13 Termoquímica

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CapítuloCapítulo
Refletindo sobre os tópicosTópicos do capítulo
• Qual é o alimento mais calórico: manteiga, chocolate ou cereal
matinal?
• Fotossíntese, queima de carvão, cozimento dos alimentos: nesses
processos, há produção ou consumo de energia?
• Qual combustível apresenta maior poder calorífico: gasolina, álcool,
óleo diesel ou gás?
• Por que o uso de hidrogênio como combustível ainda não é viável
nos dias de hoje?
• Como funcionam as calculadoras solares e os painéis de aqueci-
mento solar nos telhados de casas?
1 Introdução
2 Por que as reações liberam ou
absorvem calor?
3 Fatores que influem nas
entalpias (ou calores) das
reações químicas
4 Equação termoquímica
5 Casos particulares das entalpias
(ou calores) de reação
6 Lei de Hess
7 Entropia e energia livre
Leitura – A produção e o consumo
de energia
Quando a água ferve gerando vapor, ocorre um fenômeno físico.
Entretanto, quando submetida a uma temperatura muito mais elevada, a
água se decompõe em hidrogênio e oxigênio. Nesse caso, ocorre um
fenômeno químico.
O uso da energia na forma de calor é a base de todos esses processos.
Saber otimizar o uso da energia na forma de calor é fundamental não apenas
nos processos de produção, mas também nas atividades cotidianas, ou seja, em
qualquer situação é preciso manipular a energia com responsabilidade.
Termoquímica14
� Queima do GLP: uma forma
usual de liberar energia.
� Preparação de alimentos: necessidade
de energia no cotidiano.
� Processos industriais: manejo da
energia em caldeiras e reatores.
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• Fundamentos da Química
1.1. Os regimes alimentares e a Termoquímica
A Termoquímica começa em nosso organismo.
Atualmente quase todas as pessoas estão preocupadas
com seu regime alimentar, principalmente com as “ca-
lorias” contidas nos alimentos. Por esse motivo, as em-
balagens dos alimentos industrializados sempre trazem
esse tipo de informação. Por exemplo:
• numa lata de manteiga, lê-se: 7,20 kcal/g;
• numa barra de chocolate, lê-se: 5,18 kcal/g;
• num cereal matinal, lê-se: 2,60 kcal/g etc.
Os alimentos são os “combustíveis” do nosso cor-
po. Sua “queima” fornece a energia para nossos movi-
mentos e mantém a temperatura do nosso organismo.
Se ingerirmos alimentos além do necessário, o excesso
se transforma em gordura. Daí a ideia de praticar exer-
cícios físicos para “queimar” o excesso de calorias.
1 INTRODUÇÃO
Você pode observar
As transformações da matéria e a energia são companheiras inseparáveis.
Precisamos “fornecer” energia na forma de calor (energia) para ferver a água, a
queima do carvão “libera” calor (energia), e assim por diante.
1.2. As transformações materiais e a energia
Os fenômenos físicos são sempre acompanhados por variações de energia (em geral, calor). Assim,
por exemplo, nas mudanças de estado físico notamos que:
Absorção de calor
SÓLIDO LÍQUIDO GÁS
Fusão
Solidificação
Vaporização
Condensação
Liberação de calor
Sublimação
Sublimação
B.C. johnny hart
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Capítulo 14 • TERMOQUÍMICA
Analogamente, as reações químicas são também acompanhadas por liberação ou absorção de
energia. Por exemplo:
O calor é, sem dúvida, a forma mais comum de variação de energia que acompanha as reações
químicas. Daí a importância da Termoquímica.
Termoquímica é o estudo das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante as
reações químicas.
Para a Termoquímica, as reações químicas classificam-se em:
• reações exotérmicas — as que produzem ou liberam calor, como, por exemplo, a queima do
carvão (C � O2 CO2);
• reações endotérmicas — as que absorvem calor, como, por exemplo, a decomposição do car-
bonato de cálcio (CaCO3 CaO � CO2).
1.3. A medida da quantidade de calor
Já comentamos inúmeras vezes que, em ciência, é muito importante a medição precisa das gran-
dezas envolvidas nos fenômenos observados.
No caso presente, um cuidado inicial é não confundir a temperatura de um objeto, que é uma
grandeza medida por meio do termômetro com a quantidade de calor do mesmo objeto, que depen-
de da variação de temperatura, da massa e de uma característica especial que é própria do material,
chamada calor específico.
Matematicamente isso se traduz pela fórmula a seguir:
Reações químicas que liberam energia Reações químicas que absorvem energia
A queima do carvão libera calor (energia térmica). Devemos fornecer calor para o cozimento dos alimentos.
A queima de uma vela produz luz (energia luminosa). O sol fornece a luz (energia luminosa) necessária à fotossíntese
clorofiliana nos vegetais.
A reação química em uma pilha produz energia elétrica. Com a energia elétrica, pode-se provocar a reação de croma-
gem de um para-choque de automóvel.
No motor de um automóvel, a queima da gasolina produz Uma pancada violenta (energia mecânica) pode iniciar a de-
energia mecânica (energia cinética). tonação de um explosivo.
A medida da quantidade de calor liberada ou absorvida
durante um fenômeno é feita em aparelhos denominados
calorímetros. Neles, o calor liberado (ou absorvido) por um
sistema irá aquecer (ou resfriar) certa quantidade de água;
pelo aquecimento ou resfriamento da água determina-se a
quantidade de calor posta em jogo no fenômeno.
É usual expressar quantidade de calor em calorias (cal):
Caloria é a quantidade de calor necessária
para elevar de 14,5 °C para 15,5 °C a temperatu-
ra de 1 g de água.
Na Termoquímica, usa-se ainda o múltiplo quilocaloria,
que é 1.000 vezes maior que a caloria.
1 kcal � 1.000 cal
Q é a quantidade de calor liberada ou absorvida pelo objeto (cal).
m é a massa do objeto (g).
c é o calor específico do objeto (cal/g � °C).
Δt é a variação de temperatura do objeto (°C).
Q � m � c � Δt em que
Recipiente e
tampa isolantes
Béquer com massa de água conhecida
Termômetro
de precisão
Agitador
elétrico
Calorímetro de água
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• Fundamentos da Química
Como as várias formas de energia se equivalem (isto é, uma se transforma em outra), podemos
também expressar as quantidades de calor em outras unidades de energia (e de trabalho), como erg,
joule etc. Lembramos que:
1 cal � 4,18 � 107 erg � 4,18 J
Ressaltamos que, no Brasil, se adota oficialmente o SI, no qual a unidade de energia é o joule (J).
Por esse motivo, essa unidade e seu múltiplo — quilojoule (kJ) — estão sendo cada vez mais usados em
calorimetria:
1 kJ � 1.000 J
Por fim diremos que:
Calorimetria é o estudo e a medição das quantidades de calor liberadas ou absorvidas
durante os fenômenos físicos ou químicos.
a) Termoquímica é o estudo das de calor ou durante as reações químicas.
b) Reação exotérmica é a que calor. Em caso contrário, a reação é chamada de .
c) Calorimetria é o estudo e a das quantidades de liberadas ou absorvidas nos fenômenos 
ou .
d) Caloria é a de calor necessária para elevar de para a temperatura de de água.
e) No SI, a quantidade de calor ou energia é medida em .
f) A variação da quantidade de calor de um objeto depende da , da variação de e do calor 
do objeto.
REVISÃO
Você pode fazer
Não cheire nem experimente substâncias desconhecidas.
Cuidado com as substâncias tóxicas e/ou inflamáveis.
Cuidado com respingos na pele e nos olhos.
Determinação do calor específico do
ferro
Material necessário:
• Um objeto de ferro de aproximadamente 100 g.
• Uma balança.• Dois béqueres (ou panelas de vidro refratário).
• Um termômetro.
• Uma pinça metálica (das usadas nos labora-
tórios).
• Uma colher de plástico.
Procedimento:
• Determine, por meio da balança, a massa do
objeto de ferro.
• Coloque o objeto de ferro em um dos bé-
queres (com cuidado), junte a água, aqueça-a
até ferver e mantenha a ebulição por 15 mi-
nutos, com o objeto totalmente submerso.
1o béquer
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Capítulo 14 • TERMOQUÍMICA
EXERCÍCIO RESOLVIDO
• Aguarde 5 minutos.
• Agite a água do segundo béquer com a co-
lher de plástico (não com o termômetro).
• Meça a temperatura da água no segundo
béquer.
Questões:
1. Calcule o calor específico do ferro, admitin-
do que todo o calor do ferro foi cedido à água
do segundo béquer.
2. Qual é a razão de se envolver o segundo
béquer em jornal?
3. Quais são as fontes de erros, nestas medi-
ções?
EXERCÍCIOS
1 (Vunesp) Em uma cozinha, estão ocorrendo os seguintes
processos:
I. gás queimando em uma das “bocas” do fogão e
II. água fervendo em uma panela que se encontra sobre
essa “boca” do fogão.
Com relação a esses processos, pode-se afirmar que:
a) I e II são exotérmicos.
b) I é exotérmico e II é endotérmico.
c) I é endotérmico e II é exotérmico.
d) I é isotérmico e II exotérmico.
e) I é endotérmico e II é isotérmico.
2 (Unisc-RS) A sensação que temos quando o álcool ou éter
é derramado sobre a pele é de resfriamento. Esse fenô-
meno é mais corretamente explicado através da(o):
a) maior temperatura da pele em relação aos líquidos.
b) processo exotérmico envolvido na evaporação dos
solventes.
c) fenômeno de absorção das substâncias através da pele.
d) energia que os solventes precisam para mudar do es-
tado líquido para vapor.
e) condensação dos mesmos, que exige a perda de calor.
EXERCÍCIO RESOLVIDO
3 A quantos joules correspondem 500 cal?
Resolução
1 cal 4,18 J x � 2.090 J ou
500 cal x x � 2,09 kJ
4 A quantas calorias corresponde uma energia ou trabalho
de 200 J?
5 Que quantidade de calor é liberada por uma reação
química que é capaz de elevar de 20 °C para 28 °C a
6 1 L de água está à temperatura ambiente (22 °C). Rece-
bendo todo o calor de uma reação química que libera
25 kcal, qual será a temperatura final da água?
7 (Unifor-CE) Foi medido em um calorímetro que um mol
de etanol produz 3,6 � 102 kcal. Sabendo-se que a den-
sidade do álcool é de 0,782 g/cm3, na combustão de
100 mL de etanol serão produzidas:
a) 612 � 103 cal c) 612 � 102 kcal
b) 281,5 � 102 kcal d) 782 � 103 cal
8 (Uerj) O excesso de gordura no organismo é nocivo à
saúde. Considere uma pessoa, com massa corporal está-
vel, que deseje perder gordura, sem alterar sua dieta
alimentar. Para essa pessoa, um dispêndio energético
de 9 kcal em atividades físicas corresponde à perda de
1 g de gordura corporal.
Para perder 6,0 kg de gordura, o tempo, em minutos,
que ela necessita dedicar a atividades físicas, despen-
dendo, em média, 12 kcal/min, corresponde a:
a) 2,0 � 102 c) 8,0 � 104
b) 4,5 � 103 d) 6,0 � 105
temperatura de 2 kg de água? (Calor específico da
água � 1 cal/g � °C)
Resolução
Em Q � m � c � Δt, temos:
m � massa da água � 2 kg � 2.000 g
c � calor específico da água � 1 cal/g � °C
Δt � variação da temperatura � 28 � 20 � 8 °C
Então:
Q � 2.000 � 1 � 8 ⇒
⇒ Q � 16.000 cal ⇒
⇒ Q � 16 kcal
• Coloque uma quantidade de água com mas-
sa conhecida no segundo béquer (que deverá
estar envolto em jornal) e meça a temperatu-
ra dessa água.
2o béquer
• Com a pinça, transfira rapidamente e com
cuidado o objeto de ferro do primeiro para o
segundo béquer.
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• Fundamentos da Química
Podemos admitir que qualquer substância possui uma certa quantidade de energia armazenada
em seu interior, devida, principalmente, às forças de ligação entre seus átomos. Essa energia, quando
referida à pressão constante, é denominada entalpia (e designada por H). Não podemos determinar
os valores absolutos das entalpias das substâncias. Podemos, porém, determinar as variações de entalpia
(designadas por ΔH ) que ocorrem durante os fenômenos físicos e químicos.
Assim, podemos dizer que:
A variação de entalpia (ΔH ) é a medida da quantidade de calor liberada ou absorvida
pela reação, a pressão constante.
Teremos, então, dois casos a considerar:
a) Uma reação libera calor (reação exotérmica) quando a entalpia total
dos reagentes é maior do que a dos produtos; isto é expresso da se-
guinte maneira:
Hreag. � Hprod. ⇒ ΔH � Hprod. � Hreag. � 0
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
9 (UFRGS-RS) Em nosso cotidiano ocorrem processos que
podem ser endotérmicos (absorvem energia) ou
exotérmicos (liberam energia). Assinale a alternativa que
contém apenas fenômenos exotérmicos ou apenas fenô-
menos endotérmicos.
a) a explosão de fogos de artifício — combustão em
motores de automóveis — formação de geada
b) secagem de roupas — formação de nuvens — queima
de carvão
c) combustão em motores de automóveis — formação
de geada — evaporação dos lagos
d) evaporação de água dos lagos — secagem de roupas
— explosão de fogos de artifício
e) queima de carvão — formação de geada — derreti-
mento de gelo
10 (Uerj) Um veículo consumiu 63,0 L de gás natural para
percorrer uma distância de 225 km.
A queima de 28,0 L de gás natural libera 1,00 � 106 J de
energia.
A energia consumida, em joules, por quilômentro, foi
igual a:
a) 5,10 � 106 b) 4,50 � 105 c) 1,00 � 104 d) 2,25 � 103
11 (Fuvest-SP) Uma das reações que ocorrem na obtenção
de ferro a partir da hematita é:
Fe2O3 (s) � 3 CO (g) 3 CO2 (g) � 2 Fe (s)
O calor liberado por essa reação é cerca de 29 kJ por mol de
hematita consumida. Supondo que a reação se inicie à tem-
peratura ambiente (25 °C) e que todo esse calor seja absor-
vido pelo ferro formado (o qual não chega a se fundir), a
temperatura, em °C, alcançada por este é da ordem de:
(calor requerido para elevar de 1 °C a temperatura de
um mol de ferro: 25 J/mol � °C)
a) 1 � 102 c) 6 � 102 e) 6 � 103
b) 2 � 102 d) 1 � 103
12 (FEI-SP) A oxidação de 1 g de gordura num organismo
humano libera 9.300 calorias. Se o nosso corpo possui
5.300 g de sangue, quanto de gordura deve ser
metabolizado para fornecer o calor necessário para ele-
var a temperatura do sangue da temperatura ambiente
(25 °C) até a temperatura de nosso corpo (37 °C)?
Observação: Supor o calor específico do sangue igual ao
calor específico da água.
a) 0,65 g c) 65 g e) n.d.a.
b) 6,8 g d) 68 g
2 POR QUE AS REAÇÕES LIBERAM OU
ABSORVEM CALOR?
Você pode observar
Estamos trilhando, mais uma vez, o caminho da ciência: primeiro, observa-
mos o fenômeno de liberação ou absorção de energia nas reações químicas;
depois, medimos as quantidades de energia (calor) postas em jogo. Agora, va-
mos tentar uma explicação para os fatos observados.
ΔH � 0
Entalpia dos reagentes
Entalpia dos produtos
"Sai" energia
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Capítulo 14 • TERMOQUÍMICA
b) Uma reação deve absorver calor (reação endotérmica) quando a entalpia
total dos reagentes é menor do que a dos produtos; isto é:
Hreag. � Hprod. ⇒ ΔH � Hprod. � Hreag. � 0
De um modo simples, podemos dizer que a ideia de variação de
entalpia corresponde à idéia da “energia que a reação perde” enquanto
“ganhamos o calor da reação” ou vice-versa. Essa ideia corresponde tam-
bém ao chamado princípio da conservação da energia (ou primeiro prin-
cípio da Termodinâmica), que se traduz por:
A energia não pode ser criada nem destruída, apenas transformada.
EXERCÍCIOS
13 (UFRRJ) Algumas reações químicas se processam espon-
taneamente, porém outras necessitam absorver energia
de uma fonte externa.
Caracterize, nos diagramas abaixo, a variação de ental-pia das reações, identificando-as como endotérmicas e
exotérmicas.
14 (Uece) Observe o esquema.
De acordo com o esquema apresentado, podemos dizer
que esse processo deverá ser:
a) endotérmico, com ΔH � �1.870 kJ.
b) endotérmico e absorver 130 kJ.
c) exotérmico e liberar 130 kJ.
d) exotérmico, com ΔH � �1.870 kJ.
15 (UFMT) Nas reações químicas a quantidade de calor libe-
rada ou absorvida pela transformação é denominada ca-
lor de reação.
Se uma reação é:
(0) exotérmica, o sistema perde calor e a vizinhança ga-
nha a mesma quantidade perdida pelo sistema.
(1) endotérmica, o sistema ganha calor e a vizinhança
perde a mesma quantidade recebida pelo sistema.
(2) exotérmica, sua entalpia final é menor que sua
entalpia inicial, logo sua variação de entalpia (ΔH) é
menor que zero.
(3) endotérmica, sua entalpia final é maior que sua
entalpia inicial, logo sua variação de entalpia (ΔH) é
maior que zero.
Aponte a(s) alternativa(s) correta(s).
16 (Unisc-RS) Considerando as afirmações abaixo, está er-
rada apenas:
a) numa reação exotérmica, os produtos apresentam um
conteúdo de calor menor do que os reagentes.
b) numa reação exotérmica, ocorre liberação de calor.
c) numa reação exotérmica, os reagentes apresentam um
conteúdo de calor maior do que os produtos.
d) numa reação exotérmica, a variação de entalpia é
menor do que zero.
e) numa reação exotérmica, a variação de entalpia é
maior do que zero.
ΔH � 0
Entalpia dos produtos
Entalpia dos reagentes
"Entra" energia
Produtos
Caminho da reação0
ΔH
ΔH
Reagentes
Produtos
Caminho da reação0
Reagentes
Transformação
870 kJ 1.000 kJ
Entalpia inicial Entalpia final
a) A variação da entalpia indica a de calor ou pela reação, a constante.
b) O fato de uma reação ser exotérmica ou endotérmica depende do balanço das energias existentes nos
 e da reação.
c) Um princípio fundamental da Termodinâmica diz que a energia não pode ser nem , apenas
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REVISÃO
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• Fundamentos da Química
3 FATORES QUE INFLUEM NAS ENTALPIAS
(OU CALORES) DAS REAÇÕES QUÍMICAS
Evidentemente, a quantidade de calor liberada ou absorvida numa reação depende, em primeiro
lugar, das quantidades de reagentes e produtos que participam da reação. Por convenção, consi-
dera-se que o valor de ΔH, escrito ao lado de uma equação química, seja referente às quantidades em
mols escritas na equação. Por exemplo:
2 H2 (g) � O2 (g) 2 H2O (v) ΔH � �116,24 kcal ou �485,88 kJ
Escrita dessa maneira, a equação acima indica que há liberação de 116,24 kcal (�485,88 kJ) quan-
do 2 mols de hidrogênio reagem com 1 mol de oxigênio produzindo 2 mols de água.
Desse modo, devemos considerar a variação de entalpia como um componente da própria equa-
ção, podendo participar dos cálculos estequiométricos, como aprendemos no capítulo 11.
A entalpia de uma reação depende também de uma série de fatores físicos, dos quais os princi-
pais são:
• o estado físico dos reagentes e produtos da reação;
• a forma alotrópica dos reagentes e produtos da reação;
• o fato de os reagentes e produtos estarem ou não em solução e a concentração desta;
• a temperatura na qual se efetua a reação.
Consideremos, como exemplo, a formação da água nos estados sólido (s), líquido (l) e vapor (v)
a 1 atm e 25 °C:
Notamos que o simples fato de a água formada se apresentar no estado de vapor, líquido ou
sólido (gelo) já altera a entalpia da reação. Experimentalmente, verifica-se que cada mol de gelo conso-
me 6,0 kJ para fundir — é o chamado calor (ou entalpia) molar de fusão; já no estado líquido, cada
mol de água consome 43,7 kJ para evaporar — é o chamado calor (ou entalpia) molar de vaporiza-
ção. Sendo assim, essas quantidades de calor são somadas ou subtraídas da entalpia da reação, em
obediência ao princípio da conservação da energia.
Essas considerações podem ser representadas pelo seguinte gráfico:
Diferença � 43,7 kJ/mol
Diferença � 6,0 kJ/mol
H2 (g) � 
1
2
 O2 (g) H2O (v) ΔH1 � �242,9 kJ/mol
H2 (g) � 
1
2
 O2 (g) H2O (l) ΔH2 � �286,6 kJ/mol
H2 (g) � 
1
2
 O2 (g) H2O (s) ΔH3 � �292,6 kJ/mol
Entalpia (kJ/mol)
Caminho da transformação
H2 (g) + O2 (g)
H2O (v)
H2O (l)
H2O (s)
ΔHvap. = �43,7 kJ/mol
ΔHfusão = �6,0 kJ/mol
ΔH1 ΔH2 ΔH3
1
2
Nível de energia
mais alto
Nível de energia médio
Nível de energia
mais baixo
�242,9
0
�286,6
�292,6
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Capítulo 14 • TERMOQUÍMICA
Neste gráfico, observamos que a entalpia da água no estado de vapor é a mais alta; no estado
líquido, é média; no estado sólido, é a mais baixa. Isso ocorre porque o grau de agitação das moléculas
cresce do estado sólido para o gasoso:
FRANK & ERNEST ® by Bob Thaves
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S
4 EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA
É a equação química, corretamente balanceada, junto à qual mencionamos a entalpia
da reação e na qual indicamos todos os fatores que possam influir no valor dessa entalpia.
Exemplos:
H2 (g) �
1
2
 O2 (g) H2O (l) ΔH � �286,6 kJ/mol (25 °C; 1 atm)
C (diamante) � O2 (g) CO2 (g) ΔH � �395,0 kJ/mol (25 °C; 1 atm)
1
2
 H2 (g) �
1
2
 Cl2 (g) HCl (aq) ΔH � �167,2 kJ/mol (25 °C; 1 atm)
H2 (g) � Cl2 (g) 2 HCl (g) ΔH � �184,1 kJ/mol (25 °C; 1 atm)
É importante observar que a quantidade de calor, expressa pelo ΔH, sempre se refere às quanti-
dades de reagentes e produtos que aparecem escritas na equação termoquímica.
No terceiro exemplo acima, encontramos HCl (aq), que se lê: “HCl aquoso” e que significa “HCl
dissolvido numa quantidade suficientemente grande de água”, de tal modo que novas adições de água não
provoquem mais nenhuma liberação ou absorção de calor (é o que se denomina diluição total ou infinita).
Lembramos, ainda, que antigamente as equações termoquímicas eram escritas colocando-se o calor
como um dos termos da própria equação. Por exemplo, a primeira das equações escritas acima ficaria:
H2 (g) �
1
2
 O2 (g) H2O (l) � 286,6 kJ (25 °C; 1 atm)
ou assim: H2 (g) � 12
 O2 (g) � 286,6 kJ H2O (l) (25 °C; 1 atm)
Água
a) A alteração no ΔH decorrente dos estados físicos dos reagentes e produtos é devida ao liberado ou
absorvido nas de estado.
b) Numa reação exotérmica, o calor liberado conforme os produtos estejam nos estados , e .
c) Uma equação termoquímica é uma equação química corretamente balanceada, na qual indicamos todos os
 que possam influir na sua variação de .
REVISÃO
SÓLIDO
(gelo)
LÍQUIDO
(água líquida)
GÁS
(vapor de água)
Aumenta a agitação (energia) das moléculas de água
Aumento da entalpia (H)
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332
• Fundamentos da Química
EXERCÍCIO RESOLVIDO
EXERCÍCIOS
EXERCÍCIO RESOLVIDO
17 Coloque as reações mencionadas abaixo em ordem
crescente de liberação de calor, indicando esse fato
em um gráfico de entalpia.
S (s) � O2 (g) SO2 (g) ΔH1
S (l) � O2 (g) SO2 (g) ΔH2
S (g) � O2 (g) SO2 (g) ΔH3
Resolução
À medida que uma substância passa, sucessivamen-
te, do estado sólido para o líquido e para o gasoso,
sua entalpia ou conteúdo de calor vai aumentando.
Aplicando essa ideia ao enxofre, que é o único que
se altera fisicamente, nas três reações dadas, e
considerando que a reação de combustão é sem-
pre exotérmica, temos o gráfico abaixo.
Note que ΔH1, ΔH2 e ΔH3 são negativos (reação
exotérmica), mas em valor absoluto temos:
�ΔH1� � �ΔH2� � �ΔH3�
que representa a ordem de liberação de calor.
Concluímos então que o enxofre gasoso, ao quei-
mar-se, libera mais calor do que o enxofre líquido, e
este libera mais calor do que o enxofre sólido.
18 (UFSM-RS) Observe o diagrama abaixo.
De acordo com esse diagrama, pode-se concluir que, na
transformação:
a) H2O (g) H2O (l),ΔH � �43,9 kJ e o pro-
cesso é exotérmico.
b) H2O (l) H2O (g), ΔH � �43,9 kJ e o pro-
cesso é exotérmico.
c) H2O (s) H2O (g), ΔH � �51,0 kJ e o pro-
cesso é endotérmico.
d) H2O (g) H2O (s), ΔH � �51,0 kJ e o pro-
cesso é endotérmico.
e) H2O (s) H2O (l), ΔH � �7,1 kJ e o proces-
so é endotérmico.
19 (Unesp) Considere a equação a seguir:
2 H2 (g) � O2 (g) 2 H2O (l) ΔH � �572 kJ
É correto afirmar que a reação é:
a) exotérmica, liberando 286 kJ por mol de oxigênio con-
sumido.
b) exotérmica, liberando 572 kJ para dois mols de água
produzida.
c) endotérmica, consumindo 572 kJ para dois mols de
água produzida.
d) endotérmica, liberando 572 kJ para dois mols de oxi-
gênio consumido.
e) endotérmica, consumindo 286 kJ por mol de água
produzida.
20 (UFMG) Considere o diagrama de entalpia, abaixo, en-
volvendo o dióxido de carbono e as substâncias elemen-
tares diamante, grafite e oxigênio.
Considerando esse diagrama, assinale a afirmativa falsa.
a) A transformação do diamante em grafite é exotérmica.
b) A variação de entalpia na combustão de 1 mol de dia-
mante é igual a �392 kJ � mol�1.
c) A variação de entalpia na obtenção de 1 mol de CO2 (g),
a partir do grafite, é igual a �394 kJ � mol�1.
d) A variação de entalpia na obtenção de 1 mol de dia-
mante, a partir do grafite, é igual a 2 kJ � mol�1.
21 (UFRRJ) Quando o cloreto de amônio (NH4Cl) se dis-
solve em água, forma uma solução de caráter ácido,
pois o pH é inferior a sete, ocorrendo absorção de ca-
lor (ΔH � � 3,9 kcal/mol) e fazendo com que a tempe-
ratura da solução:
a) decomponha a água.
b) aumente.
c) diminua.
d) permaneça a mesma.
e) aumente a concentração do soluto.
22 Sabendo-se que:
HCl (aq) � NaOH (aq)
NaCl (aq) � H2O (l), ΔH � �13,8 kcal
pergunta-se:
a) A reação é exotérmica ou endotérmica?
b) Qual é a quantidade de calor envolvida na
neutralização de 146 g de HCl (aq), segundo a
equação acima?
S (g) + O2
S (l) + O2
S (s) + O2
SO2 (g)
Entalpia
ΔH1 ΔH2 ΔH3
0
H (kJ)
H2O (g)
H2O (l)
H2O (s)
�241,6
�285,5
�292,6
H (kJ � mol–1)
C (diamante)
CO2 (g)
C (grafite), O2 (g)
2
–394
0
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333
Capítulo 14 • TERMOQUÍMICA
Resolução
a) A reação é exotérmica, de acordo com o valor
negativo do ΔH dado.
b) Da própria equação, concluímos que:
I. 3 Fe3O4 � 8 Al 4 Al2O3 � 9 Fe,
ΔH � �800,1 kcal
II. Fe2O3 � 2 Al Al2O3 � 2 Fe,
ΔH � �203,5 kcal
A quantidade de calor liberada por mol de ferro formado é:
a) maior na reação I.
b) maior na reação II.
c) igual nas duas reações.
d) igual a 9 � 800,1 kcal na reação I.
e) igual a 203,5 kcal na reação II.
25 (PUC-RJ) A mistura de hidrazina (N2H4) e peróxido de hi-
drogênio (H2O2) pode ser utilizada na propulsão de fo-
guetes:
N2H4 (l) � 2 H2O2 (l)
N2 (g) � 4 H2O (g) � 154 kcal
Admitindo que o peróxido de hidrogênio está em exces-
so e que o rendimento da reação é de 100%, calcule a
energia liberada quando se consomem 64 g de hidrazina.
26 (Vunesp) Ozonizador é um aparelho vendido no comér-
cio para ser utilizado no tratamento da água. Nesse apa-
relho é produzido ozônio (O3) a partir do oxigênio do ar
(O2), que mata os micro-organismos presentes na água. A
reação de obtenção do ozônio a partir do oxigênio pode
ser representada pela equação:
3 O2 (g) 2 O3 (g) ΔH � �284 kJ
Com base nessa equação, e considerando a transforma-
ção de 1.000 g de O2 (g) em O3 (g), a quantidade de
calor envolvida na reação é:
a) 2.958,33 kJ e a reação é endotérmica.
b) 1.479,16 kJ e a reação é exotérmica.
c) 739,58 kJ e a reação é exotérmica.
d) 369,79 kJ e a reação é endotérmica.
e) 184,90 kJ e a reação é endotérmica.
23 (Unisinos-RS) Considerando a equação termoquímica
abaixo representada:
S (g) � 3
2
 O (g)2 SO3 (s),
ΔH � �94,4 kcal/mol
podemos afirmar que, na formação de 200 g de trióxido
de enxofre:
a) ocorre a liberação de 94,4 kcal, uma vez que a reação
é exotérmica.
b) ocorre a absorção de 94,4 kcal, uma vez que a reação
é endotérmica.
c) ocorre a liberação de 169,5 kcal, uma vez que a rea-
ção é exotérmica.
d) ocorre a absorção de 236 kcal, uma vez que a reação
é endotérmica.
e) ocorre a liberação de 236 kcal, uma vez que a reação
é exotérmica.
24 (PUC-RS) Quando os óxidos Fe3O4 e Fe2O3 são reduzidos
pelo alumínio conforme as reações expressas pelas equa-
ções a seguir:
1 HCl (aq) 13,8 kcal
36,5 g 13,8 kcal
146 g x
x � 55,2 kcal
Libera
Observação: Voltamos a lembrar que muitos pro-
blemas de Termoquímica vêm associados ao cálculo
estequiométrico.
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
27 (Unicenp-PR) Considere o gráfico ao
lado.
Podemos afirmar que a formação de
um iceberg:
a) é um processo endotérmico.
b) é um processo exotérmico.
c) apresenta ΔH positivo.
d) apresenta ΔH igual a zero.
e) não libera nem absorve calor.
28 (Cesgranrio-RJ) Considere o diagrama de entalpia abaixo.
Assinale a opção que contém a equação termoquímica
correta:
a) H2 (g) �
1
2
 O2 (g) H2O (g)
ΔH � �242 kJ � mol�1
b) H2O (l) H2O (g)
ΔH � �41 kJ � mol�1
c) H2O (l) H2 (g) �
1
2
 O2 (g)
ΔH � �283 kJ � mol�1
d) H2O (g) H2 (g) �
1
2
 O2 (g)
ΔH � 0 kJ � mol�1
e) H2 (g) �
1
2
 O2 (g) H2O (l)
ΔH � �41 kJ � mol�1
H2O (g)
En
ta
lp
ia
(ΔH ) kJ/mol
0
–242
–283
H2O (l)
H2 (g) + O2 (g)
1
2
Entalpia H (kJ)
H2O (v)
H2O (l)
H2O (s)
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334
• Fundamentos da Química
29 (UFRRJ) Nuvens de gotas d’água condensadas são
frequentemente vistas surgindo de escapamentos de au-
tomóveis. Isto ocorre porque a queima de combustíveis
produz dióxido de carbono (CO2) e água (H2O).
Considerando que a combustão de 1,0 mol de gasolina
(sendo o octano k C8H18 k seu constituinte típico) libe-
ra 940 kcal, a massa de dióxido produzido e a energia
liberada na queima de 10 (dez) litros de gasolina (densi-
dade � 0,79 kg/L) são, respectivamente:
a) 12,2 kg e 6,5 � 105 kcal.
b) 24,4 kg e 6,5 � 104 kcal.
c) 42,2 kg e 3,5 � 102 kcal.
d) 48,8 kg e 6,5 � 105 kcal.
e) 42,2 kg e 3,5 � 106 kcal.
30 (UFMG) Etanol, metano e metanol são combustíveis de
uso amplo. Hidrogênio molecular, utilizado nos ônibus
espaciais, tem sido objeto de muitos estudos visando a
seu maior uso. São dadas as equações das reações de
combustão completa de 1 mol de cada uma dessas subs-
tâncias, bem como as respectivas variações de entalpia.
• C2H5OH (l) � 3 O2 (g) 2 CO2 (g) � 3 H2O (l)
ΔH � �1.370 kJ � mol�1
• CH4 (g) � 2 O2 (g) CO2 (g) � 2 H2O (l)
ΔH � �890 kJ � mol�1
• CH3OH (l) � 1,5 O2 (g) CO2 (g) � 2 H2O (l)
ΔH � �726 kJ � mol�1
• H2 (g) � 0,5 O2 (g) H2O (l)
ΔH � �286 kJ � mol�1
As massas molares de etanol, metano, metanol e hidrogê-
nio molecular são, respectivamente, 46 g/mol, 16 g/mol,
32 g/mol e 2 g/mol.
Considerando o calor liberado pela queima de um gra-
ma de cada combustível, o mais eficiente é:
a) etanol c) metano
b) hidrogênio d) metanol
5 CASOS PARTICULARES DAS ENTALPIAS
(OU CALORES) DE REAÇÃO
5.1. Conceitos preliminares
Antes de mencionar os principais casos particulares de entalpias de reação, é importante observar que
não é possível medir os valores absolutos das entalpias, mas apenas as variações de entalpia que ocor-
rem durante as reações químicas. Essa impossibilidade, aliás, ocorre com várias outras grandezas que
tentamos medir na natureza, o que nos obriga a considerar certos referenciais arbitrários. Por exemplo:
• para medir altitudes, considera-se arbitrariamente que o nível do mar tem altitude zero;
• para medir potenciais elétricos, admite-se arbitrariamente que a Terra tem potencial elétrico zero;
• para medir a energia potencial associada a um corpo, devido à altura em que esse corpo se
encontra, admite-se arbitrariamente que, no chão, a energia potencial é zero.
Por que são feitas essas considerações? Porque é impossível medir altitudes, potenciais elétricos,
energias potenciais etc. de modo absoluto. Assim,contentamo-nos com uma medida relativa — em
relação ao nível do mar, em relação à Terra, em relação ao solo etc.
Analogamente, para a medição das entalpias convencionou-se arbitrariamente considerar um
estado padrão, assim definido:
Por convenção, um elemento ou composto químico está no estado padrão quando
se apresenta em seu estado (físico, alotrópico ou cristalino) mais comum e estável, a 25 °C
e 1 atm de pressão.
Ainda, por convenção, dizemos que:
Toda substância simples, no estado padrão, tem entalpia igual a zero.
É usual indicar por ΔH 0 as variações de entalpia medidas no esta-
do padrão. Assim, para o elemento carbono, por exemplo, temos:
• grafite: H 0 � 0 (pois é a forma alotrópica mais estável);
• diamante: H 0 � � 2,0 kJ/mol (isto é, 2,0 kJ/mol acima do gra-
fite, pois o diamante é menos estável).
Evidentemente, as substâncias compostas terão sempre entalpias
diferentes de zero.
1,9
Zero
Entalpia (kJ/mol)
Diamante
Grafite
Adotado por convenção
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335
Capítulo 14 • TERMOQUÍMICA
5.2. Entalpia (ou calor) padrão de formação
de uma substância (ΔH 0f )
É a variação de entalpia (quantidade de calor liberada ou absorvida) verificada na
formação de 1 mol da substância considerada, a partir das substâncias simples correspon-
dentes, admitindo-se todas as substâncias no estado padrão.
Por exemplo, a 25 °C e a 1 atm, temos as seguintes entalpias de formação:
H2 (g) �
1
2
 O2 (g) 1 H2O (l) ΔH
0
f � �286,6 kJ/mol
H2 (g) � S (rômbico) � 2 O2 (g) 1 H2SO4 (l) ΔH
0
f � �813,0 kJ/mol
2 C (grafite) � 3 H2 (g) �
1
2
 O2 (g) 1 C2H5OH (l) ΔH
0
f � �277,5 kJ/mol
Note que o ΔH da reação CaO (s) � CO2 (g) CaCO3 (s), por exemplo, não representa
o calor de formação do CaCO3, pois a reação parte de substâncias compostas e não de substâncias
simples.
a) Estado padrão de um elemento ou composto químico corresponde à temperatura de , a pressão de
 e a forma alotrópica ou cristalina ou estado físico mais para o elemento ou composto conside-
rado.
b) Entalpia (ou calor) padrão de formação de uma substância é a variação de verificada na de
 da substância, a partir das substâncias correspondentes, estando todas as substâncias no estado
.
REVISÃO
EXERCÍCIOS
31 (FMU/Fiam-Faam/Fisp-SP) Considerando o diagrama abai-
xo, pode-se afirmar que a entalpia de formação do ClF
gasoso é:
EXERCÍCIO RESOLVIDO
a) 47,3 kcal/mol d) �13,3 kcal/mol
b) �47 kcal/mol e) 60,6 kcal/mol
c) 13,3 kcal/mol
32 (Mackenzie-SP)
S8 (rômbico) � 12 O2 (g) 8 SO3 (g) � 752,0 kcal
Na reação acima equacionada, realizada a 25 °C e 1 atm,
a entalpia de formação do SO3 (g) é igual a:
a) �752,0 kcal c) �773,0 kcal e) �94,0 kcal
b) �752,0 kcal d) �94,0 kcal
33 O calor de formação do CO2 (g) na temperatura de 25 °C
é ΔH 0(298 K) � �393,5 kJ/mol. A partir desse dado, pode-
se afirmar que o efeito térmico, ΔH 0(298 K), resultante da
combustão de 1 grama de carbono, é igual a:
a) �393,5 kJ c) 32,8 kJ e) 393,5 kJ
b) �32,8 kJ d) 131,2 kJ
34 (Fuvest-SP) Considere os dados da tabela abaixo, a
25 °C e 1 atm.
Amônia (gás) �46
Cloreto de hidrogênio (gás) �92
Cloreto de amônio (sólido) �314
Substância Entalpia de
formação (kJ/mol)
a) Calcule a variação de entalpia (em kJ/mol) quan-
do a base reage com o ácido para formar o cor-
respondente sal.
b) Essa reação de salificação é exotérmica ou
endotérmica? Por quê?
Resolução
Uma das maneiras de calcular a variação de entalpia
ou calor de uma reação é utilizando as entalpias
de formação de cada um dos reagentes e dos pro-
dutos da reação.
Neste problema, o item a pede a variação de entalpia
da reação:
NH3 (g) � HCl (g) NH4Cl (s) ΔH � ?
Cl (g) + F (g)
0
ClF (g) 13,3 kcal
47,3 kcal
H (kcal)
Cl2 (g) + F2 (g)
1
2
1
2
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336
• Fundamentos da Química
Ora, na página 328, vimos que ΔH � Hprod. � Hreag..
No presente caso, temos:
ΔH � H0f(NH
4
Cl) � (H
0
f(NH
3
) � H
0
f(HCl))
ΔH � �314 � (�46 � 92)
 ΔH � �176 kJ/mol
Temos então as respostas:
a) ΔH � �176 kJ/mol
b) Reação exotérmica, pois o ΔH é negativo.
que se combina com a água e forma hidróxido de
magnésio, conforme a reação:
Mg (s) � 2 H2O (l) Mg(OH)2 (s) � H2 (g)
A variação de entalpia dessa reação, em kJ/mol, é:
a) �1.496,1 c) �352,9 e) �1.496,1
b) �638,7 d) �352,9
35 (FEI-SP) Dadas as entalpias de formação CO (g) e
CO2 (g), calcule a entalpia da reação:
CO2 (g) � C (s) 2 CO (g)
à temperatura de 25 °C e pressão normal. Dados:
ΔH0f(CO) � �26 kcal/mol; ΔH
0
f(CO
2
) � �94 kcal/mol
Resolução
A única novidade deste exercício em relação ao an-
terior é o aparecimento de um coeficiente na equa-
ção química (no caso, o coeficiente 2, no 2o mem-
bro da equação). Considerando que as entalpias de
formação são dadas para 1 mol do produto forma-
do, temos que multiplicar a do CO, nesse caso, por
2. Temos, então:
CO2 (g) � C (s) 2 CO (g) ΔH � ?
ΔH � 2 H0f(CO) � (H
0
f(CO2) � H
0
f(C))
ΔH � 2 � (�26) � (�94 � 0)
 ΔH � �42 kcal
No cálculo acima, o calor de formação do C (s) é zero,
porque se trata de um elemento químico na forma da
substância simples mais estável e no estado padrão.
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 c) �3.053,1
b) �2.515,3 d) �10.827,1
38 (PUC-MG) A trinitroglicerina, C3H5(ONO2)3, é um explo-
sivo muito forte e muito perigoso, explodindo facilmen-
te com choques ou pancadas. Calcule a variação de
entalpia (ΔH) na decomposição da trinitroglicerina em
kcal, de acordo com a reação:
4 C3H5(ONO2)3 (l)
12 CO2 (g) � 10 H2O (g) � 6 N2 (g) � O2 (g)
São dadas as entalpias padrão de formação:
C3H5 (ONO2)3 (l) � �58,0 kcal/mol;
CO2 (g) � �94,0 kcal/mol;
H2O (g) � �57,8 kcal/mol.
a) �1.474 c) �184,2 e) �1.474
b) �368,5 d) �368,5
Dados:
H2O (l): ΔH
0
f � �285,8 kJ/mol
Mg(OH)2 (s): ΔH
0
f � �924,5 kJ/mol
37 (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:
Entalpia de formação (ΔH0f(298 K))
(kJ � mol�1)
Al2O3 (s) �1.667,8
Mn3O4 (s) �1.385,3
Substância
5.3. Entalpia (ou calor) de combustão de uma substância
É a variação de entalpia (quantidade de calor liberada) verificada na combustão total
de 1 mol da substância considerada, supondo-se todas as substâncias no estado padrão.
Por exemplo, a 25 °C e 1 atm, temos:
• entalpia (ou calor) de combustão do metano (CH4)
1 CH4 (g) � 2 O2 (g) CO2 (g) � 2 H2O (l) ΔH � �889,5 kJ/mol
• entalpia (ou calor) de combustão do álcool metílico (CH3OH)
1 CH3OH (l) �
3
2
 O2 (g) CO2 (g) � 2 H2O (l) ΔH � �725,6 kJ/mol
Note que ΔH é sempre negativo, pois as reações de combustão são sempre exotérmicas.
É muito comum medir-se a entalpia de combustão de uma substância orgânica, como ocorreu nos
exemplos anteriores. Nesse caso, considera-se como combustão total sempre aquela que leva à forma-
ção de CO2 e H2O.
36 (Unirio-RJ) Os soldados em campanha aquecem suas re-
feições prontas, contidas dentro de uma bolsa plástica
com água. Dentro dessa bolsa existe o metal magnésio,
EXERCÍCIO RESOLVIDO
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337
Capítulo 14 • TERMOQUÍMICA
Uma aplicação importante dos calores de
combustão é a escolha dos combustíveis a serem
usados nas indústrias. Sem dúvida, é muito impor-
tante considerar a quantidade de calor que o com-
bustível é capaz de produzir. Essa propriedade se
denomina poder calorífico e geralmente é medi-
da em kcal/kg ou kJ/kg. A tabela ao lado fornece o
poder calorífico de alguns combustíveis.
Sem dúvida, outro fator importante na esco-
lha de um combustível industrial é o seu preço por
quilograma.Um terceiro fator a se considerar é a poluição
causada pela queima do combustível. O ideal é que
se produza o mínimo possível de poluição, mas acon-
tece que os combustíveis mais “limpos” são, em ge-
ral, os mais caros. É o caso do hidrogênio, cuja quei-
ma gera muito calor e produz água, que não é
poluente; mas o hidrogênio, como combustível, ain-
da tem uso limitado, devido a seu alto custo.
Poder calorífico
Combustível
(kcal/kg) kJ/kg
Você pode fazer
Não cheire nem experimente substâncias desconhecidas.
Cuidado com as substâncias tóxicas e/ou inflamáveis.
Cuidado com respingos na pele e nos olhos.
Medindo o calor de combustão
do álcool
Material necessário:
• Uma lata de refrigerante (de alumínio) vazia.
• Uma balança.
• Um termômetro.
• Uma lamparina a álcool.
• Um suporte
Procedimento:
• Determine a massa da lata de refrigerante vazia.
• Coloque água na lata e meça novamente a
massa (cerca de 100 g de água).
• Introduza o termômetro na lata (tomando o
cuidado de não encostar o bulbo na lata) e
meça a temperatura inicial da água.
• Determine a massa da lamparina com álcool
e coloque-a sob a lata.
• Pendure a lata conforme desenho ao lado.
• Coloque uma proteção de papelão em volta do
conjunto (cuidado para que não pegue fogo).
• Acenda a lamparina (com a supervisão do
seu professor ou de um adulto) até a água
atingir aproximadamente 75 °C.
• Meça a temperatura final da água e apague
o fogo.
• Determine novamente a massa da lamparina.
Questões:
1. Qual foi a variação da temperatura da água?
2. Qual foi a quantidade de calor absorvida pela
água?
3. Qual é o calor de combustão do álcool, em
kJ/mol?
4. Quais são as fontes de erro deste experi-
mento?
Termômetro
Lata de
alumínio
Álcool
Bulbo
Suporte
Gasolina 11.400 47.800
Óleo diesel 10.700 44.700
Álcool combustível 6.500 27.200
Gás liquefeito de petróleo 11.600 48.500
Gás natural 11.700 49.000
Carvão metalúrgico 7.600 32.000
Lenha (pinho) 4.300 18.000
Hidrogênio 33.900 142.000
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338
• Fundamentos da Química
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EXERCÍCIO RESOLVIDO39 (Unifor-CE) A queima de 1,0 kg de metano liberou
5,5 � 104 kJ. Com base neste dado, o calor de combus-
tão, expresso em kJ/mol de metano, é da ordem de:
a) 8,8 � 10�4 c) 8,8 � 10�2 e) 8,8 � 104
b) 8,8 � 10�3 d) 8,8 � 102
40 (F. Santo André-SP) O consumo de um automóvel mo-
vido a álcool etílico é de 10 km/kg de álcool. Sabendo
que a energia de combustão desse álcool é da ordem
de 103 kJ/mol, quantos quilojoules são necessários para
o automóvel percorrer 46 km? (Massa molar do álcool
etílico � 46 g/mol)
a) 101 b) 102 c) 103 d) 104 e) 105
41 (UFSM-RS) Muitos carros utilizam o álcool etílico como
combustível.
Sabendo que sua combustão total é representada pela
equação química balanceada
• C2H5OH (l) � 3 O2 (g) 2 CO2 (g) � 3 H2O
ΔH � �327 kcal/mol
a quantidade de calor liberada na queima de 141 g de
álcool etílico é, aproximadamente:
a) �327 kcal c) �1.000 kcal e) �46.000 kcal
b) �460 kcal d) �10.000 kcal
42 (Vunesp) O metano (CH4), também conhecido como gás
do lixo, ao sofrer combustão, apresenta entalpia padrão
de combustão (ΔH0c) igual a �890 kJ/mol.
a) Escreva a reação de combustão do metano, indican-
do a entalpia padrão de combustão (ΔH 0c) da reação.
b) Sabendo que a massa molar do metano é 16 g/mol,
calcule a massa desse gás que ao sofrer combustão
apresenta ΔHc � �222,6 kJ.
43 (Cesgranrio-RJ) Observe o gráfico abaixo.
EXERCÍCIOS
Comparando-se os calores liberados, em kJ/kg, na
combustão do metano (principal constituinte do gás
natural) e do hidrogênio (considerado por muitos
como o combustível do futuro), conclui-se que o do:
a) metano é aproximadamente igual ao do hidro-
gênio.
b) hidrogênio é cerca de duas vezes e meia maior.
c) metano é cerca de cinco vezes maior.
d) metano é cerca de duas vezes e meia maior.
e) hidrogênio é cerca de cinco vezes maior.
Resolução
Na reação:
CH4 � 2 O2 CO2 � 2 H2O ΔH � ?
temos:
ΔH � �394 � 2 (�242) � (�74 � 0) ⇒
⇒ ΔH � �804 kJ/mol
1 mol de CH4 � 16 g 804 kJ
1 kg de CH4 � 1.000 g x
x � 50.250 kJ/kg
Na reação:
H2 �
1
2
 O2 H2O ΔH � ?
temos: ΔH � �242 kJ/mol
1 mol de H2 � 2 g 242 kJ
1 kg de H2 � 1.000 g y
y � 121.000 kJ/kg
Portanto: 
y
x
y
x
 121.000
50.250
 2,4� �⇒
Alternativa b
O valor da entalpia de combustão de 1 mol de SO2 (g),
em quilocalorias, a uma temperatura de 25 °C e pressão
de 1 atm, é:
a) �71 b) �23 c) �23 d) �71 e) �165
44 (PUC-Campinas-SP) Considere os dados da tabela
abaixo.
Substância ΔH0f de formação (kJ/mol)
CH4 (g) �74
CO2 (g) �394
H2O (g) �242
H (kcal)
0
– 71
– 94
SO3 (g)
S (s) + O2 (g)
3
2
SO2 (g) + O2 (g)
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Capítulo 14 • TERMOQUÍMICA
45 (UCS-RS) Uma indústria utiliza como combustível o gás
metano em seus processos.
Calcule a energia produzida pela queima de 320 kg diá-
rios desse combustível, com base nos seguintes dados:
I. Calor de formação do CH4 (g) ΔH � �74,82 kJ/mol
II. Calor de formação de H2O (l) ΔH � �285,6 kJ/mol
III. Calor de formação de CO2 (g) ΔH � �393,1 kJ/mol
A energia produzida pela queima total de metano, em
valores arredondados, é igual a:
a) 1,50 � 106 kcal c) 8,0 kJ e) 4,18 � 104 kJ
b) 1,78 � 107 kJ d) 17,9 kcal
46 (UFRJ) Grande parte dos táxis do Rio de Janeiro está utili-
zando gás natural como combustível, em substituição à
gasolina e ao álcool (etanol). A tabela a seguir apresenta
os calores de combustão para as substâncias representa-
tivas desses combustíveis.
a) A quantidade de álcool contida num tanque de com-
bustível de um automóvel corresponde a 46 kg.
Calcule a quantidade de calor liberada pela queima
de todo o combustível do tanque.
b) Escreva a equação de combustão completa do etanol.
c) Calcule o volume, em litros, nas CNTP, de gás natural
que precisamos queimar para produzir a mesma quan-
tidade de calor que resulta da combustão de 1 mol de
gasolina.
Combustível Calor de combustão (kJ/mol)
Gás natural (CH4) �900
Gasolina (C8H18) �5.400
Álcool (C2H6O) �1.400
5.4. Energia de ligação
Energia de ligação é a variação de entalpia (quantidade de calor absorvida) verificada
na quebra de 1 mol (6 � 1023) de uma determinada ligação química, supondo-se todas as
substâncias no estado gasoso, a 25 °C e 1 atm.
A quebra de ligações é sempre um processo endotérmico; portanto, ΔH é sempre positivo. Por
exemplo:
H K H ou H2 (g) 2 H (g) ΔH � �435,5 kJ/mol
Cl K Cl ou Cl2 (g) 2 Cl (g) ΔH � �242,0 kJ/mol
Esses dois exemplos são muito simples, pois se referem a moléculas que contêm apenas 2 átomos
unidos por ligação simples. Existem, porém, os casos de ligações duplas (como no oxigênio, O l O)
e os de ligações triplas (como no nitrogênio, N m N). Veja os exemplos seguintes:
• ligações duplas: O l O ou O2 (g) 2 O (g) ΔH � �497,8 kJ/mol
(nesse exemplo, são necessários 497,8 kJ para quebrar 1 mol de ligações duplas);
• ligações triplas: N m N ou N2 (g) 2 N (g) ΔH � �943,8 kJ/mol
(nesse caso, são necessários 943,8 kJ para quebrar 1 mol de ligações triplas).
Existem ainda os casos de moléculas poliatômicas. Seja, por exemplo, o caso do metano:
CH H
H
H
ou CH 4 (g) C (g) � 4 H (g) ΔH � �1.651,6 kJ
Nesse exemplo, gastamos 1.651,6 kJ para quebrar 4 mols de ligações C K H; consequentemente, para
quebrar cada mol de ligação C K H, teremos gasto 1.651,6 9 4 � 412,9 kJ por mol de ligações C K H.
Ligação Energia de ligação (kcal/mol)
H k Br 87,4
Cl k Cl 57,9
H k Cl 103,1
Br k Br 46,1
EXERCÍCIOS
47 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 dadas na tabela ao lado:
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340
• Fundamentos da Química
Resolução
Este é um tipo de problema muito comum na Termoquímica: calcular a variação de entalpia de uma reação conhe-
cendo as energias de todas as ligações químicas que existem nos reagentes e produtos da reação.
O principal cuidado a tomar na resolução é lembrar que energia de ligação é a variação de entalpia necessária para
quebrar a ligação (ΔH positivo, pois o processo é sempre endotérmico). É importante notar que, durante a reação
química, acontece o seguinte: nos reagentes, as ligações entre os átomos são rompidas (o processo é endotérmico,
sendo ΔH positivo); nos produtos, as ligações são formadas (o processo é exotérmico, sendo ΔH negativo). Conse-
quentemente, para a reação o esquema mais simples de resolução é o seguinte:
2 � 87,4 57,9 2 � (�103,1) �46,1
�174,8 �57,9 �206,2 �46,1
�252,3�232,7
Entalpia total para
formar os produtos
Entalpia total para
quebrar os reagentes
2 HBr (g) � Cl2 (g) 2 HCl (g) � Br2 (g)
2 H Br (g) � Cl Cl (g) 2 H Cl (g) � Br Br (g)
Portanto:
ΔH � �232,7 � 252,3 ⇒ ΔH � �19,6 kcal
Observação: Essa soma final corresponde à seguinte ideia: se gastarmos 232,7 kcal para quebrar todas as ligações
das moléculas iniciais e ganharmos 252,3 kcal na formação de todas as ligações das moléculas finais, haverá uma
sobra de 252,3 � 232,7 � 19,6 kcal para a reação liberar em forma de calor.
Este tipo de problema é muito importante, pois corresponde a um segundo caminho para o cálculo dos calores de
reação (lembre-se de que o primeiro caminho se deu a partir das entalpias de formação das substâncias que partici-
pam da reação).
48 (Cefet-RJ) “A BMW testa veículos movidos a hidrogênio e
antecipa uma novidade que chegará ao mercado em
2005. A indústria [...] aposta no hidrogênio como um
dos mais promissores substitutos da gasolina. Ele não de-
pende de reservas estratégicas e é facilmente obtido com
a quebra da molécula da água. [...] Em vez de dióxido de
carbono, o escapamento expele água. O hidrogênio pode
zerar a emissão de poluentes por veículos no futuro...”
Ligação Energia de ligação (kJ � mol�1)
H k H 437
H k O 463
O l O 494
Fonte: Revista Época, out. 2000.
Com base nos dados da tabela acima, podemos afirmar
que a variação de entalpia (ΔH) da reação
2 H2 (g) � O2 (g) 2 H2O (g), em kJ/mol de
H2O (g), é:
a) �442 b) �242 c) �221 d) �467 e) �488
49 (UFRGS-RS) Os valores de energia de ligação entre al-
guns átomos são fornecidos no quadro abaixo.
Considere a reação representada por:
CH4 (g) � 2 O2 (g) CO2 (g) � 2 H2O (v)
O valor aproximado de ΔH, em kJ, é de:
a) �820 d) �360
b) �360 e) �820
c) �106
50 (Uece) A grande preocupação mundial sobre o efeito dos
derivados halogenados de hidrocarbonetos prende-se ao
fato de eles serem responsáveis pela destruição da cama-
da de ozônio que nos protege da radiação ultravioleta.
A hidrogenação parcial do tetracloreto de carbono pro-
duz o clorofórmio, de acordo com a reação:
CCl4 � H2 CHCl3 � HCl
Utilizando a tabela acima, que tem valores aproximados
de entalpias de ligação, calcule a variação de entalpia da
reação e assinale a alternativa verdadeira:
a) �60 kJ c) �70 kJ
b) �60 kJ d) �70 kJ
Ligação
Entalpia de ligação
(em kJ/mol)
C k Cl 339,0
H k H 436,0
C k H 413,0
H k Cl 432,0Ligação Energia de ligação (kJ/mol)
C k H 413
O l O 494
C l O 804
O k H 463
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Capítulo 14 • TERMOQUÍMICA
A lei de Hess, que é uma lei experimental, tem
importância fundamental no estudo da Termoquímica,
e estabelece que:
A variação de entalpia (quantidade
de calor liberada ou absorvida) em uma
reação química depende apenas dos es-
tados inicial e final da reação.
Vamos explicar essa lei utilizando um exemplo simples. Para a transformação de C (grafite) � O2 (g)
em CO2 (g), podemos admitir dois caminhos diferentes, conforme mostra o esquema adiante:
• diretamente (primeiro caminho);
• ou através do CO (g) (segundo caminho).
6 LEI DE HESS
Você pode observar
Um dos grandes objetivos da ciência é resumir os aparentemente complica-
dos fenômenos da natureza em leis e explicações simples. Na história da ciência,
a lei de Hess, por exemplo, contribuiu para o nascimento do importantíssimo
princípio da conservação da energia.
A essas duas alternativas correspondem os seguintes valores experimentais, para as variações de
entalpia (supondo pressão e temperatura constantes):
Primeiro caminho: C (grafite) � O2 (g) CO2 (g) ΔH � �393,3 kJ
Segundo caminho:
C (grafite) � 1
2
 O2 (g) CO (g) ΔH1 � �110,3 kJ
CO (g) � 1
2
 O2 (g) CO2 (g) ΔH2 � �283,0 kJ
Somando, temos: ΔH1 � ΔH2 � �110,3 � 283,0 ⇒ ΔH1 � ΔH2 � �393,3 kJ
Portanto: ΔH � ΔH1 � ΔH2
Graficamente:
Germain Henry Hess
Nasceu na Suíça, em 1802, e faleceu
na Rússia, em 1850. Foi professor na
Universidade de São Petersburgo.
Hess foi um dos pioneiros da Físico-
-Química, estudando os calores das
reações químicas e as relações desses
calores com a afinidade entre as subs-
tâncias e com as forças de ligação
entre os elementos químicos.
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CO2 (g)
(estado final)
Primeiro caminho
ΔH
Segundo caminho
ΔH2
Segundo caminho
ΔH1
1
2
C (grafite) � O2 (g)
(estado inicial)
CO2 (g)
(estado final)
CO (g) � O2 (g)
(estado intermediário)
1
2
Entalpia
Caminho da reação
ΔH
C (grafite) + O2 (g)
ΔH2
CO (g) + O2 (g)
CO2 (g)
Hinicial
Hfinal
ΔH1
Estado inicial
Estado intermediário
Estado final
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342
• Fundamentos da Química
Generalizando, dizemos que “partindo-se sempre de um mesmo estado inicial e chegando-se
sempre a um mesmo estado final, o ΔH será sempre o mesmo, quer a reação seja direta, quer ela se
efetue em várias etapas” (ou, ainda, o ΔH independe do caminho percorrido durante a reação). Por
essa razão, a lei de Hess também é conhecida como lei dos estados inicial e final.
Embora tenha surgido independentemente, a lei de Hess pode ser considerada, atualmente, como
uma simples consequência do princípio da conservação de energia ou do primeiro princípio da
Termodinâmica.
Consequências da lei de Hess
1a) As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas.
Retomando o exemplo anterior, temos:
C (grafite) � 1
2
 O2 (g) CO (g) ΔH1 � �110,3 kJ
CO (g) � 1
2
 O2 (g) CO2 (g) ΔH2 � �283,0 kJ
C (grafite) � O2 (g) CO2 (g) ΔH � �110,3 �283,0 ⇒ ΔH � �393,3 kJ
Por esse motivo, a lei de Hess também é chamada de lei da soma dos calores de reação.
Essa técnica de somar equações é muito útil, pois permite calcular o ΔH de certas reações cuja
execução experimental é muito difícil e, às vezes, impossível.
2a) Invertendo uma equação termoquímica, devemos trocar o sinal de ΔH.
Esse fato deve forçosamente acontecer porque, somando uma equação à sua inversa, o resultado
final deve ser zero. Por exemplo:
C (grafite) � O2 (g) CO2 (g) ΔH � �393,3 kJ
CO2 (g) C (grafite) � O2 (g) ΔH � �393,3 kJ
Zero (substâncias) Zero (quantidade de calor)
Em outras palavras, isso representa a conservação de energia entre os estados inicial e final.
3a) Multiplicando (ou dividindo) uma equação termoquímica por um número diferente de zero, o
valor de ΔH será também multiplicado (ou dividido) por esse número.
Basta imaginar a equação somada a si própria várias vezes.
C (grafite) � O2 (g) CO2 (g) ΔH � �393,3 kJ
C (grafite) � O2 (g) CO2 (g) ΔH � �393,3 kJ
2 C (grafite) � 2 O2 (g) 2 CO2 (g) ΔH � �786,6 kJ
Enfim, como podemos observar, é perfeitamente válido dar às equações termoquímicas um trata-
mento matemático (adições, subtrações, multiplicações, divisões, inversões etc.), desde que as opera-
ções efetuadas incluam também os valores de ΔH.
É importante lembrar que as variações de entalpia das reações podem ser calculadas
por três caminhos:
• a partirdas entalpias de formação das substâncias que participam da reação;
• a partir das energias de ligação existentes nas moléculas das substâncias que participam
da reação;
• pela lei de Hess, somando algebricamente várias equações com variações de entalpia já
conhecidas, de modo a obter a equação (e a variação de entalpia) desejada.
a) A lei de Hess diz que a variação de de uma reação química depende apenas dos estados e
 da reação.
b) A lei de Hess é um caso particular do princípio da de .
c) As equações termoquímicas podem sofrer tratamentos matemáticos como , , etc., desde
que também se incluam os valores de da reação.
REVISÃO
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343
Capítulo 14 • TERMOQUÍMICA
51 (UFSM-RS) O acetileno é um gás que, ao queimar, pro-
duz uma chama luminosa, alcançando uma temperatura
ao redor de 3 000 °C. É utilizado em maçaricos e no cor-
te e solda de metais. A sua reação de decomposição é:
• C2H2 (g) 2 C (s) � H2 (g)
com ΔH � �226 kJ � mol�1
Baseando-se nessa reação, analise as afirmativas.
I. Invertendo o sentido da equação, o sinal da entalpia
não varia.
II. Há liberação de calor, constituindo-se numa reação
exotérmica.
III. A entalpia dos produtos é menor que a dos reagentes.
Está(ão) correta(s):
a) apenas I. c) apenas III. e) apenas II e III.
b) apenas II. d) apenas I e II.
52 (UFF-RJ) Um dos princípios da Termoquímica — o princí-
pio de Hess — estabelece: “O calor desprendido ou ab-
sorvido numa reação química depende, unicamente, dos
EXERCÍCIOS
estados inicial e final, independendo de quaisquer esta-
dos intermediários”.
Considere, à temperatura de 500 K, a reação:
• Ag (s) � 1
2
 Cl2 (g) AgCl (s)
com ΔH0 � �106,12 kJ
e as equações:
I. AgCl (s) Ag (s) � 1
2
Cl (g)
II. 2 Ag (s) � Cl2 (g) 2 AgCl (s)
III. 2 AgCl (s) 2 Ag (s) � Cl2 (g)
As equações indicadas por I, II e III têm seus respectivos
valores de ΔH0, em kJ, iguais a:
a) 106,12; �212,24; 212,24
b) �106,12; 212,24; �212,24
c) 106,12; �212,24; �212,24
d) �106,12; �212,24; 212,24
e) 106,12; 212,24; �212,24
EXERCÍCIO RESOLVIDO
53 Dadas as equações termoquímicas:
S (s) � O2 (g) SO2 (g) ΔH1 � �296,8 kJ
SO2 (g) �
1
2
 O2 (g) SO3 (g) ΔH2 � �97,8 kJ
pede-se calcular o calor da reação (variação de entalpia) indicada pela equação abaixo:
S (s) � 3
2
 O2 (g) SO3 (g) ΔH � ?
Resolução
De acordo com a lei de Hess, as equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações algébricas.
Aplicando essa ideia às duas equações dadas, temos:
S (s) � O2 (g) SO2 (g) ΔH1 � �296,8 kJ
SO2 (g) �
1
2
 O2 (g) SO3 (g) ΔH2 � �97,8 kJ
S (s) � 3
2
 O2 (g) SO3 (g) ΔH � ΔH1 � ΔH2
ΔH � �394,6 kJ
Essa resolução pode ser acompanhada pelo gráfico seguinte (siga a sequência ΔH1, ΔH2 e ΔH):
54 Dadas as equações termoquímicas:
C (grafite) � O2 (g) CO2 (g) ΔH1 � �393,3 kJ
C (diamante) � O2 (g) CO2 (g) ΔH2 � �395,2 kJ
calcule a variação da entalpia da transformação: C (grafite) C (diamante) ΔH � ?
Entalpia kJ
(substâncias simples) 0
– 296,8
– 394,6
SO3 (g)
ΔH1
ΔH2
ΔH
S (s) + O2 (g)
3
2
SO2 (g) + O2 (g)
1
2
EXERCÍCIO RESOLVIDO
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344
• Fundamentos da Química
EXERCÍCIO RESOLVIDO
55 (PUC-PR) Dadas as seguintes equações termoquímicas:
I. NO (g) � 1
2
 O2 (g) NO2 (g) � 13,5 kcal
II. 1
2
 N2 (g) � O2 (g) NO2 (g) � 8,1 kcal
Calcule o ΔH para a reação abaixo:
1
2
 N2 (g) �
1
2
 O2 (g) NO (g)
O valor encontrado será de:
a) �21,6 kcal c) �20,6 kcal e) �5,4 kcal
b) �21,6 kcal d) �5,4 kcal
56 (UPF-RS) Em um conversor catalítico, usado em veículos
automotores no cano de escape para redução da polui-
ção atmosférica, ocorrem várias reações químicas, sendo
que uma das mais importantes é:
CO (g) � 1
2
 O2 (g) CO2 (g)
Sabendo-se que as entalpias das reações citadas abaixo são:
C (grafite) � 1
2
 O2 (g) CO (g)
ΔH1 � �26,4 kcal
C (grafite) � O2 (g) CO2 (g)
ΔH2 � �94,1 kcal
Resolução
Neste problema, ao contrário do anterior, se somarmos as duas equações dadas, na forma como elas estão escritas, não
obteremos a equação pedida. No entanto, bastará inverter a segunda equação (e o valor do ΔH2 correspondente) e
somá-la à primeira, que chegaremos à equação termoquímica pedida:
Equação inalterada: C (grafite) � O2 (g) CO2 (g) ΔH1 � �393,3 kJ
Equação invertida: CO2 (g) C (diamante) � O2 (g) � ΔH2 � �395,2 kJ
Soma: C (grafite) C (diamante) ΔH � ΔH1 � (�ΔH2) ⇒ ΔH � �1,9 kJ
pode-se afirmar que a reação inicial é:
a) exotérmica e libera 67,7 kcal/mol.
b) exotérmica e libera 120,5 kcal/mol.
c) exotérmica e absorve 67,7 kcal/mol.
d) endotérmica e absorve 120,5 kcal/mol.
e) endotérmica e absorve 67,7 kcal/mol.
57 (UFRGS-RS) O metano, principal componente do gás
natural, pode sofrer combustão incompleta segundo a
reação descrita pela equação abaixo.
2 CH4 (g) � 3 O2 (g) 2 CO (g) � 4 H2O (l)
Considere as seguintes equações termoquímicas.
• CH4 (g) � 2 O2 (g) CO2 (g) � 2 H2O (l)
ΔH 0 � �890,0 kJ
• 2 CO (g) � O2 (g) 2 CO2 (g)
ΔH 0 � �566,0 kJ
Dadas essas equações termoquímicas, é possível obter o
valor de ΔH 0 da equação acima. Esse valor é, em kJ:
a) �324,0
b) �607,0
c) �1.214
d) �1.456
e) �2.346
58 Sabendo que os calores de combustão do enxofre monoclínico e do enxofre rômbico são, respectivamente, �297,2 kJ/mol
e �296,8 kJ/mol, calcule a variação de entalpia na transformação de 1 mol de enxofre rômbico em enxofre monoclínico.
Resolução
Quando o enunciado do problema é apresentado em linguagem corrente — isto é, em linguagem não-matemática —,
aconselhamos, como primeiro passo, a “tradução” desse enunciado para a forma de equações termoquímicas. Nesse
caso, a partir do enunciado, resultam:
S (mon.) � O2 (g) SO2 (g) ΔH1 � �297,2 kJ/mol
• equações “dadas”
S (rômb.) � O2 (g) SO2 (g) ΔH2 � �296,8 kJ/mol
• equação pedida: S (rômb.) S (mon.) ΔH � ?
Assim sendo, temos:
1a eq. dada (invertida): SO2 (g) S (mon.) � O2 (g) �ΔH1 � �297,2 kJ/mol
2a eq. dada (inalterada): S (rômb.) � O2 (g) SO2 (g) ΔH2 � �296,8 kJ/mol
Soma: S (rômb.) S (mon.) ΔH � (�ΔH1) � ΔH2 ⇒ ΔH � �0,4 kJ/mol
59 (Vunesp) Silício elementar, na forma sólida, pode ser obtido pela reação entre dióxido de silício pulverizado e magnésio
metálico.
a) Escreva a equação balanceada da reação, indicando os estados de agregação de reagentes e produtos.
b) Calcule a variação de entalpia desse processo químico a partir das entalpias de reação dadas a seguir:
Si (s) � O2 (g) SiO2 (s) ΔH1 � �910,9 kJ/mol
Mg (s) � 1
2
 O2 (g) MgO (s) ΔH2 � �601,8 kJ/mol
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345
Capítulo 14 • TERMOQUÍMICA
EXERCÍCIO RESOLVIDO
60 São dadas as equações termoquímicas:
I. C (grafite) � O2 (g) CO2 (g) ΔH1 � �94,1 kcal
II. H2 (g) �
1
2
 O2 (g) H2O (l) ΔH2 � �68,3 kcal
III. CH4 (g) � 2 O2 (g) CO2 (g) � 2 H2O (l) ΔH3 � �212,8 kcal
Calcule o valor do ΔH da reação:
IV. C (grafite) � 2 H2 (g) CH4 (g) ΔH � ?
Resolução
Vimos no exercício 54 que uma das equações ficou inalterada, e a outra, invertida. Em exemplos mais complicados,
como vamos adivinhar qual das equações será invertida? Ou ainda qual das equações será multiplicada (ou dividida)
por um número conveniente? Enfim, como devemos arrumar as equações dadas, de modo que a soma delas venha
realmente a produzir a equação pedida?
Na verdade, não precisamos de adivinhações; basta compreender o seguinte roteiro:
a) Assinale quais são as substâncias que aparecem na equação pedida e seus respectivos coeficientes — neste
caso, temos: no 1o membro da equação IV, C (grafite) e 2 H2 (g); e, no 2
o membro, CH4 (g).
b) Assinale também onde essas mesmas substâncias aparecem nas equações dadas (considere apenas as substân-
cias que aparecem num único lugar, nas equações dadas).
c) Arrume cada equaçãodada (invertendo-a, multiplicando-a ou dividindo-a por um número conveniente) de modo
a obedecer a ordem e os coeficientes da equação pedida.
Ao arrumar as equações, temos, neste problema, a seguinte situação:
• Na equação pedida IV, a primeira substância é C (grafite); na equação dada I, o C (grafite) já está no 1o membro
e com coeficiente 1, como queremos. Conclusão: a equação I deve permanecer inalterada.
• Na equação pedida IV, a segunda substância é 2 H2 (g); na equação dada II, o H2 (g) está no 1
o membro, porém
com coeficiente 1. Conclusão: a equação II deve ser multiplicada por 2.
• Na equação pedida IV, a terceira substância é CH4 (g), que está no 2
o membro; na equação dada III, o CH4 (g) tem
coeficiente 1, mas está no 1o membro. Conclusão: a equação III deve ser invertida.
d) Some as equações assim alteradas, obtendo a equação pedida.
O que acabamos de explicar pode ser resumido no seguinte esquema:
Com esses critérios, vamos agora somar as equações dadas:
Eq. I inalterada C (grafite) � O2 (g) CO2 (g) ΔH1 � �94,1 kcal
Eq. II multiplicada por 2 2 H2 (g) � O2 (g) 2 H2O (l) 2 � ΔH2 � �136,6 kcal
Eq. III invertida CO2 (g) � 2 H2O (l) CH4 (g) � 2 O2 (g) �ΔH3 � �212,8 kcal
Soma C (grafite) � 2 H2 (g) CH4 (g) ΔH � ΔH1 � 2 � ΔH2 � ΔH3
ΔH � �17,9 kcal
CO2 (g) ΔH1 � �94,1 kcal
ΔH2 � �68,3 kcal
ΔH3 � �212,8 kcal
H2O (l)
I
II
III
� O2 (g)
1
2
Equação pedida
Invertida
Equações dadas
Multiplicada por 2
Inalterada
CH4 (g)
CH4 (g) 
H � ?�
C (grafite)
C (grafite)
� O2 (g)
H2 (g)
2 H2 (g)
� 2 O2 (g) CO2 (g) � 2 H2O (l)
IV
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• Fundamentos da Química
346
EXERCÍCIO RESOLVIDO
Δ
Entalpias de reação em kJ/mol
1a) 6 C (s) � 3 O2 (g) � 6 H2 (g) C6H12O6 (aq) ΔH1 � �1.263
2a) H2 (g) �
1
2
 O2 (g) H2O (l) ΔH2 � �286
3a) CO2 (g) C (s) � O2 (g) ΔH3 � 394
Resolução
Organizando as equações dadas:
1a equação invertida: C6H12O6 (aq) 6 C (s) � 3 O2 (g) � 6 H2 (g) �ΔH1 � �1.263 kJ
2a equação 	 6: 6 H2 (g) � 3 O2 (g) 6 H2O (l) 6 � ΔH2 � �1.716 kJ
3a equação invertida 	 6: 6 C (s) � 6 O2 (g) 6 CO2 (g) �6 � ΔH3 � �2.364 kJ
Soma: C6H12O6 (aq) � 6 O2 (g) 6 CO2 (g) � 6 H2O (l) ΔH � �2.817 kJ
E, por meio de um cálculo estequiométrico, obtemos:
Temos, então, mais um exemplo de cálculo estequiométrico associado aos cálculos da Termoquímica.
Alternativa e
1 mol de C6H12O6 � 180,0 g 2.817 kJ
1 g x
x � 15,65 kJ
61 (UFC-CE) O gás de água, uma importante mistura cons-
tituída de CO e H2, utilizada na indústria, é preparado
fazendo-se passar um fluxo de água gasosa sobre carvão,
a 1.000 °C, segundo a equação:
C (s) � H2O (g) CO (g) � H2 (g)
Considere as seguintes informações:
• C (s) � O2 (g) CO2 (g)
ΔH0f � �393,5 kJ
• 2 H2 (g) � O2 (g) 2 H2O (g)
ΔH0f � �483,6 kJ
• 2 CO (g) � O2 (g) 2 CO2 (g)
ΔH0f � �566,0 kJ
Calcule o valor de ΔH f
0 para a formação do gás de água
(1ª equação dada) e classifique a reação do ponto de
vista termodinâmico.
62 (Cesgranrio-RJ) O gás hilariante (N2O) tem característi-
cas anestésicas e age sobre o sistema nervoso central,
fazendo com que as pessoas riam de forma histérica. Sua
obtenção é feita a partir de decomposição térmica do
nitrato de amônio (NH4NO3), que se inicia a 185 °C, de
acordo com a seguinte equação:
NH4NO3 (s) N2O (g) � 2 H2O (g)
No entanto, o processo é exotérmico e a temperatura
fornecida age como energia de ativação. Sabe-se que as
formações das substâncias N2O, H2O e NH4NO3 ocorrem
através das seguintes equações termoquímicas:
• N2 (g) �
1
2
 O2 (g) N2O (g) � 19,5 kcal
• H2 (g) �
1
2
 O2 (g) H2O (g) � 57,8 kcal
• N2 (g) � 2 H2 (g) �
3
2
 O2 (g)
NH4NO3 (s) � 87,3 kcal
A quantidade de calor liberada, em kcal, no processo de
obtenção do gás hilariante é:
a) 8,8 c) 28,3 e) 183,4
b) 17,6 d) 125,6
63 (UFRGS-RS) Considere as seguintes equações termo-
químicas.
• CH3OH (l) �
3
2
O2 (g) CO2 (g) � 2H2O (l)
ΔH 0f(298 K) � �726 kJ
• H2 (g) �
1
2
O2 (g) H2O (l)
ΔH 0f(298 K) � �286 kJ
• C (grafite) � O2 (g) CO2 (g)
ΔH 0f(298 K) � �393 kJ
Combinando essas equações, é possível obter o valor da
entalpia padrão de formação do metanol a 25 °C. Esse
valor, em kJ, é aproximadamente igual a:
a) �726 c) �47 e) �726
b) �239 d) �239
64 (Mackenzie-SP) Dada a reação: C6H12O6 (aq) � 6 O2 (g) 6 CO2 (g) � 6 H2O (l)
Consideradas as entalpias de reação abaixo, a energia liberada na reação do metabolismo de 1,0 g de glicose no
organismo é:
(Dado: massa molar da glicose � 180,0 g/mol)
a) 2.817,0 kJ b) 10,8 kJ c) 3,2 kJ d) 7,6 kJ e) 15,65 kJ
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Capítulo 14 • TERMOQUÍMICA
347
65 (Fatec-SP) As reações de combustão do etanol e do heptano
podem ser representadas pelas seguintes equações:
• C2H5OH � 3 O2
2 CO2 � 3 H2O � 1,5 � 10
3 kJ/mol
• C7H16 � 11 O2
7 CO2 � 8 H2O � 4,5 � 10
3 kJ/mol
Queima-se uma quantidade suficiente de etanol para
obter a mesma energia que se obtém na queima de um
mol de heptano.
Nessas condições, na queima do etanol, a quantidade de
mols de CO2 formado é:
a) 2 b) 3 c) 5 d) 6 e) 9
66 (UCSal-BA) Considere as reações químicas representadas
por:
• HgO (s) � 90 kJ Hg (l) � 1
2
 O2 (g)
• CH4 (g) � 2 O2 (g)
CO2 (g) � 2 H2O (g) � 900 kJ
Que quantidade, em mols, de metano deve ser queima-
da para suprir a energia necessária à decomposição de
100 mols de HgO?
a) 2,0 mols d) 10 mols
b) 4,0 mols e) 20 mols
c) 5,0 mols
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
67 (Uerj) Um dos processos de controle de dióxido de car-
bono em atmosferas artificiais consiste na utilização do
hidróxido de lítio, que, após a hidratação, seguida de
carbonatação, elimina o referido gás do ambiente. São
apresentadas abaixo duas das três equações que descre-
vem esse processo.
1a etapa:
LiOH (s) � H2O (g) LiOH � H2O (s)
ΔH � �14,5 kcal
Reação global:
2 LiOH (s) � CO2 (g) Li2CO3 (s) � H2O (g)
ΔH � �21,4 kcal
Escreva a equação termoquímica correspondente à se-
gunda etapa do processo descrito.
68 (UFSCar-SP) Considere as equações:
• Ca2� (g) � 2 Cl� (g) CaCl2 (s)
ΔH � � 2.260 kJ/mol
• Ca2� (g) Ca2� (aq)
ΔH � �1.657 kJ/mol
• Cl� (g) Cl� (aq)
ΔH � �340 kJ/mol
A entalpia de dissolução, em kJ/mol, do cloreto de cálcio
em água, é:
a) �714 d) �77
b) �263 e) �263
c) �77
69 (Fuvest-SP) Considere a reação de fotossíntese e a reação
de combustão da glicose representadas abaixo:
6 CO2 (g) � 6 H2O (l) C6H12O6 (s) � 6 O2 (g)
C6H12O6 (s) � 6 O2 (g) 6 CO2 (g) � 6 H2O (l)
Sabendo-se que a energia envolvida na combustão de
um mol de glicose é 2,8 � 106 J, ao sintetizar meio mol
de glicose, a planta:
a) libera 1,4 � 106 J. d) absorve 2,8 � 106 J.
b) libera 2,8 � 106 J. e) absorve 5,6 � 106 J.
c) absorve 1,4 � 106 J.
70 (UFRN) É possível sintetizar o metano (CH4) gasoso a partir
da reação do carbono (C) sólido com hidrogênio (H2)
gasoso.
Considere os valores de variação de entalpia, nas condi-
ções normais de temperatura e pressão expressos nas
seguintes equações:
• C (s) � O2 (g) CO2 (g)
ΔH � �393,5 kJ/mol
• H2 (g) �
1
2
 O2 (g) H2O (l)
ΔH � �285,8 kJ/mol
• CH4 (g) � 2 O2 (g) CO2 (g) � 2 H2O (l)
ΔH � �890,3 kJ/mol
A partir dos dados acima, o tipo de reação e a variação
de entalpia para a síntese do metano podem ser repre-
sentados pelo gráfico:
a)
Clorofila
Luz
C (s)
CH4 (g)
� 2 H2 (g)
H
ΔH = �74,8 kJ/mol
C (s)
CH4 (g)
� 2 H2 (g)
H
ΔH = �211 kJ/mol
C (s)
CH4 (g)
� 2 H2 (g)
H
ΔH = �74,8 kJ/mol
C (s)
CH4 (g)
� 2 H2 (g)
H
ΔH = �211 kJ/mol
d)
b)
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• Fundamentos da Química
348
Aprendemos, nos itens anteriores, que a variação de entalpia (ΔH) mede a quantidade de calor
liberada ou absorvida numa reação em sistema aberto.
Antigamente acreditava-se que seria espontânea toda reação que liberassecalor, e vice-versa. Atual-
mente, contudo, conhecem-se processos que são espontâneos, apesar de absorverem calor; é o caso da
evaporação da água:
H2O (l) H2O (v) ΔH � �43,7 kJ
Concluímos, então, que deve haver algum outro fator, além da liberação de calor, que influi na espon-
taneidade de um processo. Esse novo fator é a tendência natural de todo sistema de caminhar para uma
situação de maior desordem. É o que acontece no exemplo acima: ao passarem do estado líquido para
o gasoso, as moléculas de água ficam mais “livres”, mais “soltas”, isto é, em maior desordem.
Para avaliar o grau de desordem de um sistema, os cientistas imaginaram uma grandeza denomi-
nada entropia, usualmente designada por S, tal que:
Aumento de desordem Aumento de entropia
Matematicamente, temos: ΔS � Sfinal � Sinicial � 0
O contrário acontece no caso de diminuição da desordem ou aumento da ordem no sistema.
Juntando as duas ideias:
• uma reação é espontânea quando libera calor;
• uma reação é espontânea quando há aumento de desordem no sistema.
Criou-se uma nova grandeza, chamada energia livre (G), tal que sua variação obedece à seguinte
relação matemática:
7 ENTROPIA E ENERGIA LIVRE
Você pode observar
O estudo dos calores das reações e a criação da ideia de entalpia foram
muito importantes no desenvolvimento da Termoquímica. Como sempre acon-
tece, porém, novas observações e novas experiências estimulam os cientistas a
melhorar as explicações dos fenômenos da natureza.
Agora pode-se dizer com maior segurança que:
A reação é espontânea quando ΔG � 0 e não espontânea quando ΔG � 0.
As ideias de variação de entropia (ΔS) e de variação da energia livre (ΔG) — que complementam a
ideia de variação de entalpia (ΔH ) — constituem um bonito exemplo da evolução da ciência. Como já
dissemos em ocasiões anteriores, à proporção que novas observações são feitas e novos dados são
coletados, novas ideias surgem, visando explicar melhor os fatos da natureza. No entanto, a explicação
dos fenômenos somente se torna completa depois que novas grandezas (e novas medidas) são criadas,
tornando possível traduzir a conclusão final em uma fórmula matemática.
ΔG � ΔH � T � ΔS em que
ΔG é a variação de energia livre.
ΔH é a variação de entalpia.
T é a temperatura absoluta da reação.
ΔS é a variação de entropia.
(T � ΔS é chamada “energia de organização”).
a) A entropia, designada por , mede o grau de de um sistema material.
b) A variação de energia livre, designada por , depende da variação de , da variação de e
da do sistema.
c) Uma reação é espontânea quando a variação da energia livre é que zero.
REVISÃO
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Capítulo 14 • TERMOQUÍMICA
349
EXERCÍCIO RESOLVIDO
EXERCÍCIOS
71 (UFRN) Um mol de água deve apresentar maior entropia
quando estiver no estado:
a) líquido.
b) gasoso.
c) sólido.
d) líquido ou sólido, independendo da temperatura am-
biente.
e) líquido ou sólido, dependendo da forma do recipien-
te que contém a água.
72 (Uece) Para avaliar o “grau de desordem” de um siste-
ma, os cientistas idealizaram uma grandeza denominada
entropia, usualmente designada por S, tal que:
1. Aumento de Desordem ⇒ Aumento de Entropia
ΔS � 0 ⇒ Sfinal � Sinicial
2. Aumento de Ordem ⇒ Diminuição de Entropia
ΔS � 0 ⇒ Sfinal � Sinicial
A transformação em que ocorre diminuição de entropia é:
a) Ferro (s) Ferro (l)
b) C6H6 (l) � 3 H2 (g) C6H12 (l)
c) 2 O3 (g) 3 O2 (g)
d) H2O (l) H2O (v)
73 (CeuB-DF) A reação de combustão do etanol pode ser
representada pela seguinte equação:
C2H5OH (l) � 3 O2 (g)
2 CO2 (g) � 3 H2O (g)
Esta transformação pode ser classificada como:
a) exotérmica com diminuição da entropia
b) exotérmica com aumento da entropia
c) endotérmica com diminuição da entropia
d) endotérmica com aumento da entropia
e) uma reação atérmica
Fusão
Vaporização
78 (Unitau-SP) Na reação de formação do gás de água, a
25 °C e 1 atm, temos ΔH � 31,4 kcal/mol e
ΔS � �0,032 kcal/K � mol.
a) Qual é o ΔG?
b) A reação ocorre nessa temperatura?
79 (UFPE) Grande parte da energia necessária à vida humana
provém da oxidação do açúcar no organismo, gerando
dióxido de carbono e água, conforme a reação a seguir.
C6H12O6 � 6 O2 a CO2 � b H2O
ΔG � �686 kcal/mol
Com relação a esta reação podemos afirmar que os coe-
ficientes a e b são, respectivamente:
a) 12 e 18 e a reação é espontânea.
b) 6 e 6 e a reação é espontânea.
c) 6 e 8 e a reação não é espontânea.
d) 4 e 6 e a reação é espontânea.
e) 6 e 12 e a reação não é espontânea.
80 Acima de que temperatura a reação
1
2
 I2 (g) �
1
2
 Cl2 (g) ICl (g) torna-
-se espontânea?
(Dados: ΔH � 8,4 kcal/mol; ΔS � 37 cal/K � mol)
Resolução
Uma reação torna-se espontânea quando ΔG � 0.
Ora, sendo ΔG � ΔH � T � ΔS, devemos ter
ΔH � T � ΔS � 0, ou seja, T � ΔS � ΔH . Substituindo os
valores dados no problema, temos:
T � 37 � 8.400 ⇒
⇒ T � 227 K ou t � �46 °C
81 Acima de que temperatura a reação
H2 (g) �
1
2
 O2 H2O (g) torna-se espontâ-
nea? (ΔH � �58,1 kcal/mol; ΔS � �10,6 kcal/K � mol)
EXERCÍCIO RESOLVIDO
74 Calcule a variação de entropia (ΔS) da reação
H2 (g) � I2 (g) 2 HI (g) a 25 °C, sa-
bendo que, nessa temperatura, as entropias padrão são:
H2 (g) � 31,2 cal/K � mol; I2 (g) � 27,9 cal/K � mol;
HI (g) � 49,3 cal/K � mol.
Resolução
H2 (g) � I2 (g) 2 HI (g)
31,2 27,9 2 � 49,3
59,1 98,6
ΔS � Sfinal � Sinicial
ΔS � 98,6 � 59,1 ⇒ ΔS � 39,5 cal/K � mol
Esse valor corresponde à formação de 2 mols de HI;
portanto, para 1 mol de HI temos (dividindo por dois):
ΔS � 19,75 cal/K � mol
75 Calcule a variação de entropia da reação
H2 (g) �
1
2
 O2 (g) H2O (g). (Entropias
padrão, na temperatura da reação, em cal/K � mol:
H2 (g) � 31,2; O2 (g) � 49,0; H2O (g) � 45,1)
EXERCÍCIO RESOLVIDO
77 (FEI-SP) Para uma reação, sabe-se que ΔH � 20 kcal/mol
e ΔS � 80 cal/mol � K. Qual é o ΔG dessa reação a
1.000 K?
Resolução
ΔG � ΔH � T � ΔS
ΔG � 20.000 � 1.000 � 80
ΔG � �60.000 cal/mol ou
ΔG � �60 kcal/mol
76 Qual é a variação de entropia da reação:
6 C (grafite) � 3 H2 (g) C6H6 (l)? (Entropias
padrão, em cal/K � mol; C (grafite): 1,4; H2 (g): 31,2;
C6H6 (l): 41,3)
R
ep
ro
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84
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19
98
.
• Fundamentos da Química
350
LEITURA
A PRODUÇÃO E O CONSUMO DE ENERGIA
Atualmente, as principais fontes de energia
são: o carvão mineral, o petróleo e o gás
natural.
Além do grande consumo de petróleo, o
Brasil deve boa parte da energia às suas usinas
hidrelétricas. Períodos de seca prolongada, po-
rém, reduzem a quantidade de água nas repre-
sas, o que pode provocar o racionamento de
energia elétrica ou os apagões. No curto prazo,
procurou-se a alternativa das usinas termelé-
tricas. Estas, no entanto, consomem grandes
quantidades de combustível — derivados do pe-
tróleo ou gás natural — e ocasionam poluição.
É bom lembrar que o carvão mineral, o pe-
tróleo e o gás natural são fontes de energia:
• não-renováveis; portanto, mais cedo ou mais
tarde, irão esgotar-se;
• poluidoras, pois os gases produzidos em
suas combustões comprometem a atmosfe-
ra terrestre.
Considerando o aumento da população
terrestre e o aumento de consumo de energia
por habitante, concluímos que a manutenção
do desenvolvimento humano só será possível
se houver:
• produção de mais energia, por meio de no-
vos processos que sejam econômicos e não
poluidores;
• economia de energia, com o uso de máqui-
nas e aparelhos mais eficientes e com a ree-
ducação de pessoas e nações.
Vejamos, então, algumas fontes alternati-
vas de energia.
a) Energia nuclear — As usinas atômicas atuais
produzem energia pela fissão do urânio (com-
bustível não-renovável). A quantidade de ener-
gia produzida é grande (1 g de urânio-235 equi-
vale a 13,7 barris de petróleo); o processo, po-
rém, é caro e oferece o perigo de a radioativi-
dade escapar em caso de acidente.