POLÍGRAFO QUÍMICA GERAL I

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QUÍMICA 
GERAL 
TEÓRICA B 
 
QUI01049 
 
 
UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
QUÍMICA GERAL TEÓRICA B - QUI01049 
UNIDADE 1 - ESTEQUIOMETRIA 
 
 
MATÉRIA é o que constitui fisicamente o universo, é tudo que tem massa e ocupa lugar no 
espaço. A matéria pode apresentar-se nos estados sólido, líquido e gasoso. Os sólidos consistem de 
partículas arranjadas de maneira definida, com forma rígida, que não muda muito com a variação 
da temperatura. Os líquidos também apresentam volume definido, cuja variação com a temperatura 
é um pouco mais acentuada que nos sólidos. No entanto, os líquidos não apresentam forma 
definida: as partículas que os constituem podem fluir de maneira que assumam a forma do 
recipiente. Em contraste com sólidos e líquidos, as partículas dos gases ocupam completamente o 
recipiente. Podem ser expandidos ou comprimidos em grandes intervalos de volume, sugerindo 
que suas partículas constituintes estão muito separadas umas das outras. 
 
ESQUEMA GERAL 
 
MATÉRIA 
 
 
 SUBSTÂNCIA PURA MISTURA 
 
 
 SIMPLES COMPOSTA HOMOGÊNEA HETEROGÊNEA 
 
 
SUBSTÂNCIA PURA é uma forma de matéria que apresenta composição definida. Não pode ser 
decomposta por métodos físicos. Apresenta temperatura constante durante mudanças de estado. 
 
SUBSTÂNCIA SIMPLES é aquela formada por um só tipo de átomo, ou seja, átomos do mesmo 
elemento químico. Ex: Fe, C, N2 
 
SUBSTÂNCIA COMPOSTA é formada pela combinação de dois ou mais tipos de átomos, ou 
seja, dois ou mais elementos químicos. Ex: H2O, NaCl 
 
MISTURA é uma combinação de duas ou mais substâncias na qual cada substância conserva sua 
identidade. Apresenta composição variável. Os componentes podem ser separados por métodos 
físicos. Apresenta temperatura variável durante mudanças de estado. 
 
MISTURA HOMOGÊNEA é aquela formada por dois ou mais componentes numa só fase. 
Apresenta a mesma composição em todos os pontos do sistema. 
 
MISTURA HETEROGÊNEA é aquela formada por dois ou mais componentes em duas ou mais 
fases. Apresenta composição diversa em diferentes pontos do sistema. 
 
PROPRIEDADES FÍSICAS correspondem a um conjunto de características de uma substância 
que determinam a sua identidade. Ex.: cor, ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade, estado 
físico etc. Não implicam em mudança de composição da substância. 
 
PROPRIEDADES QUÍMICAS são aquelas que se referem à capacidade de uma substância de 
transformar-se em outra substância. Ex.: propriedade de combustão do H2, propriedade do Zn em 
reagir com ácido e produzir H2. 
 
2
 
 
ÁTOMO é a menor partícula de um elemento que ainda conserva suas propriedades químicas (Ex. 
O). 
 
MOLÉCULA é a menor porção de um composto que ainda conserva suas características químicas 
(Ex. H2O)., 
 
FÓRMULA UNITÁRIA é utilizada para representar a fórmula dos compostos iônicos (Ex. NaCl). 
 
UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u.m.a. ou simplesmente “u” segundo a mais recente 
recomendação da IUPAC) corresponde a 1/12 da massa do isótopo do carbono que apresenta seis 
prótons e seis nêutrons. É a unidade pela qual são expressas as massas atômicas médias dos 
elementos químicos. Exemplo: 
 
Isótopos do carbono: C12 C13 C14 
Abundância relativa: 98,892% 1,108% 2.10-10 % 
Massas atômicas: 12,00000 u 13,00335 u l4,00317 u 
Massa atômica média = 12 x 0,98892 + l3,00335x 0,01108 + 14,00317x 2.10-12 = 12,011 u 
 
MASSA MOLECULAR corresponde à soma das massas atômicas em u.m.a. (ou “u “) dos átomos 
que compõem a molécula. 
 
NÚMERO DE AVOGADRO OU MOL corresponde ao número de átomos, moléculas ou 
fórmulas presentes em um mol de uma espécie química (ou seja, 6,02.l023 átomos, moléculas ou 
fórmulas) 
 
Modernamente, MOL é definido como a quantidade de matéria que contém 6,02.l023 unidades 
estruturais da substância em questão. 
 
FÓRMULAS QUÍMICAS podem ser dos seguintes tipos: 
 
 Composição centesimal ou Análise Elementar: percentagem em massa de cada elemento no 
composto 
Ex.: Hidrocarboneto C - 85,6 % e H - 14,4 % 
 
 Fórmula mínima ou empírica: número relativo de átomos de cada tipo no composto. 
Ex.: CH2, H2O. 
 
 Fórmula molecular: número efetivo de átomos de cada tipo na molécula do composto 
Ex.: C2H4, H2O. 
 
REAÇÕES QUÍMICAS são as transformações sofridas pelas substâncias de maneira a gerar 
novas espécies químicas. 
 
EQUAÇÕES QUÍMICAS são as representações gráficas das reações químicas de uma maneira 
esquemática e concisa. Ex.: 
Zn(s) + 2 HCl (aq) = Zn2+(aq) + 2 Cl -(aq) + H2(g) 
 
Uma equação química está balanceada quando apresenta o mesmo número de átomos nos dois 
membros da equação. 
 
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UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
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UNIDADE 1 - ESTEQUIOMETRIA 
 
EXERCÍCIOS DE ESTEQUIOMETRIA 
 
1. A análise de um hidrocarboneto mostrou que ele contém 14,4% em massa de hidrogênio e 
85,6% de carbono. a) Qual sua fórmula mínima? b) Sabendo-se que sua massa molecular é 28 u, 
qual sua fórmula molecular? 
 
2. Quais as percentagens em massa dos elementos na aspirina, C9H8O4? 
 
3. A fórmula mínima da mica é NaAl3Si3H2O12. a) Quais as percentagens em massa dos 
elementos na mica? b) Que massa de alumínio pode ser extraída de 1,0 kg de mica? 
 
4. O primeiro verdadeiro composto de gás nobre foi isolado em 1962 e descobriu-se ser uma 
combinação de 29,8% de Xe, 44,3% de Pt e 25,9% de F. Qual a sua fórmula empírica? 
 
5. Quando a fosfina, um gás venenoso de fórmula molecular PH3, é queimada no ar, os 
produtos são água e um sólido de fórmula molecular P4O10. a) Escreva a equação ajustada para a 
reação. b) Quantos mols de PH3 são necessários para formar 1,16 mol de P4O10? c) Quantos 
gramas de água são formados a aprtir de 0,198 mol de O2? d) Quantos gramas de O2 são 
necessários para reagir com 12,0 g de fosfina? 
 
6. A glicerina é constituída de três elementos: C, H e O. Quando uma amostra pesando 0,673 
g é queimada em oxigênio, formam-se 0,965 g de CO2 e 0,527 g de H2O. Qual a fórmula mínima 
da glicerina? 
 
7. Suponha que 0,26 mol de Fe são colocados para reagir com 0,40 mol de O2 para formar 
Fe2O3. Que elemento restou em excesso e quanto? 
 
8. Cianato de mercúrio (ou “fulminato de mercúrio”) é usado como espoleta em munição de 
pequeno calibre. Sua composição centesima é 70,48% Hg, 8,44% C, 9,94% N e 11,24% O. Qual é 
a sua fórmula empírica? 
 
9. Metanol (álcool de madeira) é composto somente de C, H e O. Quando 0,375 g de metanol 
é queimado, formam-se 0,516 g de CO2 e 0,421 g de H2O. a) Qual a fórmula empírica do metanol? 
b) Se sua massa molecular é 32,0 u, qual é a fórmula molecular do metanol? 
 
10. 4,22 g de uma mistura de CaCl2 e NaCl foram solubilizados em água e reagidos com 
Na2CO3 para precipitar todo o cálcio na forma de CaCO3. Em seguida, o carbonato de cálcio 
precipitado foi filtrado da solução. Após, este foi aquecido e transformado em CaO puro. A massa 
final de CaO obtida foi de 0,959 g. Escreva a reação de decomposição do CaCO3. Qual a 
percentagem em massa de CaCl2 na mistura origunal? 
 
4
 
 
11. Gesso é uma forma hidratada de sulfato de cálcio de fórmula CaSO4·xH2O. Quando 2,00 g 
de gesso são aquecidos a 200°C, até que toda a água seja eliminada, a massa de sólido 
remanescente é 1,58 g. Qual o valor de x? 
 
12. Quando carbonato de magnésio sólido é aquecido, uma porção se decompõe para formar 
óxido de magnésio e gás carbônico. Se 2,25 g de MgCO3 são aquecidos até restar uma mistura de 
MgO e MgCO3 de 1,95 g, qual a percentagem de carbonato decomposto? 
 
13. Titânio metálico bruto é preparado comercialmente de acordo com a reação representada 
pela equação TiCl4 + 2 Mg → 2 MgCl2 + Ti. Se 40,0 kg de Mg reagem com 85,2 kg de cloreto 
de titânio: a) Qual o reagente limitante?b) Quantos gramas de titânio metálico serão formados? 
 
14. Uma amostra de dicloreto de európio, EuCl2, com massa de 1,0 g, é tratada com excesso de 
uma solução de nitrato de prata e todo cloreto é recuperado na forma de 1,28 g de AgCl. 
Conhecendo-se a massa atômica do cloro, qual a massa atômica do európio? 
 
15. Na metalurgia do zinco, o minério blenda, ZnS, sofre ustulação para produzir o óxido que 
é então reduzido a zinco metálico por meio de coque. Que quantidade de zinco com 99,5% de 
pureza pode ser obtida a partir de 2 toneladas de minério a 85%? 
 
16. Uma massa de 400 g de nitrogênio foi convertida em amônia que, por sua vez, foi oxidada 
a óxido nítrico, dióxido de nitrogênio e, depois, a ácido nítrico, na seguinte sequência de reações: 
N2 + 3 H2 → 2 NH3 
 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O 
2 NO + O2 → 2 NO2 
 3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO 
Não levando em consideração o subproduto NO, que industrialmente seria recuperado e convertido 
também em ácido nítrico, que massa de HNO3 será formada? 
 
17. Qual a quantidade de álcool etílico produzida pela fermentação de 500 g de glicose, 
segundo a equação: C6H12O6 → 2 C2H5OH + 2 CO2? 
 
18. Um certo cloreto de níquel hidratado apresenta a fórmula NiCl2·xH2O. Para determinar o 
valor de x, um estudante aquece a amostra até que a água seja totalmente eliminada. Se 1,650 g de 
hidrato fornece 0,590 g de H2O, qual o valor de x? 
 
19. Uma maneira de remover o CO2 do ar de uma nave espacial é fazê-lo reagir com hidróxido 
de lítio segundo a equação: CO2(g) + 2 LiOH(s) → Li2CO3(s) + H2O(l). Num período de 24 horas 
uma pessoa exala cerca de 1 kg de CO2. Quantos gramas de LiOH são necessários para remover o 
CO2 formado durante uma expedição lunar de 6 dias envolvendo 3 astronautas? 
 
20. Uma mistura de NaCl e NaBr pesando 3,5084 g foi dissolvida e tratada com uma 
quantidade suficiente de AgNO3 para precipitar todo o cloreto e o brometo como AgCl e AgBr. 
Após sucessivas etapas, a prata foi reduzida à prata metálica por eletrólise. O depósito final de 
prata metálica pesou 5,5028 g. Qual era a composição da mistura inicial? 
 
21. Massas iguais de zinco metálico e iodo são misturadas e o iodo é completamente 
convertido em ZnI2. Que fração em massa do zinco original permanece inalterada? 
 
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22. Quando aquecido a temperatura muito alta, calcáreo (CaCO3) decompõe-se para formar cal 
viva (CaO) e dióxido de carbono gasoso. Um cadinho contendo um pouco de calcáreo pesa 30,695 
g. Ele é aquecido vigorosamente para decompor todo o calcáreo. Depois, resfriando-se à 
temperatura ambiente, ele pesou 30,140 g. Qual a massa do cadinho? 
 
23. Carbonato de cálcio e carbonato de magnésio decompõem-se quando vigorosamente 
aquecidos para formar CaO (s) e MgO (s). Em cada caso, o único outro produto é dióxido de 
carbono gasoso. Uma mistura dos dois carbonatos com massa total de 15,22 g é vigorosamente 
aquecida. Após resfriamento, a massa de material remanescente é de 8,29 g. Qual a percentagem 
de CaCO3 na mistura original? 
 
24. O catalisador de Sonogashira (publicado por K. Sonogashira, Y. Tohda e N. Nagihara, 
Tetrahedron Lett., 1975, 4467) é um dos mais ativos catalisadores utilizados para a reação de 
acoplamento entre moléculas contendo iodo e alcenos, formando moléculas com atividade 
biológica. Sua fórmula é [PduClvPw(CxHy)z]2. Sobre ele são apresentados os seguintes dados: 
a) Uma análise por espectrometria de massas mostrou que sua massa molar é 807g/mol. 
b) uma amostra submetida a análise elementar revelou que sua composição é 53,76% de carbono e 
3,74% de hidrogênio. 
c) Uma amostra de 0,8070 g foi calcinada em excesso de oxigênio, produzindo 0,2440 g de PdO. 
d) Uma amostra de 0,4035 g foi atacada com ácido nítrico. A solução resultante foi tratada com 
excesso de AgNO3, produzindo 0,1435 g de AgCl. 
e) Uma amostra de 1,614 g foi tratada com ácido iodídrico, produzindo 1,662 g de PI3. 
 A partir desses dados, determine o valor de u, v, w, x, y e z e escreva a fórmula mínima do 
composto. 
 
25. Uma mistura de 7,45 g de óxido de ferro II e 0,11 mol de alumínio metálico é colocada em 
um cadinho e aquecida em um forno em alta temperatura, onde ocorre a redução do óxido. Os 
produtos formados são ferro metálico e óxido de alumínio. a) Escreva a reação balanceada para o 
processo. b) Qual o reagente limitante? c) Determine a quantidade máxima de ferro que pode ser 
produzida. d) Calcule a massa de reagente em excesso que permaneceu no cadinho. 
 
26. KClO4 pode ser obtido a partir da série de reações a seguir: 
 Cl2 + 2 KOH → KCl + KClO + H2O 
 3 KClO → 2 KCl + KClO3 
4 KClO3 → 3 KClO4 + KCl 
a) Qual a massa de Cl2 necessária para preparar 100 g de KClO4, utilizando a sequência acima? 
b) Qual a massa de KCl gerada no processo? 
 
27. Uma amostra bruta de 1,2048 g de Na2CO3 é dissolvida e colocada para reagir com uma 
solução de CaCl2. O CaCO3 resultante, após precipitação, filtração e secagem, pesou 1,0262 g. 
Assumindo que as impurezas não contribuem no peso do precipitado, calcule a percentagem de 
pureza do Na2CO3. 
 
28. Uma das reações utilizadas na indústria do petróleo para melhorar o índice de octanas do 
combustível é: 
 C7H14 → C7H8 + 3 H2 
Os dois hidrocarbonetos que aparecem nesta equação são líquidos; o hidrogênio formado é um gás. 
Qual é a percentagem de redução da massa de líquido que acompanha a reação completa? 
 
29. Quando cobre é aquecido com excesso de enxofre, Cu2S é formado. Quantos gramas de 
Cu2S podem ser produzidos se 100 g de cobre forem aquecidos com 50 g de enxofre? 
 
6
 
 
30. O dissulfeto de carbono, CS2, pode ser fabricado a partir da reação de coque com SO2. A 
reação global é: 
 5 C + 2 SO2 → CS2 + 4 CO 
Quanto CS2 pode ser produzido a partir de 450 kg de SO2 com um excesso de coque, se a 
conversão do SO2 é de 82%? 
 
31. Uma mistura de NaHCO3 e Na2CO3 pesou 1,0235 g. A mistura dissolvida foi reagida com 
um excesso de Ba(OH)2 para formar 2,1028 g de BaCO3, pelas reações: 
 Na2CO3 + Ba(OH)2 → BaCO3 + 2 NaOH 
NaHCO3 + Ba(OH)2 → BaCO3 + NaOH + H2O 
Qual a percentagem de NaHCO3 na mistura original? 
 
32. Quando 24,0 g de KNO3 são aquecidos com 30,0 g de chumbo metálico, ocorre uma 
reação química cujos únicos produtos são os sólidos PbO e KNO2. Determine a massa de óxido de 
chumbo(II) formado, considerando que a reação tem um rendimento de 70%. 
 
33. A aspirina (C9H8O4) é preparada pela reação entre o ácido salicílico (C7H6O3) e o anidrido 
acético (C4H6O3), de acordo com a reação: 
 
C7H6O3 + C4H6O3 → C9H8O4 + C2H4O2 
 
Quando 20,0 g de ácido salicílico são colocados para reagir com 10,0 g de anidrido acético, qual 
massa de aspirina com 95% de pureza pode ser obtida? 
 
RESPOSTAS: 
 
1. a) CH2 b) C2H4 19. 19,6 kg 
2. C: 60% H: 4,4% O: 35,6% 20. 65,23% de NaCl e 34,77% de NaBr 
3. a) Na: 6,02% Al: 21,20% Si: 22,0% H: 0,52% 
O: 50,26% b) 0,21 kg 
21. 74% 
4. XePtF6 22. 29,434 g 
5. b) 4,64 mol c) 2,67 g d) 22,59 g 23. 81% 
6. C3H8O3 24. [PdClP(C6H5)3]2 
7. 6,56 g 25. b) FeO c) 5,768 g d) 1,135 g 
8. HgC2N2O2 26. a) 204,5 g b) 375,5 g 
9. CH4O 27. 90,20% 
10. 45% 28. 6,2% 
11. x = 2 29. 125 g 
12. 25,5% 30. 219 kg 
13. 21,5 kg 31. 39,5% 
14. 153,2 32. 22,6 g 
15. 1,15 ton 33. 18,6 g 
16. 1200 g 
17. 255,6 g 
18. x=4 
 
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UNIDADE 1 - SOLUÇÕES 
 
 
Características: É uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. A homogeneidade 
implica que as partículas das diferentes espécies presentes (moléculas, átomos ou íons) tenham 
tamanho molecular igual ou inferior a 50 angstrons (50x10-10 m) e estejam distribuídas ao acaso. 
 
As soluções podem existir em qualquer um dos três estados físicos, conforme descrito na Tabela 1: 
 
TABELA 1: Tipos de SoluçõesTipo de Solução Exemplo 
Soluções Gasosas 
Gás dissolvido em gás Oxigênio dissolvido em nitrogênio 
Líquido dissolvido em gás Clorofórmio dissolvido em (evaporado em) nitrogênio 
Sólido dissolvido em gás Naftalina dissolvida em (sublimado em) nitrogênio 
Soluções Líquidas 
Gás dissolvido em líquido Dióxido de carbono dissolvido em água 
Líquido dissolvido em líquido Álcool dissolvido em água 
Sólido dissolvido em líquido Açúcar dissolvido em água 
Soluções Sólidas 
Gás dissolvido em sólido Hidrogênio dissolvido em paládio 
Líquido dissolvido em sólido Mercúrio dissolvido em ouro 
Sólido dissolvido em sólido Cobre dissolvido em níquel (ligas metálicas) 
 
 
Classificação das Soluções: Quando um componente da solução está presente em grande 
quantidade em relação aos outros, ele é denominado solvente, e os demais são denominados 
solutos. A relação de quantidade entre soluto e solvente permite classificar as soluções em diluídas 
e concentradas. Estes são termos relativos geralmente usados para indicar qualitativamente a 
concentração da solução. Uma classificação mais objetiva é a que segue: 
- Solução Saturada: contém a máxima quantidade possível de soluto dissolvido numa certa 
quantidade de solvente a uma determinada temperatura (e pressão, se for soluto gasoso); se for 
adicionado mais soluto, o solvente não consegue mais dissolvê-lo, não fazendo parte da 
solução, mas ficando em equilíbrio com a mesma. 
- Solução Insaturada: contém uma concentração de soluto menor do que a concentração de uma 
solução saturada; se for adicionado mais soluto, o solvente continuará dissolvendo até atingir a 
saturação. 
- Solução Supersaturada: contém uma concentração maior do que a concentração de uma 
solução saturada; é uma solução instável e se for adicionado mais soluto, este desencadeará a 
precipitação do excesso de soluto relativo à saturação. 
 
Solubilidade: A solubilidade de um soluto em um dado solvente é definida como a concentração 
daquele soluto na solução saturada. A solubilidade depende das propriedades do soluto e do 
solvente, da temperatura e da pressão (solutos gasosos). Formas usuais de expressar solubilidade: 
- massa de soluto (g) / 100 g de solvente 
- massa de soluto (g) / 100 mL de solvente 
- massa de soluto (g) / 100 mL de solução 
A solubilidade de um sólido em água pode aumentar ou diminuir com a temperatura, ao passo 
que a solubilidade de gases sempre diminui com o aumento da temperatura. Pode-se ver alguns 
exemplos na Tabela 2: 
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TABELA 2: Solubilidade e Temperatura 
 
Soluto Solubilidade em massa de soluto (g) / 100 g de água 
 20 ºC 80 ºC 
Sacarose 204 312 
Carbonato de lítio 1,33 0,85 
 
Solubilidade e Temperatura: Pode-se aplicar o Princípio de Le Chatelier para explicar a 
influência da temperatura, a qual é dependente do calor de dissolução, sobre a solubilidade de uma 
substância num determinado solvente. 
 
solução saturada excesso de soluto 
 
 No equilíbrio, a velocidade de dissolução é igual à velocidade de deposição. 
 
a) Processo de Dissolução Exotérmico: 
 
soluto + solvente solução + calor 
 
- Se T for aumentada (fornecimento de calor), o equilíbrio se desloca no sentido inverso, ou seja, 
no sentido de diminuir a solubilidade. 
- Se T for diminuída (retirada de calor), o equilíbrio se desloca no sentido direto, ou seja, no 
sentido de aumentar a solubilidade. 
 
Exemplo: LiI(s) Li+(aq) + I-(aq) ∆Hdissolução = - 71 kJ/mol 
 
b) Processo de Dissolução Endotérmico: 
 
soluto + solvente + calor solução 
 
- Se T for aumentada (fornecimento de calor), o equilíbrio se desloca no sentido direto, ou seja, 
no sentido de aumentar a solubilidade. 
- Se T for diminuída (retirada de calor), o equilíbrio se desloca no sentido inverso, ou seja, no 
sentido de diminuir a solubilidade. 
 
Exemplo: KI(s) K+(aq) + I-(aq) ∆Hdissolução = + 21 kJ/mol 
 
Solubilidade e Pressão: Pode-se também aplicar o Princípio de Le Chatelier: 
 
soluto gasoso + solvente solução líquida 
 
- Se P aumentar, o equilíbrio se desloca no sentido de dissolver mais soluto gasoso e a 
solubilidade aumenta. 
- Se P diminuir, o equilíbrio se desloca no sentido de dissolver menos soluto gasoso e a 
solubilidade diminui. 
 “A solubilidade de um gás dissolvido em um líquido é proporcional à pressão parcial do 
gás acima do líquido” 
 
Mecanismo de Dissolução: Quando uma substância se dissolve em outra, partículas de soluto se 
distribuem no solvente e passam a ocupar posições que normalmente são ocupadas por partículas 
de solvente. Se o soluto for sólido, ocorre a destruição da estrutura do sólido quando as partículas 
do solvente atacam a superfície do retículo cristalino removendo partículas de soluto da rede e 
rodeando-as de forma que as partículas de soluto ficam dispersas entre as partículas de solvente. As 
energias envolvidas nesse processo são: 
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a) as partículas de soluto são separadas umas das outras e este processo absorve energia para que 
as ligações (ou interações) soluto/soluto sejam rompidas. Esta energia chama-se Energia 
Reticular (∆Hreticular) 
∆Hreticular > 0 
b) as partículas de soluto passam a ocupar posições que seriam normalmente ocupadas por 
partículas do solvente, ou seja, as partículas do solvente são afastadas umas das outras para que 
ocorra a intrusão de partículas de soluto. Para romper as interações solvente/solvente é preciso 
absorver energia a qual chama-se Energia de Intrusão (∆Hintrusão). 
∆Hintrusão > 0 
c) as partículas de soluto passam a interagir com as partículas do solvente e este processo libera 
energia chamada Energia de Solvatação (∆Hsolvatação); quando o solvente for a água, cham-se 
Energia de Hidratação (∆Hhidratação). 
∆Hsolvatação < 0 
 
 Logo, a energia envolvida no processo de dissolução (∆Hdissolução) é uma combinação de 
todas essas energias: 
∆Hdissolução = ∆Hreticular + ∆Hsolvatação + ∆Hintrusão 
 (+ ou -) (+) (-) (+) 
 
Se: ∆Hreticular + ∆Hintrusão > ∆Hsolvatação Então: ∆Hdissolução > 0 Processo Endotérmico 
Se: ∆Hreticular + ∆Hintrusão < | ∆Hsolvatação | Então: ∆Hdissolução < 0 Processo Exotérmico 
 
Em resumo, a maior ou menor facilidade com que um determinado soluto dissolve em um 
determinado solvente depende da intensidade das interações soluto/soluto e solvente/solvente (que 
precisam ser destruídas) e das interações soluto/solvente que se estabelecem: 
“Quanto mais intensas forem as forças de atração entre soluto e solvente, maior a 
solubilidade. Forças de atração intensas soluto/soluto e/ou solvente/solvente desfavorecem a 
solubilidade, mas podem ser compensadas por uma interação soluto/solvente intensa.” 
 
Fator Entálpico versus Fator Entrópico: Quando duas substâncias se misturam para formar uma 
solução, ocorre um aumento da desordem microscópica. Logo o Fator Entrópico é favorável à 
dissolução. 
- Se a mistura de duas substâncias na formação de uma solução implica em queda de 
energia (processo exotérmico), a miscibilidade é grande, pois o Fator Entálpico também será 
favorável à dissolução. 
- Mas se a mistura de duas substâncias na formação de uma solução implica em aumento de 
energia (processo endotérmico), a miscibilidade depende do balanço das influências do Fator 
Entrópico favorável e do Fator Entálpico desfavorável. 
 
Exemplos de Interações: soluto/soluto, solvente/solvente e soluto/solvente podem ser vistas 
na Tabela 3. 
TABELA 3: Exemplos de Interações 
 
 Interações 
Solvente Soluto solvente/solvente soluto/soluto soluto/solvente Resultado 
H2O NaCl Forte Forte Forte grande solubilidade 
H2O Açúcar Forte Forte Forte grande solubilidade 
CCl4 I2 Fraca Fraca Fraca grande solubilidade 
H2O CCl4 Forte Fraca Fraca Insolubilidade 
Hexano CCl4 Fraca Fraca Fraca grande solubilidade 
H2OCH3OH Forte Forte Forte grande solubilidade 
H2O Hexano Forte Fraca Fraca Insolubilidade 
H2O Acetona Forte Fraca Forte grande solubilidade 
Hexano Sacarose fraca Forte Fraca insolubilidade 
10
 
 
 
 Pode-se enunciar a regra geral: “Semelhante dissolve Semelhante”, ou seja: compostos 
polares são mais solúveis em compostos polares e compostos apolares são mais solúveis em 
compostos apolares. 
 
Expressão de Concentração de Soluções: Como soluções não apresentam composição fixa, não 
podem ser designadas por fórmulas químicas fixas. Ao invés disso, as quantidades relativas do 
soluto e do solvente são especificadas de formas alternativas as quais chamamos de concentração 
de solução. A concentração pode ser expressa de várias maneiras através de Unidades de 
Concentração: 
 
1) Fração Pondero-Volumétrica: massa de soluto (g) 
volume de solução (L) 
 
2) Fração Ponderal: massa de soluto (g) 
 massa de solução (g) 
 
2) Fração Volumétrica: volume de soluto (L) 
 volume de solução (L) 
 
4) Fração Molar (xi): nº de mol de um componente (x1 + x2 + x3 + ..... = 1) 
 nº total de mols 
 
5) Concentração Molar: nº de mol de soluto (concentração molar = molaridade) 
 volume de solução (L) 
 
6) Concentração Molal (W): nº de mol de soluto (concentração molal = molalidade) 
 massa de solvente (kg) 
 
7) Regra geral para diluição: C1 . V1 = C2 . V2 
 
 
8) Regra geral para mistura de duas soluções de mesmo soluto e mesmo solvente: 
 
C1 . V1 + C2 . V2 = C3 . V3 
(multiplicando por 100: percentagem em 
massa de soluto) 
 
(multiplicando por 100: percentagem em 
volume de soluto) 
11
 
 
 
UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
QUÍMICA GERAL TEÓRICA B - QUI01049 
UNIDADE 1 – SOLUÇÕES 
 
EXERCÍCIOS DE SOLUÇÕES 
 
1. Qual a molaridade de uma solução composta de: 
a. 10 g de glicose (C6H12O6) em 2 litros de solução; 
b. 2 mols de H2SO4 em 1,5 litro de solução. 
 
2. Qual a molalidade de uma solução quando se misturam 2 g de NaCl em 100 g de água? Qual a 
fração molar de soluto e de solvente nesta solução? 
 
3. Calcule a quantidade de soluto necessária para preparar uma solução 0,20 mol/kg de glicose 
(C6H12O6), a partir de 300 g de água. 
 
4. Calcule o volume em litros que podem ser preparados a partir de 300 g de cloreto de sódio, para 
se obter uma solução a 0,2 mol/L. 
 
5. Uma solução de ácido sulfúrico de densidade 1,25 g/mL contém 33% em massa de H2SO4. 
Calcule sua concentração em molaridade, molalidade e fração molar. 
 
6. Qual a massa de solução contendo 21% em massa de ácido nítrico necessária para preparar 200 
mL de HNO3 0,50 mol/L? 
 
7. Qual a fração molar do H2SO4 em solução aquosa de 60% em massa? 
 
 8. Quais são a molalidade e molaridade de uma solução de etanol, C2H5OH, em água, se a fração 
molar for 0,05 e a densidade 0,997g/mL? 
 
 9. Calcule quantos mL de KMnO4 0,10 mol/L são necessários para reagir completamente com 
0,01 mols do íon oxalato, segundo a reação: 
 
2 MnO-4 + 5 C2O4-2 + 16 H+  2 Mn+2 + 10 CO2 + 8 H2O 
 
10. Calcule a molaridade, molalidade e fração molar de uma solução a 30% em massa de NH3 em 
água, cuja densidade é 0,892 g/cm3. 
 
11. A densidade de uma solução 5 mol/L de ácido sulfúrico é 1,12 g/mL. Calcule sua molalidade. 
 
12. Expresse em molaridade e molalidade a concentração de uma solução de H3PO4 a 5% em massa 
cuja densidade é 1,027 g/mL. 
 
13. Qual o título (fração ponderal) e concentração em g/L de uma solução 0,10 mol/kg de sulfato 
férrico (Fe2(SO4)3)? Densidade da solução: 1,01g/mL. 
 
14. Calcule as frações molares do solvente e do soluto em uma solução 1,00 mol/kg de cloreto de 
sódio em água. 
 
 
 
12
 
 
 
15. Tem-se uma solução aquosa 1,0 x 10-2 mol/L de uréia (composto não-dissociado). Calcule para 
2,0.102 mL de solução: 
 a) a massa de uréia dissolvida; 
 b) o número de moléculas de uréia dissolvidas. 
 Massa molar da uréia = 60 g/mol 
 
16. Em 120 mL de solução aquosa saturada de um sal existem dissolvidos 42,0 g de soluto. 
Levando em conta que a massa específica dessa solução é 1,35 g/mL, calcule a solubilidade do 
referido sal, exprimindo-a em gramas de soluto por 100 gramas de água. 
 
17. Para preparar uma solução 5,00 mol/L, usamos 1,000 kg de água. Obtemos 1,100 L de solução 
de densidade igual a 1,300 kg/L. Calcule a massa molar do soluto. 
 
18. Ácido cítrico é um aditivo presente em refrigerantes em quantidades de 0,0025 a 0,15% em 
massa. Supondo solução de densidade 1,0 kg/L, calcule as concentrações de ácido cítrico: 
 a) em g/L, no limite inferior; 
 b) em molaridade, no limite superior. 
 Dado: ácido cítrico = 210 g/mol 
 
19. Um litro de solução contém 0,1 mol de cloreto férrico e 0,1 mol de cloreto de amônio. 
Determine as concentrações molares dos íons Fe3+, NH4+ e Cl-. 
 
20. Qual a molaridade do ácido nítrico que contém 63% de HNO3 em massa e cuja densidade é 
1,42 g/mL ? 
 
21. Qual a molaridade de uma solução de amônia, cuja densidade é 0,95 g/mL e que contém 12% 
de NH3 em massa? 
 
22. Qual a molaridade do ácido sulfúrico quando se dilui 1 litro de solução 2,00 mol/L para 100 
litros? 
 
23. Que massa de água devemos acrescentar a 1,0 kg de solução aquosa contendo 25% de NaCl em 
massa a fim de torná-la 10% em massa? 
 
24. Qual a massa de água que devemos acrescentar a 1,0 kg de solução aquosa 2,50 mol/kg de 
NaOH para transformá-la em solução 1,00 mol/kg? 
 
25. Juntando-se 500 mL de uma solução 0,40 mol/L e 300 mL de uma solução 0,50 mol/L do 
mesmo soluto e diluindo-se a solução obtida a 1,0 litro, qual a molaridade final? 
 
26. 24,5 gramas de ácido ortofosfórico foram dissolvidos em água, até completar 200 mL de 
solução. A seguir esta solução foi diluída a 500 mL. Qual a molaridade da solução final? 
 
27. Que volume final de ácido clorídrico 0,25 mol/L poderemos obter a partir de 50,0 mL de uma 
solução de HCl cuja densidade é 1,185 g/mL e que apresenta 36,5% de HCl em massa? 
 
28. Deseja-se preparar 9,2 litros de solução 2 mol/L de ácido sulfúrico a partir de uma solução 
concentrada desse ácido que apresenta densidade igual a 1,84 g/mL e que encerra 98% de 
H2SO4 em massa. Qual o volume necessário do ácido sulfúrico concentrado? 
 
29. 150 ml de ácido clorídrico de molaridade desconhecida são misturados a 350 mL de ácido 
clorídrico 2 mol/L, dando uma solução 2,9 mol/L. Qual a molaridade do ácido inicial? 
 
13
 
 
 
30. Deseja-se preparar 2,0 litros de solução 0,1 mol/L de ácido sulfúrico, dispondo-se de 20 mL de 
solução 5,00 mol/L e de 500 mL de solução 2,00 mol/L. Consumindo-se a totalidade da solução 
5,00 mol/L, qual o volume a empregar da solução 2,00 mol/L? 
 
31. Determine a molaridade de uma solução aquosa de H2SO4 resultante da mistura de 500 mL de 
uma solução aquosa de H2SO4 a 2,00 mol/L com 1500 mL de solução aquosa do mesmo ácido e 
de concentração 9,8 g/litro. 
 
32. Misturando-se 150 mL de solução 2,00 mol/L de NaCl com 250 mL de solução 1,00 mol/L de 
KCl, pergunta-se quais as molaridades da solução resultante em relação: 
 a) ao NaCl b) ao KCl c) aos íons presentes em solução 
 
33. 200 mL de NaCl 2,0 mol/L são misturados com 300 mL de Na2SO4 5,0 mol/L. Qual a 
molaridade da solução final, em relação aos íons Na+, Cl- e SO42-? 
 
34. Juntando-se 300 mL de HCl 0,4 mol/L e 200 mL de NaOH 0,60 mol/L, pergunta-se quais as 
molaridades da solução final com respeito: 
 a) ao ácido b) à base c) ao sal formado 
 
35. Juntando-se 200 mL de H2SO4 0,30 mol/L e 100 mL de KOH 1,20 mol/L, pergunta-se quais as 
molaridades da solução final em relação: 
 a) ao ácido b) à base c) ao sal formado 
 
36. 7,0 gramas de uma amostra de alumínio impuro são tratados por 50 mL de uma soluçãode 
ácido sulfúrico que apresenta 49 % de H2SO4, em massa e densidade 1,4 g/mL. Terminada a 
reação, verifica-se que todo o ácido foi gasto e que as impurezas não reagiram. Qual é a 
porcentagem em massa de alumínio na amostra analisada? 
 
RESPOSTAS: 
 
1. a) 0,028 mol/L b) 1,33 mol/L 19. [Fe3+] = 0,10 mol/L; [NH4+] = 0,10 mol/L; [Cl-] = 
0,40 mol/L 
2. a) 0,34 mol/kg b) xs = 0,006 xS = 0,994 20. 14,20 mol/L 
3. 10,8 g 21. 6,70 mol/L 
4. 25,6 L 22. 0,02 mol/L 
5. 4,2 mol/L; 5,01 mol/kg; xs = 0,08; xS = 0,92 23. 1,5 kg 
6. 30 g 24. 1,36 kg 
7. xs = 0,22 25. 0,35 mol/L 
8. 2,93 mol/kg; 2,57 mol/L 26. 0,500 mol/L 
9. 40 mL 27. 2,4 L 
10. 15,70 mol/L; 25,14 mol/kg; xs = 0,31; xS = 0,69 28. 1,0 L 
11. 7,94 mol/kg 29. 5,0 mol/L 
12. 0,51 mol/L; 0,53 mol/kg 30. 50 mL 
13. 0,038; 38,8 g/L 31. 0,57 mol/L 
14. xs = 0,02; xS = 0,98 32. [NaCl] = 0,75 mol/L; [KCl] = 0,625 mol/L; [Na+] = 
0,75 mol/L; [K+] = 0,625 mol/L; [Cl-] = 1,375 mol/L 
15. a) 0,12 g b) 1,20.1021 moléculas 33. [Na+] = 6,8 mol/L; [Cl-] = 0,80 mol/L; [SO42-] =3,0 
mol/L 
16. 35g/100g de água 34. [HCl] = [NaOH] = 0; [NaCl] = 0,24 mol/L 
17. 78,2 g/mol 35. [H2SO4] = [KOH] = 0; [K2SO4] = 0,20 mol/L 
18. a) 0,025 g/L b) 0,00714 mol/L 36. 90 % 
 
14
 
 
 
ESTADO GASOSO 
 
LEI DE BOYLE – transformações isotérmicas 
 
 
 
LEI DE CHARLES – transformações isobáricas 
 
 
 
 
LEI DE GAY-LUSSAC – transformações isovolumétricas 
 
 
 
 
 
LEI DE GAY-LUSSAC – transformações isovolumétricas 
 
 
 
 
Gás ideal, é um gás hipotético com as 
características: 
- Volume da partícula (átomos ou moléculas) 
é desprezível em relação ao volume do 
recipiente. 
- As partículas que compõem o gás não 
interagem umas com as outras por repulsão 
ou atração. 
15
 
 
 
 
LEI DE DALTON DISTRIBUIÇÃO DE MAXWELL-BOLTZMANN 
PARA DIFERENTES GASES A TEMPERATURA CONSTANTE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
LIQUEFAÇÃO DE UM GÁS PARA UM MESMO GÁS EM DIFERENTES TEMPERATURAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
TEMPERATURA CRÍTICA 
 
16
 
 
UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
QUÍMICA GERAL TEÓRICA B - QUI01049 
UNIDADE 1 - GASES 
 
EXERCÍCIOS SOBRE GASES 
 
1. Um manômetro de extremidade aberta foi conectado a um frasco contendo um gás a uma 
pressão desconhecida. O mercúrio no braço aberto para a atmosfera era 65 mm mais alto que na 
extremidade fechada. A pressão atmosférica era de 733 torr. Qual era a pressão do gás no frasco? 
 
2. Um gás ocupa um volume de 350 mL a 740 torr. Qual será seu volume a 900 torr se a 
temperatura permanecer constante? 
 
3. A 25 oC e 1 atm um gás ocupa um volume de 1,5 L . Que volume ocupará a 100 oC e l atm? 
 
4. Se um gás, originalmente em um recipiente de 50 ml a uma pressão de 645 torr, é transferido 
para outro recipiente cujo volume é 65 mL, qual será sua nova pressão se: 
 a) não houver variação de temperatura? 
 b) a temperatura do primeiro recipiente for 25 oC e a do segundo 35 oC. 
 
5. Um gás ideal com pressão de 650 mm de Hg ocupa um balão de volume desconhecido. Uma 
certa quantidade de gás foi retirada do mesmo e verificou-se que ocupa um volume de 1,52 cm3 
com pressão de l atm. A pressão do gás que permanece no balão é de 600 mm de Hg. 
Considerando que todas as medidas foram executadas à mesma temperatura, calcule o volume do 
balão. 
 
6. Calcule a pressão em kPa ( kilopascal ) que resultará se 2,5 g de gás XeF4 forem introduzidos 
em um recipiente evacuado de 3,0 dm3 e que é conservado a temperatura constante de 80,0 oC (R = 
8,31 kPa.dm3/mol/K ). 
 
7. A densidade de um gás desconhecido é 1,96 g/L nas CNTP. Qual a massa molar desse gás? 
 
8. Uma amostra de 50 mL de gás exerce uma pressão de 450 torr a 35 oC. Qual é o seu volume nas 
CNTP? 
 
9. Produz-se um litro de uma mistura de gases a partir de um litro de N2 a 200 torr, um litro de O2 a 
500 torr e um litro de Ar a 150 torr . Qual é a pressão da mistura? 
 
10. Uma mistura de gases consiste de 56,0 g de N2, 16,0 g de CH4 e 48,0 g de O2. Se a pressão 
total da mistura é 850,0 torr, qual a fração molar e a pressão parcial de cada gás? 
 
11. Uma mistura de N2 e O2 tem um volume de 100 mL a uma temperatura de 50 oC e a uma 
pressão de 800 torr. Ela foi preparada pela adição de 50 mL de O2 a 60 oC e 400 torr a X mL de N2 
a 40 oC e 400 torr. Qual é o volume X ? 
 
12. Um gás é coletado sobre água até a pressão total interna de um frasco de 100 mL ser de 700 
torr a 25 oC. Calcule o volume do gás seco nas CNTP ( Pv da água a 25 oC é 23,8 torr ). 
 
13. Uma amostra de oxigênio tem um volume de 2,50 dm3 sob pressão padrão. Calcule o volume 
(em dm3) que essa amostra ocuparia a 50,0 kPa. 
 
17
 
 
14. Uma amostra de oxigênio com volume de 56,0 mL é coletada sobre água a uma temperatura de 
20 oC e pressão de 710,0 torr. Determine o volume do gás seco nas CNTP ( Pv da água a 20 oC é 
17,5 torr ). 
 
15. Qual a pressão que resulta quando 2,0 L de hidrogênio nas CNTP são injetados em um 
recipiente de 2,0 L que já continha suficiente oxigênio para preenchê-lo completamente nas CNTP. 
Suponha que a temperatura não muda quando os gases se misturam. 
 
16. Uma amostra de 125 mL de O2 foi coletada sobre água a 25 oC e a uma pressão total de 708 
torr. Calcule: a) a pressão parcial de oxigênio 
 b) a fração molar do oxigênio 
c) a massa de oxigênio coletado, em gramas 
 
Dado: Pv da água a 25 oC = 23,8 torr 
 
17. Uma mistura de O2 e N2 em um vaso de 200 mL exerce uma pressão de 720 torr a 35 oC. Se 
existe 0,0020 mol de N2, calcule: 
a) a pressão parcial de N2 
 b) a pressão parcial de O2 
 c) o número de mols de O2 presentes 
 
18. Calcule o volume ocupado nas CNTP por (a) 0,20 mol de O2. (b) 12,4 g de Cl2. (c) uma mistura 
de 0,10 mol de N2 e 0,050 mol de O2. 
 
19. Calcule a massa de 245 mL de SO2 nas CNTP. 
 
20. Qual é a densidade do butano, C4H10, nas CNTP? 
 
21. Calcule o volume ocupado por 0,234 g de NH3 a 30 oC e a uma pressão de 0,847 atm. 
 
22. Um bom vácuo, produzido com aparelhos comuns de laboratório, corresponde a 10-6 mm de Hg 
de pressão a 25 oC. Calcule o número de moléculas por cm3 nessas condições. 
 
23. Um químico observou o desprendimento de um gás numa reação química e coletou um pouco 
do material para análise. Foi constatado conter 80% de C e 20% de H. Também foi observado que 
500 mL do gás a 760 torr e 0 0C apresentavam massa de 0,669 g. a) Qual a fórmula empírica do 
composto gasoso? b) Qual a sua massa molar? c) Qual sua fórmula molecular? 
 
24. Na reação N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g), quantos mililitros de H2 nas CNTP são necessários 
para produzir 400 mL de amônia? 
 
25. Oxigênio gasoso gerado na reação 2 KClO3 → 2KCl + 3 O2 foi coletado sobre água a 30 
°C em um vaso de 150 mL, até a pressão total ser de 600 torr. 
a) Quantos gramas de O2 seco foram produzidos? (Pv da água é de 31,8 torr) 
b) Quantos gramas de KClO3 foram consumidos na reação? 
 
26. Ácido nítrico é produzido dissolvendo-se NO2 em água de acordo com a reação 
 3 NO2(g) + H2O(l) → 2 HNO3(l) + NO(g) 
 
Quantos litros de NO2 a 25 °C e 770 torr são necessários para produzir 10 g de HNO3? 
 
27. Calcule o volume ocupado por 0,024 g de O2 se este fosse coletado sobre água a 23 °C e a uma 
pressão total de 740 torr ( Pv da água a 23 °C é 21.1 torr ). 
18
 
 
 
28. Use a equação de Van der Waals para calcular a pressão, em atm, exercida por 51,0 g de 
amônia num frasco de l0,0 litros a 227 °C (a = 4,17 atm L2.mol-2 e b = 0,037 L.mol-l). Compare 
com o comportamento ideal. 
 
29. Três gases foram colocados num mesmo recipiente de l0 litros para dar uma pressão total de 
800 torr a 30 °C. Se a mistura continha 8,0 g de CO2, 6,0g de O2 e uma quantidade desconhecida 
de N2, calcule (a) o número total de mols de gases no recipiente; (b) a pressão parcial de cada gás; 
(c) a massa de N2 no recipiente. 
 
30. Calculeo volume máximo de CO2 a 750 torr e 28 °C que pode ser produzido reagindo-se 500 
mL de CO a 760 torr e 15 °C com 500 mL de O2 a 770 torr e 0 °C. 
 
31. Uma reação importante na produção de fertilizantes nitrogenados é a oxidação da amônia: 
 4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g). 
 
Quantos litros de O2, medidos a 250C e 0,895 atm, devem ser usados para produzir 100 litros de 
NO a 500 °C e 750 torr ? 
 
32. Um recipiente de volume V tem um pequeno orifício na extremidade superior e contém um gás 
a 27 °C e 1 atm. A que temperatura deve se elevar a amostra gasosa para que um terço de seu 
volume original escape pelo orifício? 
 
33. Um gás de volume V1 e pressão P1 sofre uma transformação isobárica de uma temperatura T1 
até uma temperatura T2 = 3T1. Em seguida, sofre uma compressão isotérmica até o volume V3 = 
2V1. Qual a relação entre P1 e P3? 
 
34. Uma amostra de um líquido desconhecido é colocada num frasco evacuado de massa e volume 
conhecidos, a uma temperatura suficientemente alta para vaporizar todo o líquido. A temperatura 
é mantida constante e a pressão do frasco é medida. O frasco é pesado novamente para determinar 
a massa do líquido desconhecido. Usando os dados abaixo para esse procedimento, calcule a massa 
molar do líquido desconhecido. 
 
massa do frasco vazio 35,364 g 
volume do frasco 35,0 mL 
pressão no frasco 381 torr 
massa do frasco + líquido desconhecido 35,451 g 
temperatura l00,0 °C 
 
35. Uma mistura de alumínio e zinco de massa 1,67 g foi completamente dissolvida em ácido, 
fornecendo 1,69 litro de hidrogênio medido a 273 K e pressão de 1 atm. Qual a massa de alumínio 
na amostra original? 
 Zn + 2 H+ → Zn2+ + H2 
 Al + 3 H+ → Al3+ + 3/2 H2 
 
 
36. Uma liga de alumínio e cobre foi tratada com ácido clorídrico. O alumínio sofreu dissoluçào 
segundo a equação Al + 3 H+ → Al3+ + 3/2 H2 . O cobre permanece inalterado. O 
ataque de 0,360 g da liga produziu 415 cm3 de H2 medidos a 273 K e pressão de 1 atm. Qual a 
percentagem em massa de alumínio na liga? 
 
19
 
 
37. Uma amostra de um óxido de bário de composição desconhecida forneceu, após exaustivo 
aquecimento, 5,00 g de BaO e 366 mL de O2 medidos nas CNTP. a) Qual a fórmula empírica do 
óxido desconhecido ? b) Qual a massa de óxido que existia inicialmente? 
 
 
 
RESPOSTAS: 
 
1. 798 torr 22. 32.109 moléculas/cm3 
2. 287,8 mL 23. a) CH3 b) 30 g/mol c) C2H6 
3. 1,88 L 24. 600 mL 
4. a) 496,15 torr b) 512,8 torr 25. a) 0,144 g b) 0,368 g 
5. 23,1 cm3 26. 5,7 L 
6. 11,8 kPa 27. 19,2 mL 
7. 44 g/mol 28. 12,06 atm 
8. 26,24 mL 29. a) 0,424 mol b) PCO2 = 343 torr; PN2 = 102 torr; 
PO2 = 354 torr c) 1,52 g 
9. 850 torr 30. 0,53 L 
10. xN2 = 0,44; xCH4 = 0,22; xO2 = 0,33 
 PN2 = 374 torr; PCH4 = 187 torr; PO2 = 280 torr 
31. 53,13 L 
11. 146,8 ml 32. 400 K 
12. 81,5 mL 33. P3 = 3 P1/2 
13. 5,07 dm3 34. 152 g/mol 
14. 47,5 mL 35. 74 % 
15. 2 atm 36. 93 % 
16. a) 684,2 torr b) 0,966 c) 0,147 g 37. a) BaO2 b) 5,52 g 
17. a) 192,2 torr b) 528 torr c) 0,0055 mol 
18. a) 4,48 L b) 3,91 L c) 3,36 L 
19. 0,70 g 
20. 2,6 g/L 
21. 0,40 L 
 
20
UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
QUÍMICA GERAL TEÓRICA B - QUI01049 
UNIDADE 2 - TERMODINÂMICA 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
- Termodinâmica: investiga a espontaneidade de um processo. 
- Cinética: investiga a velocidade de um processo. 
 
Ambos os fatores deverão ser favoráveis para que uma transformação seja observada. 
 
Exemplo: 2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(g) 
 
- possível termodinamicamente Processo não observado 
- extremamente lento em temperatura ambiente 
 
A Termodinâmica: 
 
- diz respeito basicamente às trocas de energia que acompanham os processos químicos e físicos. 
- prediz se uma transformação é possível (espontânea) ou impossível (não espontânea) em determinadas condições. 
- considera a matéria como um todo, não se preocupando com sua estrutura molecular. 
- não se preocupa com o mecanismo da transformação e nem com o tempo da transformação. 
- se preocupa com aspectos macroscópicos como: pressão, volume, temperatura, concentração, energia e inter-
relação de energia. 
 
CONCEITOS BÁSICOS: 
 
Sistema: porção particular do universo cujas propriedades se deseja estudar. 
- Sistema Isolado: não troca matéria nem energia com a vizinhança; não varia de volume. 
- Sistema Fechado: pode trocar energia com a vizinhança e variar de volume, mas não troca matéria. 
- Sistema Aberto: pode trocar matéria e energia com a vizinhança. 
 
Vizinhança: todas as demais partes do universo que não fazem parte do sistema. 
 
Estado: situação de equilíbrio em que as propriedades macroscópicas do sistema como: temperatura, pressão, 
densidade, composição química, pressão, volume, estado físico (s, l ou g, ou forma cristalina) são bem 
definidas e não se alteram, com o tempo. 
 
Funções de Estado: é uma propriedade do sistema caracterizada por um valor numérico bem definido para cada 
Estado e independente da maneira pela qual o Estado é alcançado. P, T e V são Funções de Estado e outras 
Funções de Estado importantes para a Termodinâmica são: U, H, S e G. 
 
Propriedades importantes das Funções de Estado: são duas as propriedades fundamentais: 
- quando um sistema sofre uma transformação, as alterações das Funções de Estado somente dependem do 
Estado inicial e do Estado final, ou seja, não dependem do caminho da transformação. 
- as Funções de Estado são inter-relacionadas; atribuindo-se valores para algumas, pode-se definir os 
valores de outras. Exemplo: PV = nRT 
 
Propriedades Intensivas: P, T, densidade, fração molar, etc; não dependem da quantidade ou tamanho do sistema. 
Em sistemas Homogêneos, as propriedades intensivas são idênticas em toda a extensão do sistema; em 
sistemas heterogêneos estas propriedades variam em diferentes partes do sistema). 
 
Propriedades Extensivas: V, energia, número de mols, massa, etc; dependem do tamanho do sistema. 
 
 
21
TRANSFORMAÇÕES TERMODINÂMICAS: 
 
Transformação Reversível: Transformação que pode ir de um Estado A para um Estado B e voltar do Estado B 
para o Estado A pelo mesmo caminho. Nestas transformações, as Funções de Estado de um sistema nunca 
diferem entre si mais do que uma quantidade infinitesimal. Estes processos são algumas vezes denominados 
de “processos quase estáticos” pois são infinitamente lentos. 
 
Transformação Irreversível: Todas as transformações que não se enquadram nas características anteriores. 
Ocorrem em uma velocidade finita. Não é possível retornar a um Estado inicial pelo mesmo caminho. 
 
“A direção de um Processo Reversível pode ser alterada a qualquer momento, simplesmente fazendo-se uma 
modificação infinitesimal na vizinhança. Um Processo Irreversível para ser invertido requer uma modificação 
drástica na vizinhança.” 
 
Processo Isotérmico: ocorre a temperatura constante 
Processo Isobárico: ocorre a pressão constante 
Processo Isovolumétrico: ocorre a volume constante 
 
CALOR, TRABALHO E 1º PRIMEIRO PRINCÍPIO DA TERMODINÂMICA: 
A Termodinâmica distingue dois tipos de Energia: 
Calor: representado pelo símbolo “q” 
Trabalho: qualquer outro tipo de energia diferente de calor; representado pelo símbolo “w” (exemplo: 
trabalho mecânico: expansão de um gás; trabalho elétrico: fornecido por uma bateria). 
 
“O trabalho mecânico relacionado com a expansão ou compressão de um gás, é o mais comum em 
laboratório de química: gás pode ser produzido ou consumido em reação química e a pressão externa é a pressão 
atmosférica.” 
 
“O calor pode fluir para um sistema aumentando sua T ou pode deixar o sistema baixando sua T. Um gás 
pode se expandir e realizar trabalho sobre a vizinhança (empurra a atmosfera) ou pode ser comprimido, quando a 
vizinhança realiza trabalho sobre o sistema.” 
 
Convenção de sinais para Calor e Trabalho: 
 
Calor(q): - sinal (+) quando o sistema absorve energia sob forma de calor 
- sinal (-) quando o sistema libera energia sob forma de calor 
Trabalho (w): - sinal (+) quando o sistema ganha energia sob forma de trabalho (compressão de um gás). 
 - sinal (-) quando o sistema perde energia sob forma de trabalho (expansão de um gás) 
 
1º Princípio da Termodinâmica: “Em qualquer processo a variação total de energia do sistema, ΔU, é igual à 
soma do calor absorvido, q, e do trabalho, w, realizado sobre o sistema, ou seja, a Energia não é criada nem 
destruída, é conservada.” 
Matematicamente: U = q + w (na convenção antiga seria: U = q – w) 
 
“A Energia Interna (U), que é Função de Estado, representa a soma de todas as energias contidas no 
sistema como conseqüência de energia cinética de seus átomos, íons ou moléculas, acrescida da energia potencial 
que se origina das forças de ligação entre as partículas que formam o sistema.” 
 
Como medir U? 
 
Se: U = q + w 
Se a reação é executada a V constante, então w = 0 e U = q = qv 
Logo: U = qv, que significa calor trocado com a vizinhança em condições de volume constante. 
 
ENTALPIA (H) – UMA NOVA FUNÇÃO DE ESTADO: 
 
Em laboratório, as reações são comumente realizadas em condições de pressão constante, e não em 
condições de volume constante. Nestas condições, o calor medido não é qv e, portanto, não é U. 
22
 
Então define-se: H = U + PV 
 
Logo: H = U + (PV) 
Substituindo: H = q + w + (PV) Mas: w = -PV 
 Se: P = constante, então  (PV) = PV 
Resta:  H = q + (-P V) + P V = q 
Logo:  H = qp, que significa calor trocado com a vizinhança em condições de pressão constante. 
 
Sólidos e Líquidos: Gases: 
 
 (PV) ~ zero e H ~ U  (PV) =  (nRT) 
 
Para gases ideais à T constante,  (nRT) = (n) RT 
 
Então: H = U + (n)gRT, para processos à T 
constante. 
23
 
TABELA DE PARÂMETROS TERMODINÂMICOS 
 
ENTALPIA PADRÃO DE FORMAÇÃO A 25 °C (Hfo em kJ/mol)) ENTROPIA ABSOLUTA PADRÃO A 25 °C (S
o em J/K.mol)) 
Elementos e Compostos Inorgânicos Elementos e Compostos Inorgânicos 
O3(g) 142,12 CO(g) -110,42 O2(g) 204,83 NO(g) 210,42 AgCl(s) 96,01 
H2O(g) -241,60 CO2(g) -393,14 O3(g) 237,42 NO2(g) 240,22 Fe(s) 27,13 
H2O(l) -285,57 PbO(s) -219,45 H2(g) 130,46 NH3(g) 192,32 Fe2O3(s) 89,87 
HCl (g) -92,22 PbO2(s) -276,38 H2O(g) 188,54 HNO3(l) 155,45 Fe3O4(s) 146,30 
Br2(g) 30,68 PbSO4(s) -917,51 H2O(l) 69,87 P(g) 162,94 Al(s) 28,29 
HBr(g) -36,20 Hg(g) 60,78 He(g) 125,93 P(s, branco) 44,31 Al2O3(s) 50,94 
HI(g) 25,92 Ag2O(s) -30,54 Cl2(g) 222,74 PCl3(g) 311,37 UF6(g) 379,38 
S (monoclínico) 0,30 AgCl(s) -126,91 HCl (g) 186,50 PCl5(g) 352,37 UF6(s) 227,60 
SO2 (g) -296,61 Fe2O3(s) -821,37 Br2(l) 152,15 C(s, diamante) 2,44 Ca(s) 41,59 
SO3 (g) -394,80 Fe3O4(s) -1116,06 Br2(g) 245,11 C(s, grafite) 5,69 CaO(s) 39,71 
H2S (g) -20,13 Al2O3(s) -1668,20 HBr(g) 198,29 CO(g) 197,72 CaCO3(s) 92,80 
H2SO4(l) -810,54 UF6(g) -2110,90 HI(g) 206,13 CO2(g) 213,44 Na(s) 51,00 
NO(g) 90,29 UF6(s) -2161,06 S (rômbico) 31,85 PbO(s) 64,83 NaF(s) 58,52 
NO2(g) 33,82 CaO(s) -634,94 S (monoclínico 32,52 PbO2(s) 76,49 NaCl(s) 72,31 
NH3(g) -46,15 CaCO3(s) -1205,72 SO2 (g) 248,29 PbSO4(s) 147,14 K(s) 63,54 
HNO3(l) -173,07 NaF(s) -568,48 SO3 (g) 255,98 Hg(g) 174,72 KF(s) 66,50 
P(g) 314,25 NaCl(s) -410,61 H2S (g) 205,45 Hg(l) 77,33 KCl(s) 82,60 
PCl3(g) -306,06 KF(s) -562,04 N2(g) 191,31 Ag(s) 42,66 
PCl5(g) -398,56 KCl(s) -435,45 
C(diamante) 1,89 
Compostos Orgânicos Compostos Orgânicos 
metano, CH4(g) -74,78 propileno, C3H6(g) 20,39 metano, CH4(g) 186,01 propileno, C3H6(g) 266,68 
etano, C2H6(g) -84,59 1-buteno, C4H8(g) 1,17 etano, C2H6(g) 229,27 1-buteno, C4H8(g) 307,15 
propano, C3H8(g) -103,75 acetileno, C2H2(g) 226,53 propano, C3H8(g) 269,65 acetileno, C2H2(g) 200,63 
n-butano, C4H10(g) -124,61 formaldeído, CH2O(g) -115,79 n-butano, C4H10(g) 309,74 formaldeído, CH2O(g) 218,45 
isobutano, C4H10(g) -131,47 acetaldeído, CH3CHO(g) -166,20 isobutano, C4H10(g) 294,36 acetaldeído, CH3CHO(g) 265,43 
n-pentano, C5H12(g) -146,30 metanol, CH3OH(l) -238,34 n-pentano, C5H12(g) 348,97 metanol, CH3OH(l) 126,65 
n-hexano, C6H14(g) -167,03 etanol, C2H5OH(l) -277,37 n-hexano, C6H14(g) 386,44 etanol, C2H5OH(l) 160,51 
n-heptano, C7H16(g) -187,64 ácido fórmico, HCOOH(l) -424,72 n-heptano, C7H16(g) 424,86 ácido fórmico, HCOOH(l) 128,83 
n-octano, C8H18(g) -208,25 ácido acético, CH3COOH(l) -486,55 n-octano, C8H18(g) 463,23 ácido acético, CH3COOH(l) 159,68 
benzeno, C6H6(g) 82,85 ácido oxálico, (CO2H)2(s) -825,97 benzeno, C6H6(g) 268,94 ácido oxálico, (CO2H)2(s) 119,97 
benzeno, C6H6(l) 48,98 tetracloreto de carbono, CCl4(l) -139,19 benzeno, C6H6(l) 172,63 tetracloreto de carbono, CCl4(l) 214,23 
etileno, C7H4(g) 52,23 glicina, H2NCH2COOH(s) -528,06 etileno, C7H4(g) 219,24 glicina, H2NCH2COOH(s) 109,10 
 
 
24
UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
QUÍMICA GERAL TEÓRICA B - QUI01049 
UNIDADE 2 - TERMODINÂMICA 
 
EXERCÍCIOS DE TERMODINÂMICA 
 
1. Um gás é confinado num recipiente sob pressão atmosférica constante. Quando 600 J de calor são 
adicionados ao gás ele expande e efetua 140 J de trabalho nas vizinhanças. Calcular H e U para o 
processo. 
 
2. As densidades da água líquida e do gelo são respectivamente 0,9998 e 0,917 g/cm3. Calcular H e 
U para a solidificação de um mol de água a 0 °C e 1 atm, sabendo que o calor de fusão da água a 0 
°C e 1 atm é 6020 J/mol. 
 
3. Na vaporização de um grama de água líquida a 100 0C e 1 atm são formados 1671 mL de vapor de 
água. Se a quantidade de calor absorvida foi de 2260 J, calcular H e U para o processo 
H2O(l, 100oC)  H2O(v, 100oC). Quais os valores de Hvap e Uvap molares nessa temperatura? 
(Dado: densidade da água líquida = 0,9998 g/cm3) 
 
4. Calcular a entalpia padrão de formação do álcool etílico, C2H6O(l), a partir do conhecimento de sua 
entalpia padrão de combustão, H0comb = -1365,60 kJ/mol e outros dados da tabela de Termodinâmica. 
 
5. Uma amostra de 1,500 g de tolueno líquido, C7H8(l), foi colocada numa bomba calorimétrica 
juntamente com excesso de oxigênio. Durante a combustão a temperatura aumentou de 250C para 
26,4130C. Os produtos da reação são CO2(g) e H2O(l) e a capacidade calorífica total do calorímetro é 
45,06 kJ/K. Pergunta-se: 
a) Qual o valor da entalpia padrão de combustão do tolueno? 
b) Qual o valor da entalpia padrão de formação do tolueno? 
 
6. Quando 200 mL de HCl 1,00 mol/L a 25 °C foram misturados com 150 mL de NaOH 1,00 mol/L, 
também a 25 °C, num frasco de Dewar, a temperatura da mistura reagente aumentou para 30,0 °C. 
Considerando a capacidade calorífica da solução = 4,18 J/g°C, calcular H em kJ para a neutralização 
de um mol de H+ por um mol de OH-. 
 
7. A evaporação da transpiração é uma maneira de o corpo descartar o excesso de energia produzida 
durante exercício físico e, desse modo, manter constante a temperatura. Quantos kJ são removidos do 
corpo pela evaporação de 10,0 g de água a 25 °C? (Procurar entalpias de formação da água líquida e 
água vapor a 250C na tabela de Termodinâmica). 
 
8. O calor de combustão do etanol é -1371 kJ/mol a 25 °C. Uma garrafa de cerveja de 350 ml contém 
3,7% de álcool em massa. Supondo densidade igual a 0,97 g/mL, qual o conteúdo calórico de álcool 
na cerveja expresso em calorias nutricionais? (1 Cal = 1 kcal). 
 
9. Assumindo nenhuma perda de calor para o meio, e considerando o calor específico da prata = 
0,0565 cal/g oC e da água = 1 cal/g °C, calcule a temperatura final quando 100 g de prata a 40 oC é 
imersa em 60 g de água a 10 oC. 
 
10. O ponto de fusão de uma certa substância é 70oC, seu ponto de ebulição é 450oc, sua entalpia de 
fusão é 125,4 J/g, sua entalpia de vaporização é 188,1 J/g e seu calor específico é 0,90 J/gK. Calcule o 
calor requerido para converter 100 g da substância doestado sólido a 70oC a vapor a 450oC. 
 
25
11. Qual o calor necessário para converter 10 g de gelo a –10oC a água líquida a 10oC? Dados: cgelo = 
2,09 J/g oC, cágua = 4,18 J/g oC, Hfusão = 334,4 J/g. 
 
12. Determine a temperatura resultante quando 150 g de gelo a 0oC são misturados com 300 g de água 
a 50oC. Dados: cágua = 4,18 J/g oC, Hfusão = 334,4 J/g. 
 
13. Quando 1 kg de carvão antracito é queimado, cerca de 30514 kJ de calor são liberados. Que 
quantidade de carvão é requerida para aquecer 4 kg de água da temperatura ambiente (20oC) até o 
ponto de ebulição (em 1 atm de pressão), assumindo que não há perda de calor? Dados: cágua = 4,18 J/g 
oC. 
 
14. A volume constante o calor de combustão do ácido benzóico é -26,38 kJ/g. Uma amostra de 1,200 
g de ácido benzóico é queimada numa bomba calorimétrica. A temperatura do calorímetro aumentou 
de 22,450C para 26,100C. Qual a capacidade calorífica total do calorímetro? 
 
15. Aspirina é produzida comercialmente a partir de ácido salicílico, C7O3H6. Um grande 
carregamento de ácido salicílico está contaminado com óxido bórico, que é também um pó branco. O 
U0comb do ácido salicílico é -3,00.103 kJ/mol. Óxido bórico, por sua vez, não queima, pois é uma 
forma totalmente oxidada. Quando uma amostra de 3,556 g de ácido salicílico contaminado é 
queimada em bomba calorimétrica, a temperatura aumenta 2,5560C. Se a capacidade calorífica total 
do calorímetro é 13,62 kJ/K, qual a percentagem em massa de B2O3 na amostra? 
 
16. Quando uma amostra de NaOH de 6,50 g é dissolvida em 100 g de água num frasco de Dewar, a 
temperatura da mistura aumenta de 21,60C para 37,80C. Calcular H para o processo NaOH(s)  
Na+(aq) + OH-(aq). Suponha que o calor específico da solução é o mesmo que para água pura. 
 
17. Calcule o calor envolvido no processo de dissolução representado por 
 NH4NO3(s)  NH4+(aq) + NO3-(aq) 
se as quantidades de nitrato de amônio e água são respectivamente iguais a 200 g e 100 mL. Dados: 
solubilidade do NH4NO3 = 190 g em 100 mL de água 
Hf0 (NH4+(aq)) = -132,89 kJ/mol Hf0(NO3-(aq)) = -206,5 7 kJ/mol 
H0f(NH4NO3(s)) = -365,56 kJ/mol 
 
18. Um mol de vapor de água é comprimido reversivelmente a água líquida na temperatura do ponto 
de ebulição, 1000C. A entalpia de vaporização da água a 100 °C e 1 atm é 2260 J/g. Calcule q, w, 
U, H, Ssist e G. 
(Dados: dvapor = 0,598g/L; dlíquido = 0,998g/mL) 
 
19. Como varia a entropia do sistema quando ocorrem os seguintes processos: a) um sólido é 
fundido. b) um líquido é vaporizado. c) um sólido é dissolvido em água. d) um gás é liquefeito. 
 
20. Para cada um dos seguintes pares escolha a substância com a entropia mais elevada (por mol) na 
temperatura considerada. a) O2(g) a 5 atm e O2(g) a 0,5 atm. b) Br2(g) e Br2(l). c) 1 mol de N2(g) em 22,4 
L e 1 mol de N2(g) em 2,24 L. d) CO2(g) e CO2 dissolvido em água. 
 
21. Dado Kb da amônia a 298 K como sendo igual a 1,76.10-5: a) calcule G0 para a reação NH3(aq) 
+ H2O(l)  NH4+(aq) + OH-(aq). b) Qual é o valor de G no equilíbrio? c) Qual é o valor de G 
quando as concentrações de NH3, NH4+ e OH- são respectivamente iguais a 0,10 mol/L, 0,10 mol/L e 
0,050 mol/L? 
 
22. As células usam a hidrólise do trifosfato de adenosina, ATP, como fonte de energia. A conversão 
de ATP em ADP possui uma energia livre padrão de -30,5 kJ/mol. Se toda a energia livre do 
metabolismo da glicose 
26
 C6H12O6(s) + 6 O2(g)  6 CO2(g) + 6 H2O(l) 
 
é encaminhada para a conversão de ADP em ATP, quantos mols de ATP podem ser produzidos por 
mol de glicose metabolisada? Dados: entalpia padrão de formação e entropia absoluta padrão de 
C6H12O6(s) respectivamente iguais a -1273,2 kJ/mol e 212 J/K. 
 
23. Qual a máxima quantidade de trabalho útil (G), expresso em kJ, que se pode obter a 250C e 1 atm 
pela oxidação de 1,00 mol de propano, C3H8, de acordo com a equação: 
 
 C3H8(g) + 5 O2(g)  3 CO2(g) + 4 H2O(g) 
 
24. Calcule G° para a reação H2O2(g)  H2O(g) + ½ O2(g) , sendo H°R = -106 kJ e S°R = 58 J/K. 
Pode-se esperar que o H2O2(g) seja estável a 298 K? Explique! 
 
 
RESPOSTAS: 
1. H = 600 J U = 460 J 
2. H = -6,02 kJ U = -6,02 kJ 
3. H = 2260 J U = 2091 J Hmolar = 40,7 kJ/mol Umolar = 37,6 kJ/mol 
4. –277,2 kJ/mol 
5. Hocomb = –3911 kJ/mol Hfo = 17 kJ/mol 
6. –48,8 kJ/mol 
7. 24,4 kJ 
8. 89,6 Cal 
9. 12,6 oC 
10. 65,5 kJ 
11. 3971 J 
12. 6,7oC 
13. 44 g 
14. 8,67 kJ/oC 
15. 55% 
16. –44,4 kJ/mol 
17. 62,0 kJ 
18. qP = H = -40,7 kJ/mol U = -37,6 kJ/mol w = 3,05 kJ/mol S = -108,9 J/mol.K G = 0 
19. a) aumenta b) aumenta c) aumenta d) diminui 
20. Maior entropia: a) O2 0,5 atm; b) Br2 (g); c) 1 mol N2 em 22,4 L; d) CO2 (g) 
21. a) 27,1 kJ/mol b) zero c) 19,7 kJ 
22. 94,3 mols 
23. –2094 kJ/mol 
24. Go = -123,3 kJ/mol 
 
 
 
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UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
QUÍMICA GERAL TEÓRICA B - QUI01049 
UNIDADE 2 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
EXERCÍCIOS EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
1. Expresse a constante de equilíbrio para as equações abaixo: 
1.1. NH4NO2(s) N2(g) + 2 H2O(g) 1.3. 4 Fe(s) + 3 O2(g) 2 Fe2O3(s) 
 
1.2. FeO(s) + H2(g) Fe(s) + H2O(g) 
 
2. Explique em termos de Q, K e G o que acontece com o equilíbrio NH4HS(s) NH3(g) + H2S(g) 
quando a) NH3 é adicionado; b) NH4HS é adicionado; c) gás inerte é adicionado a P e T constantes; d) 
H2S é retirado. 
 
3. A 2727 0C o Kc para a reação Cl2(g) 2 Cl(g) vale 0,37. No equilíbrio, em sistema fechado, a 
pressão de Cl2 é 0,86 atm. Qual a pressão parcial de Cl no recipiente? 
 
4. O valor de Kp a 3770C para a reação 3 H2(g) + N2(g) 2 NH3(g) é 1,2. Calcule Kc para a equação 
NH3(g) 1/2 N2(g) + 3/2 H2(g). 
 
5. Um recipiente é carregado com 0,50 atm de N2O4 e 0,50 atm de NO2 a 250C. Após atingido o 
equilíbrio, representado pela equação N2O4(g) 2 NO2(g), a pressão parcial do N2O4 é 0,60 atm. 
Calcule Kp a 250C. 
 
6. Uma mistura de 0,100 mol de NO, 0,050 mol de H2 e 0,100 mol de H2O é colocada num recipiente 
fechado de 1,00 litro. Após certo tempo é estabelecido o equilíbrio: 
2 NO(g) + 2 H2(g) N2(g) + 2 H2O(g) 
 No equilíbrio a concentração de NO é 0,062 mol/L. Calcule Kc. 
 
7. A 12850C a constante de equilíbrio para a reação Br2(g) 2 Br(g) é Kc = 1,04.10-3. Um frasco de 
0,200 L, contendo uma mistura em equilíbrio dos gases, apresenta 0,245 g de bromo gasoso, Br2(g). Qual 
a massa de Br(g) presente? 
 
8. Uma amostra de 0,831g de SO3 é colocada num recipiente evacuado de 1,00 litro e aquecida a 1100 K. 
O anidrido sulfúrico sofre decomposição de acordo com a equação: 
2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) 
 No equilíbrio a pressão total no recipiente é 1,300 atm. Calcule Kc e Kp para o processo a 1100 K. 
 
9. PCl5 puro é introduzido em uma câmara evacuada, atingindo o equilíbrio a 2500C e 2,00 atm, segundo 
a equação PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g). A mistura em equilíbrio contém 40,7% em volume de cloro. 
 
a1. Quais as pressões parciais de PCl5 e PCl3 no equilíbrio? 
a2. Qual o valor de Kp a 250 °C? 
 
b) Se a mistura gasosa é expandida a 250 °C até uma pressão de 0,200 atm, calcule: 
 b1. a pressão parcial de cloro no novo equilíbrio. 
b2. a % em volume de cloro no novo equilíbrio. 
b3. a % de pentacloreto de fósforo dissociado no novo equilíbrio. 
28
 
10. A 308 K o Kp para a reação N2O4(g) 2 NO2(g) é 0,249. Quais as pressões parciais dos dois 
gases no equilíbrio? Calcule a percentagem de dissociação de tetróxido de dinitrogênio a 308 K e 
pressão total de 2,00 atm. 
 
11. Sabendo-se que a 250C e pressão total de 0,25 atm o brometo de nitrosila está 34% dissociado, 
calcule o valor de Kp a 250C para a reação representada pela equação: 
2 NOBr(g) 2 NO(g) + Br2(g)12. Uma mistura de H2 , I2 e HI em equilíbrio para a reação de formação de HI a 4580C contém 2,24.10-2 
mol/L de H2, 2,24.10-2 mol/L de I2 e 0,155 mol/L de HI num recipiente de 5,00 litros. Qual a condição 
final de equilíbrio quando este é restabelecido após a adição de 0,100 mol de HI? 
 
13. Um recipiente fechado contém 1,0 mol de BaCO3, 1,0 mol de BaO e 1,0 mol de CO2 em equilíbrio, 
segundo a equação BaCO3(s) BaO(s) + CO2(g). Se meio mol de CO2 for adicionado ao sistema, o 
que acontecerá com as quantidades das três substâncias presentes, supondo volume constante? 
 
14. A 21,80C a constante de equilíbrio Kc da reação representada pela equação 
NH4HS(s) NH3(g) + H2S(g) apresenta o valor 1,2.10-4. Calcule as concentrações de equilíbrio de 
amônia e sulfeto de hidrogênio se uma amostra do sólido é colocada num frasco fechado e se permite que 
haja decomposição até o estabelecimento do equilíbrio a 21,80C. 
 
15. Carbamato de amônio, NH4CO2NH2(s), decompõe-se por aquecimento segundo a equação 
NH4CO2NH2(s) 2 NH3(g) + CO2(g). Colocando-se uma certa quantidade do sólido num frasco 
rígido a 250C, constata-se que a pressão total de equilíbrio é 0,117 atm. Qual o valor de Kp para a 
equação dada? Qual deve ser a pressão adicional de CO2 para que, no novo equilíbrio, a pressão de NH3 
reduza-se à metade do valor original? 
 
16. A uma certa temperatura Kc = 7,5 para a reação representada pela equação: 2 NO2(g) N2O4(g) 
Se 2,0 mols de NO2 são colocados num frasco de 2,00 litros para reagir, quais serão as concentrações de 
equilíbrio de NO2 e N2O4? Quais serão as novas concentrações de equilíbrio se o volume do frasco for 
dobrado? 
 
17. A 1200 K, temperatura aproximada dos gases de exaustão dos automóveis, a constante Kp para a 
reação 2 CO2(g 2 CO(g) + O2(g) é 1,0.10-3. Supondo que o gás do escapamento (pressão total 
= l,0 atm) contém percentagens volumétricas de CO, CO2 e O2 respectivamente iguais a 0,20%, 12% e 
3,0%, pergunta-se: a) o sistema está em equilíbrio? b) Se não estiver, como irá se comportar o sistema 
até atingir o estado de equilíbrio? 
 
18. A 700 K a constante de equilíbrio Kp para a reação 2 NO(g) + Cl2(g) 2 NOCl(g) apresenta o 
valor 0,26. Preveja o comportamento das seguintes misturas, na mesma temperatura: 
 
 PNO P(Cl2) PNOCl 
a) 0,15 atm 0,31 atm 0,11 atm 
b) 0,12 atm 0,10 atm 0,050 atm 
c) 0,15 atm 0,20 atm 0,0050 atm 
 
19. Uma mistura gasosa contém 0,30 mol/L de SO2, 0,16 mol/L de Cl2 e 0,50 mol/L de cloreto de 
sulfurila, SO2Cl2. Se Kc = 0,011 para o equilíbrio representado pela equação: 
SO2Cl2(g) SO2(g) + Cl2(g), 
29
Pergunta-se: a) o sistema está em equilíbrio? b) se não estiver, em que sentido deve evoluir a reação até 
atingir o equilíbrio? 
 
20. A 1000 K o Kp para a reação I2(g) 2 I(g) é 3,1.10-3. Observa-se que, num recipiente selado a 
1000 K, a pressão de I2 é 0,21 atm e a de I(g) é 0,030 atm. a) O sistema está em equilíbrio? b) se não 
estiver, a pressão parcial de I2 aumenta ou diminui à medida que se aproxima o estado de equilíbrio? 
 
21. Em sistema fechado a 250C a reação TiCl4(g) Ti(s) + 2 Cl2(g) é endotérmica. O que acontece 
com o grau de avanço do ponto de equilíbrio quando a temperatura é aumentada? 
 
22. 1,50 mol de POCl3 é colocado num recipiente de 0,500 litro a 4000C, estabelecendo-se o equilíbrio 
segundo a equação POCl3(g) POCl(g) + Cl2(g) com Kc = 0,248. Calcule o número de mols de 
POCl que deve ser adicionado ao sistema de maneira a produzir uma concentração de equilíbrio de Cl2 
igual a 0,500 mol/L. 
 
RESPOSTAS 
 
1.1 Kc = [N2] [H2O] 1.2 Kc = [H2O] / [N2] 1.3 Kc = 1 / [O2]3 13. BaCO3 = 1,5 mol BaO = 0,5 mol 
2. a) Q > K; G > 0; R  P CO2 = 1 mol 
 b) Q = K; sem deslocamento 14. [H2S] = [NH3] = 0,0110 mol/L 
 c) Q < K; G < 0; R  P 15. KP = 2,37.10-4 P adicional = 0,136 atm 
 d) Q < K; G < 0; R  P 16. Eq. 1: [NO2] = 0,228 mol/L 
3. 8,9 atm [N2O4] = 0,386 mol/l 
4. 0,017 Eq. 2: [NO2] = 0,152 mol/L 
5. 0,15 [N2O4] = 0,174 mol/l 
6. 6,5.102 17. a) Q = 8,3.10-6 Q<K não equilíbrio 
7. 0,0451 g b) reação sentido R P 
8. Kc = 4,44.10-2 18. a) Q = 1,73 > K R  P 
9. a1) PPCl5 = 0,372 atm PPCl3 = PCl2 = 0,814 atm; a2) Kp = 1,78 
b1) PCl2 = 0,0974 atm; b2) 48,7%; b3) 94,93% 
 b) Q = 1,74 > K R  P 
10. 17,4 % c) Q = 0,00556 < K R P 
11. 1.10-2 19. a) Q = 0,096 > K não equil. b) R  P 
12. [H2] = [I2] = 0,02464 mol/L [HI] = 0,1705 mol/L 20. a) Q = 4,3.10-3 > K não equil. 
 b) pressão de I2 aumenta 
 21. grau de avanço aumenta 
 22. 0,370 mol 
 
 
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UNIDADE 2 – EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE 
 
EXERCÍCIOS EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE 
 
1. Calcule a solubilidade do fluoreto de cálcio, CaF2 (KPS = 3,9.10-11) nas seguintes condições: a) 
quando da adição de uma pequena quantidade do sal em água até saturar a solução; b) em solução 
0,010 mol/L de NaF; c) em solução 0,0176 mol/L de Ca(NO3)2. 
 
2. Uma solução saturada de hidróxido ferroso, Fe(OH)2, apresenta concentração hidroxiliônica igual a 
1,17.10-5 mol/L . Calcule o KPS do hidróxido, sabendo que não há outro soluto presente no sistema. 
 
3. Calcule o KPS dos compostos abaixo discriminados, sabendo o valor de suas solubilidades em água, 
expressas em ppm, a 250C. 
a) BiI3 (s = 7,8 ppm) b) MgNH4PO4 (s = 9,2 ppm) 
 
4. A fluoretação da água potável é amplamente empregada na prevenção de cárie dentária. 
Tipicamente, a concentração de íon fluoreto é ajustada no valor 1 ppb. Algumas águas “duras “, isto 
é, contendo íons Ca2+, que interfere na ação dos sabões, apresentam o cátion em concentração 8 ppb. 
Poderia haver formação de precipitado nessas condições? (Kps do CaF2 = 3,9.10-11) 
 
5. Uma solução é preparada pela mistura de 100 mL de AgNO3 0,200mol/L com 100 mL de HCl 
0,100 mol/L. Haverá precipitação de cloreto de prata nessas condições? Se houver, quais as 
concentrações dos íons após o estabelecimento do equilíbrio? (KPS do AgCl igual a 1,8.10-10). 
 
6. Quais as concentrações dos íons Hg22+ e Cl- na solução que resulta da adição de 32,5 mL de 
Hg2(NO3)2 0,117 mol/L a 67,5 mL de MgCl2 0,02815 mol/L. (KPS do Hg2Cl2 igual a 1,3.10-18) 
. 
7. NaOH é introduzido numa solução que é 0,050 mol/L em Cu2+ e 0,040 mol/L em Mn2+. a) Qual o 
hidróxido que precipita primeiro? b) Que concentração de hidroxila é necessária para iniciar a 
precipitação do primeiro hidróxido? (Valores dos KPS: [Cu(OH)2] = 1,6.10-19; [Mn(OH)2] = 1,9.10-13). 
 
8. Misturam-se 60,0 mL de MnCl2 0,0333 mol/L com 40,0 mL de KOH 0,0500 mol/L. Haverá 
precipitação de Mn(OH)2 nessas condições? Se houver, quais as concentrações dos íons após o 
estabelecimento do equilíbrio? (KPS do Mn(OH)2 igual a 1,9.10-13) 
 
RESPOSTAS 
PARTE 1 
1. a) 2,136.10-4 mol/L b) 3,9.10-7 mol/L c) 2,35.10-5 mol/L 
2. 8,0.10-16 3. a) 7,7.10-19 b) 3,0.10-13 4. Q  KPS , não ocorre precipitação 
5. Ocorre precipitação pois Q  KPS ; [Ag+] = 0,050 mol/L; [Cl -] = 3,6.10-9 mol/L 
6. [Hg22+] = 0,019 mol/L; [Cl -] = 8,27.10-9 mol/L 
7. a) Cu(OH)2 precipita primeiro. b) 1,8.10-9 mol/L 
8. [Mn2+] = 0,0100 mol/L; [OH -] = 4,3610-6 mol/L 
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UNIDADE 3 – EQUILÍBRIO IÔNICO 
 
 
TABELA DE CONSTANTES DE IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES 
 
 
 ÁCIDO FÓRMULA K1 K2 K3K4 
 
acético CH3-COOH (HOAc) 1,75x10
-5 
arsênico H3AsO4 6,0x10
-3 1,05x10-7 3,0x10-12 
benzóico C6H5COOH 6,14x10
-5 
bórico H3BO3 5,83x10
-10 
carbônico H2CO3 4,6x10
-7 4,4x10-11 
cítrico HOOC-(OH)-COOH 7,4x10-4 1,7x10-5 4,0x10-7 
 CH2COOH 
cianídrico HCN 2,1x10-9 
EDTA H4Y 1,0x10
-2 2,1x10-3 6,9x10-7 5,5x10-11 
fluorídrico HF 7,2x10-4 
fórmico HCOOH 1,77x10-4 
fenol C6H5OH 1,00x10
-10 
fosfórico H3PO4 7,5x10
-3 6,2x10-8 4,8x10-13 
fosforoso H3PO3 1,00x10
-2 2,6x10-7 
o-ftálico C6H4(COOH)2 (H2Ph) 1,12x10
-3 3,91x10-6 
hipocloroso HOCl 3,0x10-8 
iódico HIO3 1,7x10
-1 
maleico cis-HOOC-CH=CH-COOH 1,20x10-2 5,96x10-7 
nitroso HNO2 5,1x10
-4 
salicílico C6H4(OH)COOH 3,24x10
-3 
sulfídrico H2S 5,8x10
-7 1,2x10-15 
sulfúrico H2SO4 forte 1,20x10
-2 
sulfuroso H2SO3 1,72x10
-2 6,43x10-8 
tartárico HOOC(CHOH)2COOH (H2T) 1,0x10
-3 4,6x10-5 
 BASE K1 K2 
amônia NH3 1,76x10
-5 
anilina C6H5NH2 3,9x10
-10 
metilamina CH3NH2 4,8x10
-4 
etilamina C2H5NH2 4,28x10
-4 
etilenodiamina H2NC2H4NH2 (EDA) 8,5x10
-5 7,1x10-8 
piridina C5H5N 1,7x10
-9 
dimetilamina (CH3)2NH 5,3x10
-4
 
 
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UNIDADE 3 – EQUILÍBRIO IÔNICO 
 
 
EXERCÍCIOS EQUILÍBRIO IÔNICO 
 
1. Uma solução 0,100 mol/L de um ácido fraco genérico HA apresenta pH igual a 4,84. Calcule a 
constante de ionização do ácido e o seu grau de ionização nas condições dadas. 
 
2. Calcule o pH de uma solução 0,0050 mol/L de Ca(OH)2. 
 
3. Leite de magnésia é uma suspensão de hidróxido de magnésio sólido em água. Calcule o pH da fase 
aquosa, supondo-se que é composta de água pura saturada com hidróxido de magnésio. 
(KPS = 1,8.10-11) 
 
4. Misturam-se 20,0 mL de HCl 0,200 mol/L a 30,0 mL de NaOH 0,150 mol/L. Qual é o pH da 
solução resultante? 
 
5. Qual é o par conjugado principal de uma solução de ácido ftálico, H2Ph, de pH igual a 5,00? Qual 
a razão entre as concentrações das espécies envolvidas? 
 
6. Dimetilglioxima, C4H8N2O2, é uma base fraca com Kb = 4,0.10-4. Em que valor de pH essa base e 
seu ácido conjugado apresentarão idênticas concentrações? 
 
7. A 37 °C e na força iônica do sangue o pK1 do ácido carbônico é 6,10. Qual a razão entre as 
concentrações de HCO3– e H2CO3 no pH igual a 7,40? 
 
8. Sacarina, adoçante artificial, é um ácido fraco com pKa = 11,68. Esse composto ioniza em solução 
aquosa como segue: 
HNC7H4SO3(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + NC7H4SO3-(aq) 
 
Qual é o pH de uma solução 0,010 mol/L dessa substância? 
 
9. Calcule o pH de uma solução 0,500 mol/L de acetato de amônio, conhecendo-se Ka do ácido 
acético e Kb da amônia. 
 
10. O pH de uma solução 1,0 mol/L de nitrito de sódio, NaNO2, é 8,65. Calcule a constante de 
ionização Ka do ácido nitroso. 
 
11. Dissolvem-se 2,98 g de NaOCl em água suficiente para completar 500 mL de solução. Calcule o 
pH da solução resultante. 
 
12 Ácido sórbico, HC6H7O2, é um ácido fraco monoprótico com Ka = 1,7.10-5. Seu sal potássico é 
adicionado a queijos para inibir a formação de mofo. Qual é o pH da solução contendo 4,93 g de 
sorbato de potássio em 500 mL de solução. 
 
13. Calcule o pH da solução resultante da mistura de 28 g de ácido fórmico com igual massa de 
formato de sódio em água suficiente para totalizar um volume de 500 mL. 
 
33
14. Calcule o pH da solução resultante da mistura de 20,0 mL de ácido fórmico 0,200 mol/L com: a) 
80,0 mL de água destilada; b) 20,0 mL de NaOH 0,160 mol/L; c) 25,0 mL de NaOH 0,160 mol/L; d) 
25,0 mL de formato de sódio 0,200 mol/L; e) 20,0 mL de HCl 0,0500 mol/L. 
 
15. Calcule o pH da solução resultante da mistura de 20,0 mL de NH3 0,100 mol/L com: a) 80,0 mL 
de água destilada; b) 20,0 mL de HCl 0,0500 mol/L; c) 40,0 mL de HCl 0,0500 mol/L; d) 20,0 mL de 
NH4Cl 0,100 mol/L. 
 
16. Quantos gramas de cloreto de amônio devem ser adicionados a 100 mL de amônia concentrada 
(13,2 mol/L) para se obter uma solução de pH = 10? 
 
17. Que massa de formato de sódio precisa ser adicionada a 400 mL de ácido fórmico 1,0 mol/L de 
maneira a produzir um tampão de pH igual a 3,50? 
 
18. Que massa de acetato de sódio, NaC2H3O2, e que volume de ácido acético glacial devem ser 
misturados para se obter 750 mL de um tampão igual a 4,50 ? Suponha que no tampão a concentração 
de ácido acético é 0,300 mol/L. (Dados: ácido acético glacial = 99% de HOAc e d = 1,05 g/mL ). 
 
19. Um certo composto orgânico que é usado como indicador ácido-base apresenta iguais 
concentrações das formas ácida, HB, e básica, B-, no pH = 7,80. Qual o pKb da forma básica do 
indicador? 
 
20. Muitos refrigerantes usam o sistema tampão H2PO4 - e HPO4 2-. Qual o pH de um refrigerante cujo 
tampão predominante é constituído de 6,5 g de NaH2PO4 e 8,0 g de Na2HPO4 em um volume total de 
355 mL? 
 
21. Suponha que se deseja efetuar um experimento fisiológico que requer tamponamento no pH igual 
a 6,5. Sabe-se também que o organismo em questão não é sensível a um ácido diprótico H2X ( K1 = 
2,0.10-2 e K2 = 5,0.10-7 ) e seus sais. Dispõe-se apenas de uma solução 1,0 mol/L do ácido e de NaOH 
1,0 mol/L. Que volume de solução de NaOH se deve adicionar a 1,0 litro do ácido para dar um pH 
igual a 6,5? 
 
22. Calcule a variação de pH decorrente da adição de 10,0 mL de HCl 1,0 mol/L a: a) 100 mL de 
água pura; b) 100 mL de solução 1,0 mol/L em NaH2PO4 e Na2HPO4. 
 
23. Resolva o problema 22 considerando agora o efeito da adição de 10,0 mL de NaOH 1,0 mol/L aos 
mesmos sistemas anteriores. 
 
24. Que volume de NaOH 0,350 mol/L deveria ser adicionado a 300 mL de NaHCO3 0,250 mol/L de 
maneira produzir uma solução tampão de pH igual a 10,0? 
 
25. Que volume de HCl 0,350 mol/L deveria ser adicionado a 300 mL de Na2CO3 0,250 mol/L de 
maneira a produzir uma solução tampão de pH igual a 10,0? 
 
26. Deseja-se preparar 1000 mL de um tampão de NaHCO3 e Na2CO3 com pH igual a 9,70. Calcule 
as concentrações dos dois sais se essa solução deve ser preparada de tal maneira que a adição de 60 
milimols de um ácido forte não produza um pH menor que 9,30. 
 
27. Calcule o pH das seguintes soluções: 
(a) HCN 1,0.10-4 mol/L 
(b) anilina 1,0.10-4 mol/L 
(c) NaIO3 0,10 mol/L 
(d) NaOH 0,010 mol/L e Na3PO4 0,100 mol/L 
34
(e) hidrogeno tartarato de sódio, NaHT, 0,100 mol/L 
(f) Na2HAsO4 0,100 mol/L 
(g) NaHCO3 0,100 mol/L e Na2CO3 0,050 mol/L 
 
RESPOSTAS 
PARTE 2 
1. 2,1.10-9 e 0,014% 2. 12 3. 10, 5 4. 12,0 
5. O par conjugado principal é HPh - e Ph 2- pois a razão