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TERMOQUÍMICA
ENTALPIA REAÇÕES 
ENDOTÉRMICAS E EXOTÉRMICAS
TERMOQUÍMICA
É a parte da Termodinâmica que estuda as trocas térmicas 
verificadas entre as transformações físicas ou químicas, com ou sem 
alteração da natureza química da substância, à pressão constante 
(transformação isobárica) e numa dada temperatura e suas vizinhanças 
(o meio exterior envolvente).
ENTALPIA(H)
Avalia o conteúdo energético armazenado por um sistema numa 
transformação à pressão constante e numa dada temperatura.
Observação
Por ser um conteúdo energético, a entalpia deve ser expressa em 
unidades que são usadas para a medição do trabalho e energia 
(Joule, Caloria, etc).
É muito frequente a associação entre a quantidade de energia com 
a quantidade de matéria (Joule/mol, Caloria/grama, etc).
VARIAÇÃO DE ENTALPIA (∆H)
Por se tratar de uma função de estado, a entalpia não é uma 
grandeza absoluta, logo esta precisa ser medida entre dois pontos 
(instantes) da transformação analisada. Sendo assim é comum falarmos 
de variação de entalpia. Quando nos referimos a algum valor de entalpia 
pontual, é porque foi arbitrariamente escolhido um valor que servirá 
como referencial.
∆H = H(estado final) – H(estado inicial) 
Cálculo do ∆H de uma dada transformação:
Considere a transformação representada pela equação abaixo:
(x)A + (y)B → (z)C + (w)D, onde x, y, z e w representam os coeficientes 
(número de mols) de cada espécie participante da transformação.
∆H = H(estado final) – H(estado inicial) = ∑ H(produtos) – ∑ H(reagentes)
∆H =[(z) HC+(w) HD] – [(x) HA +(y) HB] 
REAÇÕES ENDOTÉRMICAS
PRINCIPAIS 
CARACTERÍSTICAS
ABSORVE 
CALOR
H(PRODUTOS) > 
H(REAGENTES)
DH > 0
Equação 
Termoquímica
H2(g) + I2(g) → 2HI(g) ∆H = +12,4 Kcal
4C(grafite) + S8(rômbico) → 4CS2() ∆H = +12,4 
Kcal
REAÇÕES EXOTÉRMICAS
PRINCIPAIS 
CARACTERÍSTICAS
LIBERA CALOR
H(PRODUTOS) > 
H(REAGENTES)
DH < 0
Equação 
Termoquímica
1/2H2(g) + 1/2Br2(g) → 2HBr(g) ∆H = -8,7 
Kcal
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + H2O() ∆H = -212 
Kcal.mol-1
Liberam calor
O ambiente é 
aquecido
Absorvem calor
O ambiente 
se resfria
Termoquímica
Processos 
Exotérmicos
Processos 
Endotérmicos
REPRESENTAÇÃO GRÁFICA:
 
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TERMOQUÍMICA
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ENERGIA DE ATIVAÇÃO (EAT)
É uma quantidade de energia absorvida pelas moléculas dos 
reagentes necessária para promover a quebra de ligações químicas 
que originará a formação das moléculas dos produtos.
En
er
gi
a 
(k
J/
m
ol
)
∆H
Ea
Complexo ativado
Coordenada de reação
Exercício Resolvido
01. Considere a representação gráfica abaixo:
0
226
560
H2(g) + 2C (grafite)
C2H2(g)
H(kJ)
Caminho da Reação
Determine:
a) A variação de entalpia da reação.
b) O valor da energia de ativação da reação.
Resolução: 
a) ∆H = HP – HR = (226) – (0) = + 226 Kj
b) Eat = H(complexo ativado) – HR = (560) – (0) = + 560kJ 
TIPOS DE CALORES OU ENTALPIAS
ENTALPIA DE FORMAÇÃO
REAÇÃO DE FORMAÇÃO
É a síntese total de uma determinada substância, ou seja, 
é a obtenção da substância a partir de substâncias elementares 
(substâncias simples).
Exemplo:
Formação da Amônia (NH3) - N2 + 3H2 → 2NH3
ESTADO PADRÃO
É o estado físico e/ou alotrópico de maior abundância de uma 
determinada substância na pressão e temperatura consideradas para 
a reação.
Exemplos:
SUBSTÂNCIA
PADRÃO A 
1 ATM E 25OC
FORA DO PADRÃO A 
1 ATM E 25OC
Água H2O() 
A água nos estados físicos 
sólido e gasoso.
Dióxido de 
Carbono
CO2(g)
O dióxido de carbono nos 
estados físicos sólido e 
líquido.
Oxigênio O2(g)
O oxigênio nos estados 
físicos sólido e líquido como 
também o ozônio (O3) em 
todos os seus estados físicos.
Carbono Cgrafite(s)
O diamante em todos os 
seus estados físicos como 
também o grafite nos 
estados líquido e gasoso.
ENTALPIA PADRÃO DE FORMAÇÃO (∆HF
O)
É a variação de entalpia de uma reação de formação de 1 mol de 
uma substância numa dada pressão e temperatura em que todas as 
substâncias da mesma se encontram nas condições padrão.
Exemplos:
SUBSTÂNCIA EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA
Água H2(g) + 1/2O2(g) → H2O() ∆HF
o = –68,3Kcal.
mol-1
Dióxido de 
Carbono
C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ∆HF
o = –94,1Kcal.mol-1
Amônia
1/3H2(g) + 1/2N2(g) → NH3(g) ∆HF
o = 
–11,04Kcal.mol-1
Ácido Sulfúrico
H2(g) + S(rômbico) +2O2(g) → H2SO4() 
∆HF
o = –193,9Kcal.mol-1
Glicose
6H2(g) + 3O2(g) + 6C(grafite) → C6H12O6(s) 
∆HF
o = –1271Kcal.mol-1
Obs.: Esses valores de ∆H são obtidos a 1 atm e 25°C.
Relação entre entalpia e estado físico: 
∆HF (sólido) < ∆HF (líquido) < ∆HF (gasoso)
H2O(v)
Entalpia (H)
H2O()
H2O(s)
∆Hsublimação = – 51,2 kJ
∆Hvaporização = + 43,9 kJ ∆Hliquefação = – 43,9 kJ
∆Hsolidificação = – 7,3 kJ
∆Hfusão = + 7,3 kJ
∆Hsublimação = + 51,2 kJ
A Entalpia de formação de uma substância elementar no estado 
padrão é sempre igual a ZERO.
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TERMOQUÍMICA
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Entalpia de Formação (Hf) nos casos de alotropia
0 _
_
grafite
diamante _
_0 rômbico
monoclínico _
_0 P4(branco)
(P4)n(vermelho)_
_0 O2(oxigênio)
O3(ozônio)>0 >0 >0 >0
Carbono Enxofre(S8) Oxigênio Fósforo
ENTALPIA PADRÃO DE COMBUSTÃO (∆HC
O)
É a variação de entalpia de uma reação de combustão total 
de 1 mol de uma substância, combustível, numa dada pressão e 
temperatura em que todas as substâncias da mesma se encontram 
nas condições padrão.
Exemplos:
SUBSTÂNCIA 
COMBUSTÍVEL
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA
Hidrogênio
H2(g) + 1/2O2(g) → H2O() 
∆HC
o = -68,3Kcal.mol-1 
Carbono
C(grafite) + O2(g) → CO2(g) 
∆HC
o = -94,1Kcal.mol-1
Metano
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + H2O() 
∆HC
o = -212Kcal.mol-1
Etanol
C2H6O() + 3O2(g) → 2CO2(g) +3H2O() 
∆HC
o = -326,5Kcal.mol-1
Glicose
C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) +6H2O() 
∆HC
o = -673Kcal.mol-1
Obs.: Esses valores de ∆H são obtidos a 1 atm e 25°C.
PODER CALORÍFICO DE UM COMBUSTÍVEL
É a quantidade calor liberada na combustão de uma substância 
ou mistura combustível pelo consumo de uma unidade de massa da 
mesma.
Exemplos:
COMBUSTÍVEL PODER CALORÍFICO (KJ.KG-1)
Gasolina 45000
Petróleo 44000
Gás Natural 42000
Carvão 27000
Madeira Seca 19000
Exercício Resolvido
02. O calor de combustão do benzeno é igual a 781Kcal.mol-1. 
Determine:
a) O poder calorífico do benzeno em Kcal.g-1.
b) O valor da entalpia de formação do benzeno, em Kcal.mol-1.
c) Considerando que benzeno e hexano apresentam densidades 
iguais, qual o volume de benzeno capaz de liberar a mesma 
quantidade de calor liberada por 100 Litros de hexano?
Dados: Entalpias Padrão de Formação:
Dióxido de carbono gasoso = –94 Kcal.mol-1.
Água Líquida = –68 Kcal.mol-1.
Entalpia de Combustão do Hexano = –996Kcal.mol-1. 
Resolução:
a) Benzeno:C6H6 → Massa molar = 6(12) + 6(1) = 78 gmol
-1. 
1mol → 78g à 781 kcal
1g → Pc 
Pc = 781/78 = 10,01 kcal.g-1. 
b) Reação de combustão do benzeno:
C6H6() + 15/2O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O() 
∆H = HP –HR = [6(-94) + 6(-68)] – [(H
o
f)benzeno – (0)] = -781
-972 –(Hof)benzeno = -781→ (H
o
f)benzeno = + 191 kcal.mol
-1.
ENTALPIA OU ENERGIA DE LIGAÇÃO 
(∆HL)
É a quantidade de energia absorvida por 1mol de uma 
determinada substância, no estado gasoso, necessária para promover 
o rompimento de todas as suas ligações químicas.
Exemplo:
ácido propanoico
C3H6O2(g) + ∆HL → 3C(g) + 6H(g) + 2O(g)
H C
H
H
C
H
H
C
O
O H
�HL = 5(C-H) + 2(C-C) + (C=O) +(O-H)
Para quebrar Ligações → Absorção de Energia → 
Processo Endotérmico (+)
Para formar Ligações → Liberação de Energia → 
Processo Exotérmico (-)
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Valores de Algumas Energias de Ligação em KJ.mol-1:
LIGAÇÃO
ENERGIA DE LIGAÇÃO
LIGAÇÃO
ENERGIA DE LIGAÇÃO
KCAL/MOL KJ/MOL KCAL/MOL KJ/MOL
C – C 83,2 347,8 I – I 36,1 150,9
C = C 146,8 613,6 C – H 98,8 412,9
C ≡ C 200,6 838,5 C – O 85,5 357,4
H – H 104,2 435,5 C = O 178,0 744,0
O = O 119,1 497,8 O – H 110,6 462,3
N ≡ N 225,8 943,8 H – F 135,0 564,3
F – F 37,0 154,6 H – C 103,1 430,9
C – C 57,9 242,0 H – Br 87,4 365,3
Br – Br 46,1 192,7 H – I 71,4 298,4
∆H de uma reação químicaem função dos valores das energias de ligação:
�H
somatóriodasenergias
�
detodas
as ligaçõesrompidasnosreagentees
de todas
as ligações formadasnos
�
�
�
�
�
� �
somatóriodasenergias
pprodutos
�
�
�
�
�
�
Obs.: Normalmente são fornecidos valores de energia ligação levando-se em conta somente o fenômeno de quebra ou de formação. Desta 
forma, se torna mais conveniente a expressão:
�H
somatóriodasenergias
�
detodas
as ligaçõesrompidasnosreagentees
de todas
as ligações formadasnos
�
�
�
�
�
� �
somatóriodasenergias
pprodutos
�
�
�
�
�
�
Exercício Resolvido
04. Determine a variação de entalpia da reação de hidrogenação 
total do acetileno (ou etino):
C2H2(g) + 2H2(g) → C2H6(g)
Sendo dados os seguintes valores de entalpias:
I. Entalpia de formação da água líquida igual a -68 Kcal.mol-1.
II. Entalpia de combustão do acetileno gasoso igual a -311 Kcal.mol-1.
III. Entalpia de combustão do etano gasoso igual a -373 Kcal.mol-1.
Resolução:
Equações:
IV. H2(g) + 1/2O2(g) → H2O() ∆H = -68 Kcal.mol
-1.
V. C2H2(g) + 5/2O2(g) → CO2(g) + H2O() ∆H = -311 Kcal.mol
-1.
VI. C2H6(g) + 7/2O2(g) → CO2(g) + H2O() ∆H = -373 Kcal.mol
-1.
Multiplicar a equação (I) por (II):
2H2(g) + O2(g) → 2H2O() ∆H =2(-68) = -136 Kcal.mol
-1.
Inverter a equação (II):
CO2(g) + H2O() → C2H2(g) + 5/2O2(g) ∆H = +311 Kcal.mol
-1.
Repetir a equação (III):
C2H6(g) + 7/2O2(g) → CO2(g) + H2O() ∆H = -373 Kcal.mol
-1.
_________________________________________________
C2H2(g) + 2H2(g) → C2H6(g) ∆H = (-136) + (+311) + (-373) = -198 Kcal.mol
-1.
Exercício Resolvido
03. Considerando os valores de energia de ligação da tabela 
acima, determine o ∆H da reação em kJ.mol-1:
H2(g) + C2(g) → 2 HC(g)
Resolução:
∆H = E(ligações quebradas) – E(ligações formadas) = [(H-H) + (C –C)] – [2(H-C)] = 
[(435,5) + (242,0)] – [2(430,9)] = –184,3 kJ.mol-1.
OUTROS TIPOS DE CALORES OU 
ENTALPIAS
ENTALPIA OU CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO
HC(aq) + NaOH(aq) → NaC(aq)+H2O() ∆H = –13,8 Kcal
ENTALPIA OU CALOR DE DISSOLUÇÃO
KNO3(s) + H2O() → KNO3(aq) → K+(aq) + NO3(aq) ∆H = +8,5 Kcal
LEI DE HESS
“A Variação de entalpia de uma reação química depende 
exclusivamente de seus estados final e inicial.”
177
TERMOQUÍMICA
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EXERCÍCIOS DE
FIXAÇÃO
01. (UDESC 2016) A Termoquímica estuda a energia e o calor 
associados a reações químicas e/ou transformações físicas de 
substâncias ou misturas. Com relação a conceitos, usados nessa área 
da química, assinale a alternativa incorreta.
a) A quebra de ligação química é um processo endotérmico. Já a 
formação de ligações são processos exotérmicos. Dessa forma, 
a variação de entalpia para uma reação química vai depender do 
balanço energético entre quebra e formação de novas ligações.
b) A variação de energia que acompanha qualquer transformação deve 
ser igual e oposta à energia que acompanha o processo inverso.
c) A entalpia H de um processo pode ser definida como o calor envolvido 
no mesmo, medido à pressão constante. A variação de entalpia do 
processo permite classificá-lo como endotérmico, quando absorve 
energia na forma de calor, ou exotérmico quando libera energia.
d) O fenômeno de ebulição e o de fusão de uma substância são 
exemplos de processos físicos endotérmicos.
e) A lei de Hess afirma que a variação de energia deve ser diferente, 
dependendo se um processo ocorrer em uma ou em várias etapas.
02. A produção de ferro, realizada em siderúrgicas, baseia-se de 
maneira genérica nas equações abaixo, onde a adição de carbonato 
de cálcio tem a função de retirar as impurezas, que interferem na 
qualidade do ferro obtido.
(I) C O CO H
(II) Minério CO Q Fe CO
(III) CaCO
� � �
� � � �
� �� �
2
2
3
2 0
3 2 3
� CaO CCO
SiO CaSiO
2
2 4(IV) CaO� �
Obs: O minério além de Fe2O3 (constituinte básico) possui somente o 
SiO2 como impureza.
Sobre as reações pode-se afirmar que:
a) IV é um deslocamento.
b) II é uma dupla troca entre o oxigênio e o carbono.
c) III é uma análise.
d) II é um processo exotérmico.
e) I é uma síntese endotérmica.
03. Considerando as transformações
H O H O H O H OI II III2 2 2 2(s) ( ) (v) ( )� �� � �� � �� 
Conclui-se que ocorre transformação endotérmica apenas em:
a) I.
b) II.
c) III.
d) I e II.
e) II e III.
04. O metano é um poluente atmosférico e sua combustão completa 
é descrita pela equação química balanceada e pode ser esquematizada 
pelo diagrama a seguir.
Sobre este processo químico, podemos afirmar que:
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O()
progresso da reação
CO2 + 2H2O
CH4 + 2O2
1215
75
965
en
ta
lp
ia
 (k
J/
m
ol
)
a) a variação de entalpia é -890 kJ/mol, e portanto é exotérmico.
b) a entalpia de ativação é -1140 kJ/mol.
c) a variação de entalpia é -1140 kJ/mol, e portanto, é endotérmico.
d) a entalpia de ativação é 890 kJ/mol.
e) a entalpia de ativação é -890 kJ/mol.
05. Considere os processos abaixo:
x: gelo  água
y: mármore (CaCO3) → gesso (CaSO4)
z: ferro → ferrugem
Sobre estes processos são feitas as seguintes afirmações:
I. x é exotérmico no sentido água gelo;
II. y pode ocorrer por ação da chuva ácida;
III. y é um fenômeno puramente físico;
IV. z é uma reação de decomposição.
É correto o que se afirma apenas em:
a) I e II.
b) I e IV.
c) II e IV.
d) I, II e III.
e) II, III e IV.
06. Quando o benzeno queima na presença de excesso de oxigênio, 
a quantidade de calor transferida à pressão constante está associada 
à reação:
C6H6() + 15/2 O2(g) → 6 CO2(g) + 3 H2O()
O calor transferido nesta reação é denominado calor de combustão. 
Considere as reações:
6 C(grafite)+ 3 H2(g) → C6H6() ∆H = 49,0 kJ
C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ∆H = –393,5 kJ
H2(g) +1/2 O2(g) → H2O() ∆H = –285,8 kJ
O calor de combustão do benzeno, em kJ, será:
a) 3267,4
b) 2695,8
c) –1544,9
d) –3267,4
e) –2695,8
07. Quando, nas condições padrão, a combustão total de álcool 
etílico produz 176 g de gás carbônico, são liberadas 653,62 kcal. 
Portanto, o calor da combustão completa desse álcool, em kcal/mol, 
é, em módulo:
a) 14,21
b) 163,41
c) 326,81
d) 653,62
e) 1307,24
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TERMOQUÍMICA
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08. (UFJF-PISM 2 2016) A entalpia de neutralização corresponde ao 
calor liberado quando 1 mol de íons H+ reage com 1 mol de íons 
OH- para a formação de 1 mol de H2O. Com relação às entalpias de 
neutralização das reações abaixo, escolha a opção correta.
HC(aq) + KOH(aq) → KC(aq) + H2O() ∆H1
HBr(aq) + NaOH(aq) → NaBr(aq) + H2O() ∆H2
a) ∆H1 > 0 e ∆H2 < 0
b) ∆H1 = ∆H2 = 0
c) ∆H1 = ∆H2 < 0
d) ∆H1 < ∆H2 < 0
e) ∆H1 < 0 e ∆H2 > 0
09. (UECE 2018) Considerando a equação de formação da glicose 
não balanceada C + H2 + O2 → C6H12O6, atente às seguintes equações:
I. C + O2 → CO2 ∆H = - 94,1 kcal
II. H2 + 1/2 O2 → H2O ∆H = - 68,3 kcal
III. C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O ∆H = - 673,0 kcal
A massa de glicose formada a partir da reação de 14,4 g de carbono e 
sua entalpia de formação em kcal/mol serão, respectivamente,
Dados: C = 12; H = 1; O = 16
a) 36 g e +301,4 kcal/mol
b) 36 g e -301,4 kcal/mol
c) 18 g e -201,4 kcal/mol
d) 18 g e +201,4 kcal/mol
10. (UFRGS 2018) De acordo com a Lei de Hess, a variação de entalpia 
de uma reação depende apenas dos estados inicial e final.
Considere as afirmações abaixo, sobre a Lei de Hess.
I. A reação reversa de uma reação endotérmica é sempre exotérmica.
II. A reação de combustão de um açúcar produzindo CO2 e água terá 
a mesma variação de entalpia, caso ocorra em um calorímetro ou 
no organismo humano.
III. Um catalisador adequado propicia um caminho com menor 
diferença de entalpia entre reagente e produtos.
Quais estão corretas?
a) Apenas I.
b) Apenas II.
c) Apenas III.
d) Apenas I e II.
e) I, II e III.
EXERCÍCIOS DE
TREINAMENTO
01. (PUCSP 2017) Dado:
ENERGIA 
DE 
LIGAÇÃO
C-H C-C H-H
413 kJ·mol-1 346 kJ·mol-1 436 kJ·mol-1
A reação de hidrogenaçãodo etileno ocorre com aquecimento, na 
presença de níquel em pó como catalisador. A equação termoquímica 
que representa o processo é:
C2H4 + H2(g) → C2H6(g) ∆H
0 = -137 kJ·mol-1
A partir dessas informações, pode-se deduzir que a energia de ligação 
da dupla ligação que ocorre entre os átomos de C no etileno é igual a:
a) 186 kJ·mol-1
b) 599 kJ·mol-1
c) 692 kJ·mol-1
d) 736 kJ·mol-1
02. (FAC. PEQUENO PRÍNCIPE - MEDICI 2016) O corpo humano 
necessita de energia para a realização de suas funções vitais. Os 
carboidratos são fontes rápidas de energia e são degradados por 
enzimas digestivas e controlados principalmente pelo intestino até 
chegar à corrente sanguínea, visto que o organismo não é capaz de 
absorver moléculas maiores. A glicose usada na alimentação também 
é chamada de “açúcar no sangue”, pois é o açúcar mais simples que 
circula em nossas veias. No sangue humano, sua concentração é 
mantida entre 80 mg e 120 mg por 100 mL, pela ação de hormônios 
secretados pelo pâncreas. Se por doença ou falta prolongada de 
alimentação essa concentração diminuir (hipoglicemia), a pessoa 
deverá receber soro glicosado; se, pelo contrário, a concentração de 
glicose no sangue aumentar (hiperglicemia), a pessoa apresentará 
os sintomas da doença conhecida como diabetes e deverá receber 
medicamentos, como a insulina.
A seguir é apresentada a equação química que representa a 
combustão da glicose.
C6H12O6(aq) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O()
Considerando as entalpias de reação em kJ/mol:
(s) 2(g) 2(g) 6 12 6(aq) 1
2(g) 2(g) 2 (II) 2
2(g) (s) 2(g) 3
6C 3 O 6 H C H O H 1.263
1H O H O H 2862
CO C O H 394
+ + → ∆ = −
→ ∆ = −
→ + ∆ =
Dados: C = 12; H = 1; O = 16.
A energia liberada pelo organismo na ingestão de 10 g de glicose é:
a) 156,5 KJ
b) 1.565 KJ
c) 2364 KJ
d) 236,4 KJ
e) 2.817 KJ
03. (UNICAMP 2018) Em 12 de maio de 2017 o Metrô de São Paulo 
trocou 240 metros de trilhos de uma de suas linhas, numa operação 
feita de madrugada, em apenas três horas. Na solda entre o trilho novo 
e o usado empregou-se uma reação química denominada térmita, que 
permite a obtenção de uma temperatura local de cerca de 2.000 ºC. 
A reação utilizada foi entre um óxido de ferro e o alumínio metálico.
De acordo com essas informações, uma possível equação termoquímica 
do processo utilizado seria:
a) Fe2O3 + 2 A → 2 Fe + A2O3 ; ∆H = + 852 kJ·mol
-1
b) FeO3 + A → Fe + AO3 ; ∆H = - 852 kJ·mol
-1 
c) FeO3 + A → Fe + AO3 ; ∆H = + 852 kJ·mol
-1 
d) Fe2O3 + 2 A → 2 Fe + A2O3 ; ∆H = - 852 kJ·mol
-1 
04. (UPF 2016) A transformação dos materiais está presente no setor 
produtivo e nos afazeres diários. Esses processos envolvem consumo 
e liberação de energia. A conversão da energia é uma das principais 
buscas da atual sociedade tecnológica.
Analise as seguintes afirmativas, relacionadas aos processos que 
envolvem consumo e liberação de energia.
I. A solidificação da água em gelo, em dias de inverno, nas 
temperaturas negativas, ocorre com liberação de energia.
II. A equação Fe2O3(s) + 3 C(s) + energia → 2 Fe(s) + 3 CO2(g) representa 
a transformação do minério de ferro em ferro metálico, nas 
siderúrgicas, e é uma reação exotérmica.
179
TERMOQUÍMICA
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III. A decomposição da sacarose é representada pela equação 
C12H22O11(s) + energia → 12 C(s) + 11 H2O(g) e necessita de absorção 
de energia para que a reação química ocorra.
IV. A combustão do etanol nos carros é representada pela equação 
C2H5OH() + energia + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(g) e absorve uma 
grande quantidade de calor, em um processo endotérmico, que 
depois será utilizado para o movimento do carro.
Está correto apenas o que se afirma em:
a) I e II.
b) II e III.
c) I e IV.
d) II, III e IV.
e) I e III.
05. (MACKENZIE 2016) Considerando a reação de combustão 
completa de 1 mol de gás butano no estado-padrão e as informações 
existentes da tabela abaixo, assinale a alternativa que descreve a 
afirmação correta.
SUBSTÂNCIA
ENTALPIAS-PADRÃO DE FORMAÇÃO 
(kJ·mol-1)
C4H10(g) -125,7
CO2(g) -393,5
H2O() -285,8
a) O valor da variação de entalpia desse processo é igual a -679,3 kJ.
b) O somatório dos coeficientes estequiométricos para a equação 
que representa esse processo é de 26.
c) A entalpia dos produtos é menor do que a entalpia dos reagentes, pois 
o processo é classificado termoquimicamente como endotérmico.
d) O carbono existente no CO2 encontra-se em seu estado 
intermediário de oxidação, possuindo nox + 2.
e) O valor da energia liberado nesse processo é de 2.877,3 kJ.
06. (UFJF-PISM 3 2017) Muitos dos gases poluentes do ar aparecem 
na atmosfera através de atividades humanas. Os mais comuns são 
CO, SO2, NO e NO2, na ordem de 100 milhões de toneladas por ano, 
sendo que a quantidade emitida desses gases ainda é pequena em 
relação à quantidade de CO2 presente no ar. Considere o diagrama de 
energia da reação entre NO2(g) e CO(g) produzindo NO(g) e CO2(g) a uma 
temperatura de 200 ºC.
Com base no diagrama de energia apresentado, marque a alternativa 
que melhor compara a variação da concentração de NO2(g) com o 
tempo quando a temperatura variar de 200 para 600 ºC, após atingir 
o equilíbrio.
a) 
b) 
c) 
d) 
e) 
07. (UPF 2017) Analise a representação da equação simplificada e não 
balanceada da reação química do sequestro de oxigênio pela hidrazina.
H2N - NH2(g) + O2(g) → N2(g) + H2O(g)
Pode-se realizar uma estimativa da variação da entalpia dessa reação a 
partir dos dados de entalpia das ligações químicas (energia de ligação) 
envolvidas no processo, a pressão constante, conforme informações 
apresentadas no quadro a seguir:
LIGAÇÃO
ENERGIA DE LIGAÇÃO 
(kJ mol-1)
N−H 389
N−N 163
N=N 514
N≡N 946
O−O 134
O=O 498
O−H 464
Acerca da reação de sequestro de oxigênio pela hidrazina e das 
informações apresentadas no quadro, analise as seguintes afirmativas:
I. A variação da entalpia para a reação, envolvendo um mol de 
hidrazina, é -585 kJ mol-1, tratando-se de uma reação exotérmica.
II. A hidrazina é classificada como uma base de Lewis devido ao fato de 
seus átomos de nitrogênio apresentarem pares de elétrons disponíveis.
180
TERMOQUÍMICA
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III. A molécula de água apresenta geometria angular.
IV. A variação da entalpia para a reação, envolvendo um mol de 
hidrazina, é +343 kJ mol-1, tratando-se de uma reação endotérmica.
Está correto apenas o que se afirma em:
a) I e III.
b) I, II e III.
c) II e IV.
d) II, III e IV.
e) II e III.
08. (UPE-SSA 2 2016) Uma nova marca de gás para fogão lançou, no 
mercado, um botijão com 13 kg de hidrocarbonetos, sendo 55% em 
massa de butano (C4H10) e 45% em massa de propano (C3H8).
Desprezando possíveis perdas, qual o calor liberado no consumo de 
todo o conteúdo do recipiente?
Dados: C = 12 g/mol; H = 1 g/mol;
2 C4H10(g) + 13 O2(g) → 8 CO2(g) + 10 H2O() ∆H
0
combustão = -2878 kJ/mol
C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O() ∆H
0
combustão = -2222 kJ/mol
a) 3,5 × 104 kJ
b) 3,5 × 105 kJ
c) 4,8 × 105 kJ
d) 6,5 × 104 kJ
e) 6,5 × 105 kJ
09. (Fuvest 2017) Sob certas condições, tanto o gás flúor quanto 
o gás cloro podem reagir com hidrogênio gasoso, formando, 
respectivamente, os haletos de hidrogênio HF e HC, gasosos. Pode-
se estimar a variação de entalpia (∆H) de cada uma dessas reações, 
utilizando-se dados de energia de ligação. A tabela apresenta os 
valores de energia de ligação dos reagentes e produtos dessas reações 
a 25 ºC e 1 atm.
MOLÉCULA H2 F2 C2 HF HC
ENERGIA DE 
LIGAÇÃO 
(kJ/mol)
435 160 245 570 430
Com base nesses dados, um estudante calculou a variação de entalpia 
(∆H) de cada uma das reações e concluiu, corretamente, que, nas 
condições empregadas,
a) a formação de HF(g) é a reação que libera mais energia.
b) ambas as reações são endotérmicas.
c) apenas a formação de HC(g) é endotérmica.
d) ambas as reações têm o mesmo valor de ∆H.
e) apenas a formação de HC(g) é exotérmica.
10. As “bolsas frias”, que servem como compressas térmicasno 
tratamento de lesões musculares, são, geralmente, fabricadas com 
recipientes de plástico, fisicamente divididos em dois compartimentos. 
Um destes contém nitrato de amônio (NH4NO3) e o outro água (H2O). 
Uma pequena compressão no recipiente provoca o rompimento da 
divisória, causando a dissolução do NH4NO3 na água, originando o 
resfriamento da mesma.
Com relação ao processo descrito, é correto firmar que:
a) origina-se da decomposição endotérmica do NH4NO3, formando 
as substâncias simples N2(g), O2(g) e H2(g).
b) é endotérmico e origina-se da formação das ligações covalentes 
entre os íons NH4
+ e NO3
- com a água.
c) é exotérmico e o calor liberado provoca o resfriamento da água 
devido ao seu baixo valor de calor específico.
d) é endotérmico e origina-se da interação entre NH4
+ e NO3
- e as 
moléculas de água (hidratação).
e) se origina de uma reação endotérmica de dupla troca com 
consequente formação de N2(g), O2(g) e H2(g).
EXERCÍCIOS DE
COMBATE
01. “(...) Tio Dave demonstrou a oposição de ácido e base medindo 
quantidades exatas de ácido clorídrico e hidróxido de sódio e 
misturando-os em um béquer. A mistura se tornou extremamente 
quente, mas assim que ela esfriou, ele me disse: “Agora prove, 
experimente”. Experimentar? Ele estava maluco? Mas provei, e só 
tinha gosto de sal. “Está vendo? Eles neutralizaram completamente 
um ao outro (...)”
(Adaptado de SACKS, Oliver W. Tio Tungstênio: memórias de uma infância química. 
São Paulo: Cia das Letras,2002.)
Sobre a reação descrita no texto, são feitas as seguintes afirmativas:
I. ela é exotérmica;
II. o sal formado é o cloreto de sódio;
III. o calor envolvido corresponde à entalpia de formação;
IV. em um dos produtos experimentados há ligações covalentes.
É correto o que se afirma apenas em:
a) I e II.
b) II e III.
c) I, II e III.
d) I, II e IV
e) I, III e IV.
02. Reações conhecidas pelo nome de Termita são comumente 
utilizadas em granadas incendiárias para destruição de artefatos, 
como peças de morteiro, por atingir temperaturas altíssimas devido à 
intensa quantidade de calor liberada e por produzir ferro metálico na 
alma das peças, inutilizando-as. Uma reação de Termita muito comum 
envolve a mistura entre alumínio metálico e óxido de ferro III, na 
proporção adequada, e gera como produtos o ferro metálico e o óxido 
de alumínio, além de calor, conforme mostra a equação da reação:
2 A(s) + Fe2O3(s) → 2 Fe(s) + A2O3(s) + calor
Reação de Termita
Dados:
Massas molares em g/mol: O = 16 ; A = 27 ; Fe = 56
Entalpias de Formação:
∆HOf A2O3 = -1675,7 kJ·mol
-1;
∆HOf Fe2O3 = -824,2 kJ·mol
-1;
∆HOf A = 0 kJ·mol
-1; ∆HOfFe = 0 kJ·mol
-1
Considerando a equação de reação de Termita apresentada e os 
valores de entalpia (calor) padrão das substâncias componentes da 
mistura, a variação de entalpia da reação de Termita é de:
a) ∆HOf = +2111,2 kJ
b) ∆HOf = -1030,7 kJ
c) ∆HOf = -851,5 kJ
d) ∆HOf = -332,2kJ
e) ∆HOf = -1421,6kJ
181
TERMOQUÍMICA
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03. Considerando os dados termoquímicos empíricos de energia de 
ligação das espécies, a entalpia da reação de síntese do fosgênio é:
Dados:
ENERGIA DE LIGAÇÃO
C = O 745 kJ/mol
C ≡ O 1080 kJ/mol
C – C 328 kJ/mol
C – C 243 kJ/mol
Fórmula estrutural do fosgênio:
C�
C O
C�
a) + 522 kJ
b) - 78 kJ
c) - 300 kJ
d) + 100 kJ
e) - 141 kJ
04. Em condições adequadas, a água vaporiza-se, passando do estado 
líquido para vapor.
Considerando o processo de vaporização da água, nas condições 
fornecidas:
H2O() → H2O(v) ∆H = + 44 kJ/mol
A quantidade de calor necessária para provocar a vaporização de 900 mL 
de água líquida nesse processo é:
Dados:
Densidade da água = 1,0 g/mL
Massas atômicas: H = 1u; O = 16u
a) 3000 kJ
b) 1500 kJ
c) 2200 kJ
d) 2000 kJ
e) 1800 kJ
05. O carbureto de cálcio (CaC2), quando tratado com água, fornece 
como um dos produtos o acetileno (C2H2), que, ao sofrer combustão, 
libera intensa quantidade de energia.
Se tratarmos 96 g de carbureto de cálcio com água e considerarmos o 
calor de combustão do acetileno igual 300 kcal/mol, podemos afirmar 
que o volume de CO2 e o calor liberado na combustão do acetileno 
obtido nessa reação, nas CNTP, são, respectivamente,
Dados: V(molar) = 22,4 L; massas molares em g/mol: H = 1, C = 12, 
O = 16, Ca = 40.
a) 33,6L; 4,5 kcal
b) 3,36L; 450 kcal.
c) 67,2L; 450 kcal.
d) 33,6L; 4500 kcal
e) 672L; 4,5 kcal.
06. O diborano (B2H6) é um hidreto de boro altamente reativo, 
considerado um possível combustível de foguetes em programas 
espaciais. O cálculo da energia envolvida na síntese de um mol de 
diborano pode ser feito utilizando-se a Lei de Hess e conhecendo-se as 
reações e calores envolvidos nas reações, conforme as equações abaixo:
I. 2B(s) + 3/2 O2(g) → B2O3(s) + 1273 kJ
II. B2H6(g) + 3 O2(g) → - 2035 kJ B2O3(s) + 3 H2O(v)
III. H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(g) + 242 kJ
A respeito das reações e do calor envolvido no processo de síntese, é 
correto afirmar que:
a) a reação II é exotérmica, e o ∆H= -3550 kJ
b) as três reações são exotérmicas, e o ∆H= -520 kJ
c) a reação II é endotérmica, e o ∆H= -36 kJ
d) a reação II é exotérmica, e o ∆H= +3550 kJ
e) as três reações são exotérmicas, e o ∆H= +36 kJ
07. São dadas as seguintes informações relativas às reações que 
ocorrem à temperatura de 25 °C e à pressão de 1 atm.
I. 4 Fe(s) + 12 H2O() → 4 Fe(OH)3(s) + 6 H2(g) ∆H = + 643,96 kJ
II. 6 H2O(g) + 2 Fe2O3(s) → 4 Fe(OH)3(s) ∆H = + 577,38 kJ
III. 6 H2(g) + 3 O2(g) → 6 H2O() ∆H = -1714,98 kJ
Com base nesses dados, é possível afirmar que, quando há produção 
de somente 1(um) mol de óxido de ferro III, a partir de substâncias 
simples, ocorre:
a) Absorção de 1012,6 kJ.
b) Liberação de 1012,6 kJ.
c) Absorção de 824,2 kJ.
d) Liberação de 824,2 kJ.
e) Liberação de 577,38 kJ.
08. Considere, no quadro abaixo, as seguintes entalpias de combustão 
nas condições-padrão (25°C e 1 atm), expressas em kJ·mol-1.
FÓRMULA MOLECULAR E FASE DE 
AGREGAÇÃO
∆H0 (COMBUSTÃO)
C(grafite) -393,3
H2(g) -285,8
C4H10(g) -2878,6
A alternativa que corresponde ao valor da entalpia da reação abaixo, 
nas condições-padrão,
4 C(grafita)(s) + 5 H2(g) → C4H10(g)
a) +68,6 kJ·mol-1
b) -123,6 kJ·mol-1
c) +248,8 kJ·mol-1
d) +174,4 kJ·mol-1
e) -352,5 kJ·mol-1
09. A fabricação industrial do ácido sulfúrico envolve três etapas 
reacionais consecutivas que estão representadas abaixo pelas 
equações não balanceadas:
Etapa I: S8(s) + O2(g) → SO2(g)
Etapa II: SO2(g) + O2(g) → SO3(g)
Etapa III: SO3(g) + H2O() → H2SO4(aq)
Considerando as etapas citadas e admitindo que o rendimento de 
cada etapa da obtenção do ácido sulfúrico por esse método é de 
100%, então a massa de enxofre (S8(s)) necessária para produzir 49 g 
de ácido sulfúrico (H2SO4(aq)) é:
Dadas as massas atômicas em g/mol: H = 1 ; O = 16 ; S = 32
a) 20,0 g
b) 18,5 g
c) 16,0 g
d) 12,8 g
e) 32,0 g
182
TERMOQUÍMICA
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10. Buscando processos que permitam o desenvolvimento sustentável, 
cientistas imaginaram um procedimento no qual a energia solar seria 
utilizada para formar substâncias que, ao reagirem, liberariam energia.
Observe a figura adiante:
A = REFLETOR PARABÓLICO
B = REATOR ENDOTÉRMICO
C = REATOR EXOTÉRMICO
D e E = RESERVATÓRIOS
Energias médias de ligação:
LIGAÇÃO
ENERGIA 
(kJ/mol)
LIGAÇÃO
ENERGIA 
(kJ/mol)
H – H 4,4 × 102 C ≡ C(CO) 10,8 × 102
C = O(CO2) 8,0 × 10
2 C – H 4,2 × 102
Considere as seguintes reações e as energias médias de ligação 
indicadas na figura acima:
2 H2 + 2 CO → CH4 + CO2
CH4 + CO2 → 2 H2 + CO
A associação correta que ilustra a reação que ocorre em B, o conteúdo 
de D e o conteúdo de E em tal processo são:
B D E
a) I CH4 + CO2 CO
b) II CH4 + CO2 H2 + CO
c) I H2 + CO CH4 + CO2
d) II H2 + CO CH4 + CO2
 
GABARITO
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO
01. E
02. C
03. D
04. A
05. A
06. D
07. C
08. C
09. B
10. D
EXERCÍCIOS DE TREINAMENTO
01. B
02. A
03. D
04. E
05. E
06. B
07. B
08. E
09. A
10. D
EXERCÍCIOSDE COMBATE
01. D
02. C
03. B
04. C
05. C
06. E
07. D
08. B
09. C
10. B
ANOTAÇÕES