∆H = – 1.300 kJ · mol
–1
III. C
2
H
4(g)
 + 3 O
2(g)
 → 2 CO
2(g)
 + 2 H
2
O
(l) ∆H = – 1.420 kJ · mol
–1
Somando (I) + (II) + o inverso de (III), temos:
C
2
H
2(g)
 + H
2(g)
 → C
2
H
4(g)
 ∆H = – 160 kJ · mol
Entretanto, queremos encontrar o valor de ∆U, ou seja:
∆H = ∆U + ∆n · RT ∴–160 · 103 = ∆U + (–1) · 8 · 300
∆U = –157,6 kJ/mol
Resposta: – 157,6 KJ
08. 
a) Q = C · ∆T ∴ Q = 2.400
cal
oC · 3,25 
oC = 7.800 cal.
 n(C
7
H
6
O
2
) = 
m
M = 
1,22 g
(7 · 12 + 6 + 32)g · mol–1 = 0,01 mol
 Logo, ∆H = 
– 7.800 cal
0,01 mol = 
– 780 k cal
mol
b) Temos que:
I. C
(s)
 + O
2(g)
 → CO
2(g)
 → CO
2(g)
 ∆Hf = – 94 kcal · mol–1
II. H
2(g)
 + 
1
2 O2(g) →	H2O(l) ∆H
f = – 68 kcal · mol–1
III. C
7
H
6
O
2(s)
 + 
17
2 O2(g) → 7 CO2(g) +3 H2O(l) ∆H = – 780 kcal · mol
–1
Fazendo 7 · (I) + 3 · (II) – (III):
7 C
(s)
 + 3 H
2(g)
 + O
2(g)
 → C
7
H
6
O
2(s)
 ∆Hf = 7 · (– 94) + 3 · (– 68) – (– 780)
∆Hf = – 82 kcal · mol–1
Resposta:
A) – 780 kcal/mol
B) – 82 kcal · mol–1
09. Q = C · ∆T ∴ Q = 21,4
kcal
oC · 11,3 
oC = 241,82 Kcal
Por massa:
Q = 
241,82 kcal
4 g = 60,46 kcal/g 
Resposta: E
10. 18 g de H
2
O →	1 mol de H
2
O
 Isso significa que nessa quantidade de hidrocarboneto há 2 mol 
de átomos de hidrogênio. Para descobrir o número de mols do 
hidrocarboneto, devemos fazer:
2220 kJ 1 mol 
X = 0,25 mol555 kJ X
Logo, o alcano é da forma: 0,25 C
x
H
2x + 2
Mas: 0,25 · (2x + 2) = 2 ∴ X = 3
O alcano é, portanto, o propano C
3
H
8
.
Resposta: E
11. Ao analisarmos o gráfico, temos que essa quantidade de calor 
liberada está relacionada a uma 
massa de carbono
massa de hidrogênio
 = 6.
 Daí, podemos fazer:
n
C
 · N
C
n
H
 · M
H
 = 
n
C
 · 12
n
H
 · 1 = 6 ∴ nH = 2 · nC
 Logo, o hidrocarboneto pode ser representado pela fórmula C
2
H
4
.
Resposta: B
12. 
a) A massa molar da glicose é 180 g · mol–1. Logo, foi formado 
1 mol de glicose.
b) E = nf ∴ E = 2,8 · 10–19 J
c) São necessários 2.800 KJ de energia para a produção de 
1 mol de glicose, ou seja: 2800 · 103 J = 2,8 · 10–19 J/fóton · n ∴ 
n = 1025 fótons
d) 6 mols de oxigênio ocupam um volume de 
 6 · 22,4 L = 134,4 L
Resposta: A) 1 mol B) 2,8 × 10–19 J
 C) 1025 fótons D) 134,4 L
13. Vamos analisar cada uma das alternativas:
I. Falso. A molécula de O
3
 tem 1 átomo a mais que a molécula 
de O
2
, possuindo mais níveis vibracionais e, portanto, maior 
capacidade de reter calor.
II. Verdadeiro. Os líquidos, com os movimentos rotacional e 
vibracional, além das forças intermoleculares, possuem mais 
capacidade de reter energia do que as fases sólidas, somente 
com movimentos vibracionais e forças intermoleculares, e do 
que as fases gasosas, sem forças intermoleculares.
III. Verdadeiro. I
2(s)
 é o estado-padrão para o iodo. Entretanto, 
Br
2(l) é o estado-padrão para o bromo e, portanto, Br2(s) tem 
entalpia menor do que 0.
IV. Verdadeiro. P
4(g)
 tem massa molar bem maior do que PH
3(g)
.
Resposta: E
8F B O N L I N E . C O M . B R
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Módulo de estudo
002.725 – 128885/18
14. Q = C · ∆T ∴ Q = 9,4 kJ
oC
 · 4 oC = 37,6 kJ
∆H
combustão
 = 
−
⋅ −
37 6
0 96
128 1
,
,
kJ
g
g mol
 = – 5013,3 kJ/mol
I. C
10
H
8(s)
 + 12 O
2(g)
 → 10 CO
2(g)
 + 4 H
2
O
(l) ∆H = – 5013,3 kJ/mol
II. C
(s)
 + O
2(g)
 → CO
2(g)
 ∆Hf = – 394 kJ/mol
III. H
2(g)
 + 
1
2 O2(g) → H2O(l) ∆H
f = – 286 kJ/mol
Daí, temos: 10 · (II) + 4 · (II) – (I):
10 C
(s)
 + H
2(g)
 →	C
10
H
8(s)
 ∆Hf = 10 · (–394) + 4 · (– 286) – (– 5013,3)
∆Hf = – 70,7 kJ/mol
Resposta: C
15. A alternativa incorreta é o item D, que diz que ∆Hf(Br
2(g)
) = 0. 
Na realidade, o estado-padrão do Br
2
 a 25 oC é Br
2(l). Portanto, 
∆Hf(Br
2(l)) = 0 e não o contrário.
Resposta: D
Anotações
SU
PE
RV
IS
O
R/
D
IR
ET
O
R:
 M
ar
ce
lo
 P
en
a 
– 
A
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 A
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– 
D
IG
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C
l@
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V.
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ah