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Unidade 3 – Termodinâmica Química 
 
Sumário 
Introdução 
 3.1. Definição de termos termodinâmicos 
 3.2. Primeira Lei da termodinâmica 
 3.3. Entalpia 
 3.4. Termoquímica 
 3.5. Equações termoquímicas. Diagramas de energia 
 3.6. Entalpia de reacção. Tipos de entalpia de reacção. 
 3.7. Entalpia de formação (ΔHform) 
 3.8. Entalpia de combustão (ΔHcomb) 
 3.9. Entalpia de ligação (ΔHlig) 
 3.10. Efeitos energéticos de formação das soluções 
 
Exercícios 
 
Introdução 
A termodinâmica estuda as relações energéticas que decorrem dos processos 
químicos e físicos. As leis da termodinâmica podem ser utilizadas para predizer a 
direção em que um processo se dará, embora nada digam sobre a sua velocidade ou 
qual o caminho seguido. 
3.1. Definição de termos termodinâmicos 
A termodinâmica ocupa-se de estudos realizados em partes do universo que se 
chamam sistemas. Assim, um sistema termodinâmico é uma parte do universo que se 
separa do resto do universo por meio de limites ou fronteiras bem definidos com o fim 
de estudá-lo teórica ou experimentalmente. O resto do universo chama-se ambiente em 
que se situa o sistema ou meio exterior (vizinhança). 
Os sistemas dizem-se abertos se trocam energia e matéria com o meio exterior, 
fechados se trocam só energia e isolados se não trocam nem energia, nem matéria, 
com o meio exterior. 
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As propriedades cujos valores servem para descrever o sistema chamam-se 
propriedades termodinâmicas do sistema, (T, P, V e composição). As propriedades do 
sistema devem ser medidas em condições de equilíbrio termodinâmico. Em 
termodinâmica está-se apenas interessado nos valores das propriedades nos estados, 
inicial e final, e não no modo como se chegou ao estado final. As variáveis que gozam 
desta propriedade chamam-se funções ou variáveis de estado. A pressão, temperatura 
e volume são exemplos de funções de estado. 
3.2. Primeira Lei da termodinâmica 
A 1a Lei da Termodinâmica estabelece que num sistema isolado a soma total de 
energia permanece constante quaisquer que sejam as variações químicas ou físicas 
que possam ter lugar no sistema. 
A soma total de todas as formas de energia do sistema chama-se energia 
interna, ela é composta pela energia cinética (Ec) e emergia potencial (Ep). 
Por exemplo, considera-se um sistema sujeito a um processo onde se adiciona 
uma quantidade de calor Q e que ao mesmo tempo realiza o trabalho W: 
 
U2 = U1 + Q – W ou ΔU = Q – W 
A equação é uma expressão matemática da 1a Lei da Termodinâmica para 
trocas de energia em que somente intervêm calor e trabalho. Essa equação exprime a 
lei de conservação de energia. ΔU depende somente dos estados inicial e final do 
sistema e não depende de forma como o processo decorre. Pelo contrário, Q e W 
variam conforme a forma como o processo decorre. Logo, Q e W não são funções 
termodinâmicas de estado, mas a sua diferença, a variação na energia interna, ΔU, é 
uma função de estado. 
 
EX: Calcular a variação de energia no sistema se 500 j de calor e 200 j de trabalho são 
adicionados ao sistema. (W adicionado ao sistema é positivo, o contrário negativo. Por isso em 
certos textos a equação ΔU = Q – W muda, ΔU = Q + W ou vice versa.). R//700 j 
EX: Calcular a variação de energia no sistema se 500 j de calor é adicionado ao 
sistema e 200 j de trabalho é feito pelo sistema. R// 300 j 
 
 Se durante um processo não se realiza qualquer W (P.ΔV = 0), i.e. se o volume 
do sistema não se altera ΔV = 0, (processo isocórico) então: ΔU = Qv onde Qv é o 
efeito calorífico da reação. No caso da reação ser exotérmica, Qv < 0, no caso da 
reação endotérmica, Qv > 0. Portanto, numa reação química Qv = ΔU. 
 
3.3. Entalpia 
Grandes partes das reações realizadas em química ocorrem em sistemas 
abertos, portanto à pressão constante da atmosfera ΔP = 0, (processo isobárico). 
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ΔU = Q – W 
Podendo representar-se como: Qp = ΔU + PΔV, onde PΔV = W 
Dada a importância dos processos isobáricos houve vantagem em introduzir uma nova 
função de estado, a entalpia (H) que se define pela equação: 
H = U + PV 
Como U, P e V são funções de estado, H também o será, então, a variação de entalpia 
será: ΔH = ΔU + Δ(PV) ou ΔH = ΔU + PΔV + VΔP 
Como ΔP = 0, (processo isobárico) ΔH = ΔU + PΔV, então: 
ΔH = Qp – PΔV + PΔV = Qp 
Se não se realizar qualquer outro tipo de W, nesse caso, ΔH = Qp, onde Qp é o 
efeito calorífico (térmico) da reação que decorre à pressão constante. Quando Qp < 0, 
reações exotérmica, caso contrário, Qp > 0 , reações endotérmicas. Pode-se concluir 
que a variação em entalpia para um processo que decorre a pressão constante, no 
qual o único trabalho (W) realizado é do tipo PV, é igual ao calor fornecido ou absorvido 
pelo processo. 
Quando as reações envolvem líquidos e /ou sólidos, observam-se variações 
muito pequenas de volume, ) ΔH  ΔU. 
Para os gases, ΔH  ΔU, visto que PV = nRT, então: Δ(PV) = ΔnRT, onde Δn é o 
número de moles do gás produzido ou consumido na reação, assim, a relação entre 
ΔH e ΔU será : ΔH = ΔU + Δ(PV) ou ΔH = ΔU + ΔnRT (T – constante) 
 
EX: A ΔH da reação de 1 mol de grafite com 0,5 mol de oxigénio gerando 1 mol de CO, 
a 25oC e 1atm, é igual a -110,525 J. Calcule ΔU, sabendo que o volume molar de 
grafite é 0,0053 L. 
Cgrf. + ½O2(g) = CO(g) 
Δn = nf – ni = 1 – ½ = 0,5 
ΔVm = 0,5 x 24,5 = 12,2 L, V(g) > V(graf.) provocado pelo consume de grafite (C). 
ΔH = ΔU + ΔnRT, substituindo os dados: -110,525 j = ΔU +1/2 (8,31) (298) 
ΔU = -111,525 – 1,239 = -111,76 J 
3.4. Termoquímica 
Definiu-se até aqui, fundamentalmente, as trocas de energia relacionadas com 
os processos físicos. A termoquímica, por sua vez, ocupa-se das trocas de calor que 
ocorrem nas reações químicas. Numa reação química ( reagentes = produtos) só 
interessa conhecer, do ponto de vista termodinâmico, Qv (ΔU) e Qp (ΔH). A entalpia e a 
energia interna duma substância dependem do seu estado físico e, é necessário indica-
lo: ΔHf (H2O(l)) = -285,8 Kj/mol ; ΔHf (H2O(g)) = -241,8 Kj/mol. 
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Com a finalidade de padronizar os dados sobre os calores de reação, definiram-
se os estados padrões ou de referência: 
Para os gases – gás puro a 1 atmosfera e 25oC 
Para líquidos – líquido puro a 1 atmosfera e 25oC 
Para os sólidos – a forma cristalina estável a 1 atmosfera e 25oC 
Para todos os elementos químicos no estado padrão ∆H298
o = 0 
 
Se o elemento possui diversas formas de substâncias simples (grafite, diamante, 
o fósforo branco e vermelho etc.) – neste caso, o estado padrão corresponde a sua 
forma alotrópica (modificação) mais estável nas condições consideradas. As variações 
nas entalpias são medidas em relação ao estado padrão (∆H298
o ) – entalpia padrão. 
 
3.5. Equações termoquímicas. Diagramas de energia 
As equações nas quais se indicam as variações de entalpia (os efeitos 
caloríficos das reacçòes) são conhecidas como equações termoquímicas. 
(convenção termodinâmica) S(s) + O2(g) = SO2(g) ; ∆H298
o = −70,96 Kcal/mol 
(convenção termoquímica) S(s) + O2(g) = SO2(g) + +70,96 Kcal/mol 
 
Diagramas de energia 
Diag. de energia exotérmica (HR > HP) Diag. de energia endotérmica (HR < HP) 
 S(s) + O2(g) = SO2(g) ; ∆H298
o = −70,96 Kcal/mol SO2(g) = S(s) + O2(g) ; ∆H298
o = +70,96 Kcal/mol 
 
 
 
 
 
 ΔHreç = Hf – Hi < 0 ΔHreç = Hf – Hi > 0 
EX: Escreva a equação termoquímica de reação de combustão do etino, cuja entalpia 
de reacção de combustão é -1300 Kj, e desenhe o diagrama de entalpia. 
 
 
S(s) + O2(g) 
SO2(g) 
ΔH = -70,96 Kcal/mol 
0 
-70,96 
Kcal 
Decurso da reacção 
S(s) + O2(g) 
SO2(g) 
ΔH = +70,96 Kcal/mol 
0 
-70,96 
Kcal 
Decurso da reacção 
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3.6. Entalpia de reação. Tipos de entalpiade reacção 
Chama-se entalpia duma reação ou calor duma reação à variação de entalpia 
que ocorre durante a reação. Quando tanto os produtos como os reagentes estão no 
estado padrão, a variação da entalpia chama-se variação da entalpia padrão de reação 
( ∆H298
o ). 
Podemos definir para cada tipo de reação um tipo de entalpia correspondente 
(incluindo processos físicos que trazem um efeito de calor). 
 
Exemplos: 
-- evaporização: H2O(l) → H2O(g) ΔHevap = +44 Hj / mole 
-- condensação: H2O(g) → H2O(l) ΔHcond = -44 Hj / mole 
-- sublimação: C(s) → C(g) ΔHsubl = +711 Hj / mole 
-- neutralização: H+(aq) + OH- → H2O(l) ΔHneutr = -58 Hj / mole 
-- ionização: Na(g) → Na+ (g) + e- ΔHion = +502 Hj / mole 
-- dissolução: NaOH(s) + aq → Na+(aq) + OH-(aq) ΔHdiss = -44,7 Hj / mole 
 
**Os valores de ΔH estão dados em Kj por mole, então se referem à entalpia 
que se liberta ou absorve quando 1 mole da substância referida reage. 
As entalpias de dois tipos de reação particularmente importantes, são eles, a 
entalpia de formação (ΔHform) e a entalpia de combustão (ΔHcomb). 
 
3.7. Entalpia de formação (ΔHform) 
A entalpia de formação ou calor de formação duma substância, ΔHform, é a 
entalpia de reação de formação duma mole dum composto a partir dos seus elementos. 
Por definição a ΔHform, dos elementos é igual a zero (0). 
Ex: C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔHreç = -394 Kj. 
 H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) ΔHreç = -184 Kj. 
A ΔHform de CO2(g) = -394 Kj; a ΔHform de HCl(g) = -92 Kj 
Os compostos com ΔHform < 0 chamam-se compostos exotérmicos. É a maioria dos 
compostos. Compostos com ΔHform > o são compostos endotérmicos. Ex: etino (+227) 
Agora, a entalpia de decomposição duma substância, ΔHdec, é a entalpia da reação de 
decomposição duma mole dessa substância nos seus elementos. 
 
Ex: CO2(g) → C(s) + O2(g) ΔHreç = +394 Kj. 
 2H2O(g) → 2H2(g) + O2(g) ΔHreç = +570 Kj. 
A ΔHdec de CO2(g) = +394 Kj; a ΔHdec de H2O(l) = +285 Kj 
Podemos observar que ΔHform = - ΔHdec 
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3.8. Entalpia de combustão (ΔHcomb) 
A entalpia de combustão ou calor de combustão, (ΔHcomb) é a entalpia de reação 
de 1 mole dum elemento ou composto na presença dum excesso de oxigénio. 
 
Ex: 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) ΔHreç = -570 Kj 
C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l) ΔHreç = -530,6 Kj /mol 
A ΔHcomb de H2O(g) = -285 Kj; a ΔHcomb de C3H8(g) = +285 Kj 
Cálculos termoquímicos 
O princípio fundamental em que se baseiam todos os cálculos termoquímicos foi 
estabelecido em 1840 pelo cientista G. Hess. Esta lei diz que o efeito térmico duma 
reação depende apenas do estado inicial e final das substâncias que intervêm na 
reacção e não depende dos estágios intermédios do processo. 
A lei de Hess permite calcular os efeitos térmicos da reação nos casos em que 
não é possível determina-los experimentalmente. A partir da lei de Hess pode-se 
concluir, em particular, que as equações termoquímicas podem ser somadas, 
subtraídas e multiplicadas por valores numéricos. 
 
EX: Na reacção C(s) + O2(g) → CO2(g) libertam-se 394 Kj. (1) 
 Também é possível que o CO2 se forme via CO segundo: 
C(s) + 1/2 O2(g) → CO(g) ΔHreç = x Kj (2) 
CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g) ΔHreç = -283 Kj (3) 
a) Calcule a ΔHform(CO(g)) ? (não se pode determinar diretamente). 
b) Apresente as 3 reacções num diagrama de entalpia. 
Segundo a lei de Hess, a transformação directa de C em CO2 (reação 1) terá 
mesma entalpia de reação em relação ao processo na qual se forma a partir do C 
primeiro a CO e depois do CO a CO2, veja a Fig. ao lado. 
Somando a eq. (1) com a eq. (3) invertida 
Obtém-se a equação termoquímica da 
Reação (2) que nos interessa: 
 
C(s) + O2(g) 
CO(g) + ½ O2(g) 
ΔH = x Kj 
0 
-394 
Kj 
Decurso da reacção 
CO2(g) 
ΔH = -283 
Kj 
ΔH = -394 Kj 
H 
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 C(s) + 1/2O2(g) → CO2(g) ; ΔHreç = - 394 Kj. (1) 
+ CO2(g) → CO(g) + 1/2O2(g) ; ΔHreç = +283 Kj (3) 
C(s) + 1/2O2(g) → CO(g) ; ΔHreç = -111 Kj 
Assim, ΔHform = -111 Kj / mol 
EX: A partir do calor de formação do dióxido de carbono gasoso (ΔHof = -393,5 Kj / mol) 
e da equação termoquímica: 
C(graf) + 2N2O(g) → CO2(g) + 2N2(g) ; ΔHreç = -557 Kj 
Calcular o calor de formação do N2O(g), aplicando Lei de Hess. 
(1) Escrever a eq. Termoquímica de interesse a partir de substâncias simples: 
N2(g) + ½O2(g) → N2O(g) ; ΔH
o
1 = x Kj 
(2) A partir da eq. Termoquímica de formação de CO2(g) e da eq. Acima dada, 
pode-se obter a eq. de interesse, através de operações matemáticas de soma, 
subtração e multiplicação: 
 CO2(g) + 2N2(g) → C(graf) + 2N2O(g) ; ΔHreç = +557 Kj 
+ C(graf) + O2(g) → CO2(g) ; ΔHreç = -393,5 Kj 
2N2(g) + O2(g) → 2N2O(g) ; ΔHreç = +557 Kj 
ΔHf
o(N2O(g)) = +163,5/2= 81,7 Kj / mol 
EX: Determinar a variação padrão da entalpia ΔHo da reação de combustão do metano: 
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) 
Sabendo que a entalpia de formação do CH4(g), CO2(g), e H2O(g) são iguais -74,9, -
393,5 e -241,8 Kj/mol, respectivamente. Aplique a lei de Hess. (sugestão: escrever eq. 
termoquímicas e aplicar operações matemáticas, tentar obter a eq. de interesse). 
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Conclusão importante da lei de Hess: O efeito térmico da reação química é igual à 
soma dos calores de formação das substâncias obtidas (produtos), menos a soma dos 
calores de formação das substâncias iniciais (reagentes). 
ΔHreç = ∑ ʋ ∆Hf
o(P) ̶ ∑ ʋ ∆Hf
o(R) 
EX: Calcule a entalpia da reação entre o Br2(l) e o H2S(g) à temperatura de 25
oC. 
Sabendo que as entalpias de formação do HBr e do H2S são de -36,1 e 21,7 Kj / mol. 
H2S(g) + Br2(l) → 2HBr(g) + S(s) ; ΔHreç = ? 
ΔHreç = ∑ ʋ ∆Hf
o(P) ̶ ∑ ʋ ∆Hf
o(R) 
ΔHreç = [ 2 ΔHf (HBr(g) + ΔHf (S(s))] ̶ [ΔHf (H2S(g) + ΔHf (Br2(l))] 
= [(2.(-36,1) + 0] ̶ [(-21,7) + 0] = -72,2 ̶ (-21,7) = -72,2 + 21,7 = -50,5 Kj 
EX: Com base nos dados da Tabela, calcular ΔHreç : 
2Mg(s) + CO2(g) → 2MgO(s) + C(graf) 
 
3.9. Entalpia de ligação (ΔHlig) 
 A entalpia de ligação duma ligação entre dois átomos, ΔHlig é a entalpia que se 
liberta ou absorve na formação de 1 mol de ligações a partir dos átomos livres. 
 
 
A entalpia de dissociação tem definição parecida, vale a relação: ΔHlig = - ΔHdiss 
Dá uma indicação sobre a força de ligação entre 2 átomos e também diz algo 
sobre a estabilidade duma molécula. Os valore de entalpias de ligação estão tabelados. 
A entalpia de ligação em moléculas poliatômicas é mais complicada. Por ex. para o 
caso de água, as medições mostram que a energia necessária para romper a ligação O 
– H é diferente da que se requere para romper a segunda ligação O – H : 
 
 
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 Agora se entende por que a variação de energia de ligação da mesma união O – 
H em duas moléculas diferentes, seu ambiente químico é distinto. Assim, para 
moléculas poliatômicas acha-se a energia de ligação média de uma ligação particular. 
 Em muitos casos é possível predizer a entalpia de reacção aproximada para 
muitas reações usando a energia de ligação média. 
 
 
ΔHreç = ∑ ʋ ∆Hlig
o (P) ̶ ∑ ʋ ∆Hlig
o (R) 
Para o cálculo você precisa de entalpias de ligação (tabelas). 
EX: Calcule a entalpia de reacção do seguinte processo: H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) e 
compare o resultado obtido com o que se obtém a partir dos dados de entalpia de 
formação das substâncias. 
 
Veja para os reagentes os tipos e o número de ligações que se rompem e calcule a 
variação de energia e faça o mesmo para os produtos e introduza na fórmula, 
atendendo a estequiometria da reacção. 
ΔHlig (Kj/mol): H – H = -436,4; Cl – Cl = -242,7; H –Cl = -431,9 
ΔHreç = ∑ ʋ ∆Hlig
o (P) ̶ ∑ ʋ ∆Hlig
o (R) 
ΔHreç = [2. ∆Hlig
o (HCl)] ̶ [(∆Hlig
o (H2 ) + (∆Hlig
o (Cl2)] 
ΔHreç = 2. (−431,9) ̶ (−436,4) + (−242,7) = -184,7 KJ 
Considerando entalpiasde formação das substâncias: 
 
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EX: Calcule a variação de entalpia para a combustão do gás hidrogénio, 
usando as entalpias de ligação e entalpias de formação, e compare os 
resultados. 
 
3.10. Efeitos energéticos de formação das soluções 
 A entalpia de dissolução é a variação da entalpia verificada durante a dissolução 
de 1 mol desta substância no solvente em questão. Ou o calor gerado ou absorvido 
quando certa quantidade de soluto se dilui em certa quantidade de dissolvente. A 
entalpia de dissolução depende da temperatura e da quantidade de solução que se 
utiliza. 
 A entalpia de dissolução depende da temperatura e da quantidade de solvente 
que se utiliza. 
Determinação de entalpia de reação 
 A entalpia de reação pode ser determinada experimentalmente com o auxílio de 
um aparelho que se chama calorímetro. Faz-se a reação num copo e o calor que se 
liberta na reação causa um aumento na temperatura da água, a partir da temperatura 
que mostra o termómetro é possível calcular Q. ΔHreç=Q= m.Ce ΔT, onde Ce – calor 
específico – quantidade de calor necessário para elevar de 1oC a temperatura de 1g de 
água. A obtenção de resultados satisfatórios exige-se cuidados especiais, como, 
agitação do líquido para garantir uniformidade da temperatura, eliminação de 
evaporação do líquido, redução das correntes de convenção e perdas de calor. 
EX: Durante a dissolução de 10g de cloreto de amónio em 233g de água a temperatura 
baixou em 2,80 graus. Determinar a entalpia de dissolução do NH4Cl. 
 
Durante a dissolução do sal forma-se uma solução bastante diluída cuja capacidade 
calorífica © pode-se considerar igual ao calor específico da água, isto é, 4,18 j/(g.K). A 
massa total da solução (m) é igual a 243 g. Com a redução da temperatura (Δt) pode-
se determinar a quantidade de calor absorvido: 
 
 Q=c.m.Δt = 4,18 . 243 ( -2,80) = - 2844 j ≈ - 2,84 KJ 
 
A massa molar do NH4Cl é igual a 53,5 g/mol. Daí, a entalpia de dissolução do sal será 
igual a: ΔH = -2,84. 53,5/10 =15,2 Kj/mol 
 
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Exercícios 
Problema 1 
a) Que significa a palavra termodinâmica? 
b) Dê as definições dos seguintes termos: sistema, ambiente, processo adiabático, 
processo isotérmico, função de estado. 
c) Dê a primeira lei da termodinâmica. Por que U é uma função de estado? 
Problema 2 
Por que ΔU é chamado de calor de reacção a volume constante? Por que ΔH é 
chamado de calor de reacção a pressão constante? 
Problema 3 
Que é a Lei de Hess da soma dos calores? Que se entende pelo termo estado padrão? 
Problema 4 
Para qual das seguintes reações ΔH é mais ou menos igual a ΔU? 
a) CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) c) 2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g) 
b) Fe2O3(s) + 2Al(s) → Al2O3(s) + 2Fe(l) d) CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) 
Problema 5 
Qual/s da/s seguintes reações poderá efectuar trabalho de expansão para o ambiente? 
a) CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) c) CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) 
b) 2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g) d) 2N2O(g) → 2N2(g) + O2(g) 
Problema 6 
Um importante estágio na produção de ácido sulfúrico é a oxidação de SO2 para o SO3. 
SO2(g) + ½ O2(g) → SO3(g) 
A formação de SO3 a partir do poluente SO2 é também um passo na formação da 
chuva ácida. 
a) Use as entalpias de formação para calcular a variação de entalpia da reacção. A 
reacção é exotérmica ou endotérmica? 
b) Desenhe o diagrama de energia que mostra a relação entre a variação de 
entalpia para a oxidação de SO2 à SO3 e as entalpias de formação de SO2(g) e 
SO3(g). 
Problema 7 
Usar as entalpias de ligação para estimar o calor de combustão do acetato de metilo. 
2 CH3COOCH3(l) + 7 O2(g) → 6 H2O(g) + 6 CO2(g) ; ΔHreç.=? 
Problema 8 
Com base na entalpia de formação de água gasosa (ver tabela) e dos dados seguintes: 
FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + H2O(g) ; ΔH= -18,2 Kj 
2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g) ; ΔH= -566,0 Kj 
 Calcular ΔH da reacção: 
FeO(s) + H2(g) → Fe(s) + H2O(g) 
 
 
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Problema 9 
Calcule o calor libertado quando um litro de metano nas C.N.P.T. é queimado. 
Problema 10 
Durante a dissolução de 10g de cloreto de amónio em 233g de água a temperatura 
baixou em 2,80 graus. Determinar a entalpia de dissolução do cloreto de amónio. Calor 
específico da água, 4,18 j /(g.K). 
Problema 11 
A entalpia de dissolução do gás amoníaco é -8,4 Kcal/mole, e a entalpia de dissolução 
do gás HCl é -17,3 Kcal/mole. A entalpia da reação destas soluções é -12,1 Kcal. 
Calcular a entalpia de dissolução do cloreto de amónio se a entalpia da reação entre 
HCl + NH3, gasosos, para obtenção do NH4Cl (s) fôr -41,8 Kcal. 
Problema 12 
Determinar a quantidade de calor que se liberta na explosão de 8,4 litros de uma 
mistura explosiva de oxigénio com hidrogénio em condições normais. R//60,5 Kj 
 
Referências 
N. Glinka. Química Geral 
N. Glinka, Problemas e Exercícios de QUÍMICA GERAL 
Elab. Prof. JS Castelo Branco