química

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira 
 
 
Físico-Química 
1º Semestre 
Curso Anual de Química 
Prof. Alexandre Oliveira 
 
 
 
Assunto Página 
Módulo 01 – Estudo das Soluções 03 
Módulo 02 – Unidades de Concentração das Soluções 47 
Módulo 03 – Diluição de Soluções e Misturas de Soluções 65 
Módulo 04 – Propriedades Coligativas das Soluções 84 
Módulo 05 – Termoquímica 121 
Módulo 06 – Termodinâmica 162 
Módulo 07 – Cinética Química 181 
 
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MÓDULO 01 
ESTUDO DAS SOLUÇÕES 
 
1) Dispersão 
Dispersão é todo sistema no qual uma ou mais substâncias estão disseminadas (difundidas) sob a 
forma de pequenas partículas, em outra substância, de maneira uniforme e em toda a sua extensão. 
 
Observações: 
A substância que está disseminada constitui o disperso e a substância que dissolve o disperso é 
chamada dispersante ou dispergente. 
 
Exemplo: Adição de sacarose (C12H22O11) em água. 
Disperso: Sacarose 
Dispersante: Água 
 
As dispersões são classificadas, genericamente de acordo com o tamanho médio das partículas 
dispersas em: soluções verdadeiras (soluções), dispersões coloidais e suspensões. 
 
Tipo de Dispersão 
Tamanho Médio das 
Partículas dispersas 
em mm 
Solução verdadeira < 1 nm 
Dispersão coloidal 1 nm a 1000 nm 
Suspensão > 1000 nm 
 
Observações: 
1 nm = 1 nanômetro 
1 nm = 10–9 m 
1 Ǻ (Angström) = 10–10m 
1 nm = 10 Ǻ 
 
 1.1) Principais características das dispersões 
 
PRINCIPAIS CARACTERÍSTICAS DAS DISPERSÕES 
Tipos de dispersões Soluções verdadeiras Dispersões coloidais Suspensões 
 Exemplos 
Características 
ácidos, bases e sais 
dissolvidos em água 
tintas, geléias, 
gelatinas 
e maioneses 
água barrenta, pó de 
café em água 
Quanto ao tamanho 
médio 
das partículas 
dispersas 
até 1 nm de 1 a 1000 nm acima de 1000 nm 
Quanto à natureza das 
partículas dispersas 
íons ou moléculas 
aglomerados, de íons 
ou moléculas, ou ainda 
íons ou moléculas 
gigantes 
aglomerados de íons 
ou moléculas 
Quanto à 
homogeneidade 
homogêneas (as 
partículas não são 
visíveis em nenhum 
aparelho de 
observação) 
heterogêneas (as 
partículas são visíveis 
em ultramicroscópio) 
heterogêneas (as 
partículas são visíveis 
em microscópio 
comum) 
 
 
 
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Quanto à 
sedimentação das 
partículas dispersas 
não sedimentam 
(mesmo nas 
ultracentrífugas) 
sedimentam (com a 
utilização de 
ultracentrífugas) 
sedimentam 
(espontaneamente ou 
através de centrífugas 
comuns) 
Quanto à separação 
por 
Filtração 
não se separam (em 
nenhum tipo de filtro) 
separam-se (com a 
utilização de ultrafiltros) 
separam-se (com a 
utilização de filtros 
comuns) 
 
 
Observações: 
 
 
Dos três tipos de dispersão, somente a solução é um sistema monofásico (sistema homogêneo), 
sendo, por isso, na prática, a mais importante das dispersões. 
 
2) Critérios de classificação das soluções 
Soluções são misturas homogêneas de dois ou mais componentes. 
Nas soluções, a substância dispersa chama-se soluto e o dispersante, solvente. 
 
2.1) Identificação do soluto e do solvente 
Algumas soluções apresentam dificuldades para se identificar o soluto e o solvente. Para facilitar a 
identificação, use as seguintes regras: 
I) Quando um dos componentes da solução for a água, ela será considerada o solvente, pois a 
água é denominada de solvente universal. 
II) Quando o soluto e o solvente estiverem no mesmo estado físico, o solvente é o que possui maior 
quantidade de matéria. 
III) Na mistura de sólidos ou gases em líquido, o líquido é o solvente. 
 
2.2 Classificação das soluções 
I) Quanto ao estado físico (fase de agregação) da solução: 
 
Soluções sólidas: Ex.: ligas metálicas 
Soluções líquidas: Ex.: sal em água 
Soluções gasosas: Ex.: ar atmosférico. 
 
II) Quanto ao estado de agregação do soluto e do solvente: 
 
Soluto Solvente Exemplo 
*sólido sólido liga metálica de Ag e Au 
*sólido líquido açúcar em água. 
sólido gás naftalina no ar 
líquido sólido mercúrio + ouro 
*líquido líquido água em álcool 
líquido gás umidade do ar 
gás sólido hidrogênio + platina em pó 
*gás líquido gás carbônico em bebidas 
*gás gás ar atmosférico 
* soluções mais importantes 
 
 
 
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Observações: 
É o solvente que condiciona o estado de agregação de uma solução. 
 
III) Quanto à natureza das partículas dispersas. 
 
Soluções moleculares ou não-eletrolíticas: as partículas dispersas são somente moléculas, logo não 
conduzem corrente elétrica. 
Ex.: Sacarose em água. 
)aq(112212
OH
)s(112212 OHCOHC
2⎯⎯→⎯ 
(DISSOLUÇÃO) 
 
Soluções iônicas ou eletrolíticas: as partículas dispersas são íons e moléculas ou somente íons, logo 
conduzem corrente elétrica. 
 
Ex.: Soluções aquosas de ácidos, bases e sais. 
 
Observações: 
Ionização: É a formação de íons que ocorre quando um composto covalente é colocado em 
contado com um solvente polar. 
 
−+ +⎯→⎯+ )aq()aq(3)(2)g( COHOHHC   
(Ácidos sofrem ionização) 
 
Dissociação iônica: é a separação dos íons positivos e negativos do retículo cristalino de um 
composto iônico provocado pela ação de um solvente polar. 
−+
−+
+⎯⎯→⎯
+⎯⎯→⎯
)aq()aq(
OH
)s(
)aq()aq(
OH
)s(
OHNaNaOH
CNaNaC
2
2 
 
(Sais e bases sofrem dissociação iônica) 
 
Muitas soluções apresentam ao mesmo tempo moléculas e íons dispersos; por exemplo, numa 
solução aquosa de ácido acético (ácido fraco), existem muitas moléculas do ácido, não-ionizadas 
(CH3COOH) e poucos íons (CH3COO– e H+). 
 
IV) Quanto à proporção do soluto do solvente. 
 
Solução diluída: Quando a proporção do soluto é pequena em relação à do solvente. 
Ex.: 1,0 g de NaCl em 1 litro de água. 
 
Solução concentrada: Quando a proporção do soluto é grande em relação à do solvente. 
Ex.: 300 g de NaCl em 1 litro de água. 
 
Observação: 
Um parâmetro para se diferenciar uma solução diluída de uma concentrada é o seguinte: 
• Solução diluída: É a que possui no máximo 0,1 mol de soluto por litro de solução. Para o NaCl(s) (58,5 
g/mol) uma solução com até 5,85 g de NaCl(s) para cada litro de solução é considerada diluída. 
• Solução concentrada: É a que possui mais que 0,1 mol de soluto por litro de solução. Para o NaCl(s) 
uma solução com mais de 5,85 g de NaCl(s) para cada litro de solução é considerada concentrada. 
 
 
 
 
 
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3) Coeficiente de solubilidade (Cs) 
O coeficiente de solubilidade indica a quantidade máxima de uma substância que, em determinadas 
condições de temperatura e pressão, pode dissolver-se em uma quantidade fixa de solvente. 
 
Observações: 
1. A capacidade de uma substância se dissolver em outra é chamada solubilidade. 
2. Geralmente o solvente utilizado é a água e a quantidade fixa é de 100g de H2O. 
 
Ex. 1: 
Cs(KNO3) = 13,9 g KNO3/ 100g H2O (0ºC) 
Cs(KNO3) = 45,8 g KNO3/ 100g H2O (30ºC) 
Cs(KNO3) = 245,0 g KNO3/ 100g H2O (100ºC) 
 
Ex. 2: 
Cs(Ca(OH)2) = 185.10
-3g Ca(OH)2 / 100g H2O (0
°C) 
Cs(Ca(OH)2) = 106.10
-3g Ca(OH)2 / 100g H2O (70
°C) 
 
3.1) Gráfico de solubilidade 
O gráfico de solubilidade mostra a variação do coeficientede solubilidade (Cs) de uma ou mais 
substâncias em função da temperatura. 
 
Gráfico de solubilidade de 
algumas substâncias 
 
 
Observações: 
1. Em geral, a solubilidade dos sólidos aumenta com a temperatura (curvas ascendentes), mas existem 
algumas substâncias que diminuem a sua solubilidade com o aumento de temperatura (curvas 
descendentes). 
 
2. Dissolução endotérmica: O soluto se dissolve absorvendo calor do solvente. 
• O aumento da temperatura favorece a dissolução do soluto. 
• A solubilidade geralmente aumenta com o aumento da temperatura (curvas ascendentes). 
• A solução como um todo fica fria numa dissolução endotérmica. 
 
3. Dissolução exotérmica: O soluto se dissolve liberando calor para o solvente. 
• O aumento da temperatura desfavorece a dissolução do soluto. 
• A solubilidade geralmente diminui com o aumento da temperatura (curvas descendentes). 
• A solução como um todo fica quente numa dissolução exotérmica. 
 
4. Quando a curva de solubilidade apresenta pontos de inflexão, significa que o soluto forma hidratos 
 
 
 
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definidos, e esses pontos de inflexão correspondem à temperatura de dissociação de sais hidratados. 
 
 
 
 
Curva de solubilidade do sulfato de sódio Curva de Solubilidade do cloreto de cálcio 
 
5. As soluções, além de serem classificadas quanto à fase de agregação da solução, quanto à fase de 
agregação do soluto e do solvente, quanto à natureza das partículas dispersas e quanto à proporção 
entre soluto e solvente, podem ser classificadas quanto ao coeficiente de solubilidade em: 
 
I) Soluções não-saturadas (insaturadas): são aquelas onde a quantidade de soluto dissolvido (m1) não 
atinge o coeficiente de solubilidade (Cs) . (m1 < Cs). 
Ex.: Cs(KNO3) = 45,8 g de KNO3/ 100g H2O (30ºC) 
 Dissolver 40 g de KNO3 em 100g H2O a 30ºC 
 
 
 
II) Soluções saturadas: São aquelas onde a quantidade de soluto dissolvida (m1) é igual ao coeficiente 
de solubilidade (Cs) . (m1 = Cs). 
 Ex.: Dissolver 45,8 g de KNO3 em 100g de H2O a 30ºC 
 
 
 
Observações: 
Em soluções saturadas com precipitado (corpo de chão) ocorre um equilíbrio dinâmico entre o corpo 
de chão e a solução saturada, ou seja, a velocidade com que o sólido se dissolve é igual à velocidade 
com que o sólido se precipita no fundo do recipiente. 
Ex.: Dissolver 50 g de KNO3 em 100g de água a 30ºC. 
(Não esqueça que o Cs KNO3 = 45,8 g KNO3 em 100g H2O a 30ºC) 
 
 
 
 
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 Existe um equilíbrio dinâmico entre o corpo 
de chão e a massa dissolvida. 
 
III) Soluções supersaturadas: são aquelas em que a quantidade de soluto dissolvida (m1) é superior ao 
coeficiente de solubilidade (Cs) . (m1 > Cs). É uma solução instável, podendo por qualquer perturbação 
do sistema se tornar uma solução saturada com precipitado. 
 
Observações: 
Como se prepara uma solução supersaturada? 
 
Podemos, por exemplo, pegar uma solução saturada de KNO3 a 30ºC e resfriá-la sob condições 
especiais a 20ºC e obteremos uma solução supersaturada de KNO3. 
 
Cs(KNO3) = 45,8 g KNO3 / 100g H2O (30ºC) 
Cs(KNO3) = 31,6 g KNO3 / 100g H2O (20º) 
 
Observe atentamente o esquema a seguir: 
 
 
 
 
A solução supersaturada é instável 
 
 
 
 
 
 
 
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 Para preparar uma solução supersaturada usando uma substância de dissolução exotérmica 
devemos preparar uma solução saturada e em seguida aquecê-la em condições especiais. 
 Observe o seguinte exemplo: 
Dissolução exotérmica: 
 Cs(x) = 50g de X/100g H2O (20°C) 
 Cs(x) = 40g de X/100g H2O (30°C) 
 
 Observe o esquema a seguir: 
 
 
 
 
4) Classificação das soluções quanto ao coeficiente de solubilidade em um gráfico de solubilidade 
Dado o gráfico de solubilidade de uma substância hipotética. 
 
 
 
O ponto A representa uma solução não-saturada (insaturada), pois nesse ponto existem 40 g de 
X dissolvidos em 100g de água na temperatura t3, portanto a massa de soluto dissolvido é menor que o 
Cs de X nessa temperatura, que é 100g de X/100g H2O (m1 < Cs). 
O ponto B representa uma solução saturada, pois nesse ponto existem 60g de X dissolvidos em 
100g de H2O na temperatura t2, portanto a massa de soluto dissolvido é igual ao Cs de X nessa 
temperatura, que é 60g de X/100g H2O (m1 = Cs). 
O ponto C representa uma solução supersaturada, pois nesse ponto existem 50g de X dissolvidos 
em 100g de H2O na temperatura t1, portanto a massa de soluto dissolvido é maior que Cs de X nessa 
temperatura, que é 20g de X/100g H2O (m1 > Cs). 
 
 
Conclusões: 
I) Qualquer ponto em uma região acima da curva de solubilidade indica que a solução é supersaturada. 
II) Qualquer ponto coincidente com a curva de solubilidade indica que a solução é saturada. 
III) Qualquer ponto em uma região abaixo da curva de solubilidade indica que a solução é insaturada. 
 
Observações: 
1. Um solvente pode estar saturado de um soluto e ainda conseguir dissolver outro soluto. 
 Ex.: A água saturada de NaCl ainda é capaz de dissolver uma certa quantidade de
 açúcar. 
 
 
 
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2. Nem sempre se observa a correspondência entre solução diluída e solução insaturada. Observe o 
exemplo a seguir: 
• Uma solução com 2g de CaSO4 em 1 litro de água é considerada diluída, mas já está saturada, pois 
o coeficiente de solubilidade do CaSO4 é muito baixo. Cs(CaSO4) = 2g CaSO4/1L H2O. 
 
3. Nem sempre se observa a correspondência entre solução concentrada e solução saturada. 
 Observe o exemplo: 
• Uma solução de AgNO3 com 1200g de AgNO3 em 1 litro de água é considerada concentrada, mas 
ainda é uma solução insaturada, pois o Cs do AgNO3 é muito alto. Cs(AgNO3) = 1220g AgNO3 / 1L 
H2O. 
 
5) Formação de soluções 
Uma solução é uma mistura homogênea na qual todas as partículas são muito pequenas, tipicamente 
da ordem de átomos, íons e pequenas moléculas, com diâmetros variando entre 0,05 e 0,25 nm. Quando as 
partículas são maiores, as misturas possuem propriedades específicas de dispersões coloidais e 
suspensões. 
 
5.1) Soluções de sólidos em líquidos 
Para um sólido dissolver-se em um líquido, são necessárias duas etapas: 
 
1ª Etapa: quebra do retículo cristalino do sólido. É uma etapa endotérmica, portanto, ocorre com 
absorção de calor, pois as ligações do retículo cristalino do sólido precisão ser rompidas. No caso do sal 
de cozinha as ligações iôniocas entre o cátion (Na+) e o ânion (Cl-) serão quebradas. Essa energia 
absorvida é denominda energia de rede. 
 
2ª Etapa: solvatação das partículas do sóilido. É uma etapa exotérmica, ou seja, ocorre com 
liberação de calor, pois serão formadas interações intermoleculares entre as partículas do sólido e do 
solvente. No caso do sal e da água, serão formadas interações do tipo íon-dipolo, interações que são 
mais fortes que a ligações de hidrogênio. Essa energia liberada é denominada energia de solução ou 
energia de dissolução. 
 
Eventos semelhantes explicam por que os sólidos compostos de moléculas polares, como o açúcar, 
se dissolvem em água. As atrações entre o solvente e os dipolos do soluto ajudam a destacar as moléculas 
do cristal e trazê-las para a solução. Podemos utilizar a regra "igual dissolve igual"; um soluto polar se 
dissolve em um solvente polar. 
Do mesmo modo podemos explicar por que sólidos não-polares como a cera são solúveis em 
solventes não-polares como o benzeno. A cera é uma mistura sólida de longas cadeias de hi-
drocarbonetos. Suas moléculas estão ligadas por fracas forças de London, e dessa forma são facilmente 
desagregadas, embora as ligaçõesentre as moléculas do soluto (cera) e do solvente (benzeno) 
resultantes também sejam fracas (forças de London). 
Quando as forças de atração intermoleculares do soluto e do solvente são suficientemente 
diferentes, toma-se impossível a formação de uma solução. Por exemplo, sólidos iônicos ou moléculas 
sólidas de alta polaridade (como o açúcar) são insolúveis em solventes não-polares como o benzeno, a 
gasolina ou o querosene. As moléculas destes solventes, todos hidrocarbonetos, são incapazes de atrair 
íons ou moléculas com alta polaridade com força suficiente para sobrepujar as forças de atração que eles 
possuem entre si em seus cristais. 
 
 
 
 
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6) Calores de solução 
A troca de entalpia entre o sistema e o meio, quando um mol de soluto se dissolve no solvente, a 
uma pressão constante, para formar uma solução diluída é chamada de entalpia molar da 
solução , ou somente calor da solução, Hsol. 
 
 
H é positivo para urna mudança endotérmica, e por isso a seta para o Passo 1 na Fig. 6 aponta 
Fig. Hidratação de íons. A 
hidratação é um redirecionamento 
complexo das forças de atração 
e repulsão. Antes desta solução 
se formar, as moléculas de água 
são atraídas entre si e os íons Na+ 
e Cl– ficam isolados no cristal e 
também se atraem. Na solução, os 
íons se ligam a moléculas de 
água através de cargas opostas; 
além disso, as moléculas de água 
são mais atraídas pelos íons que 
por outras moléculas de água. 
 
Fig. Diagrama de entalpia para 
dissolução de um sólido em 
líquido. No mundo real a solução é 
formada diretamente como indica a 
seta cinza. Podemos analisar a 
mudança de energia imaginando 
duas etapas separadas, pois as 
mudanças de entalpia são 
funções do estado e independentes 
do caminho. A mudança de 
energia ao longo do caminho direto 
é a soma algébrica dos Passos 1 
e 2. 
 
 
 
 
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para cima, o sentido positivo. 
 
Como podemos observar na figura anterio, o primeiro passo é endotérmico e aumenta a energia 
potencial do sistema. As partículas do sólido se atraem, por isso precisamos de energia para separá-
las, a energia da rede. Ao receber a energia necessária da rede, o sólido é convertido para o estado 
gasoso. 
No segundo passo, as partículas do soluto gasoso entram no solvente e se misturam. A energia 
potencial do sistema diminui, pois as partículas de solvente e soluto se atraem. Este passo é, então, 
exotérmico e sua energia é chamada de energia de dissolução, o termo geral. O termo específico 
energia de hidratação é utilizado para as soluções aquosas. 
 
A magnitude do Hsol, depende de alguma forma da concentração final da solução. 
 
O calor de solução, a mudança resultante da energia, é a diferença entre a energia necessária para 
o Passo 1 e a energia liberada no Passo 2. Quando a energia necessária para o Passo 1 excede a energia 
liberada no Passo 2, a solução se forma endotermicamente, mas quando a energia liberada no Passo 2 
excede a energia necessária para o Passo 1, a solução se forma exotermicamente. 
Podemos comprovar esta análise comparando os calores de solução experimentais de alguns 
sais na água com aqueles calculados a partir das energias da rede e de hidratação (Tabela 1). Os cálculos 
são descritos nas Figuras seguintes, utilizando diagramas de entalpia para a formação de soluções 
aquosas de dois sais, KI e NaBr. 
A correspondência entre os valores experimentais e os calculados na Tabela 1 não é muito 
precisa. Isto ocorre primeiramente porque as energias da rede e de hidratação não são 
conhecidas com precisão e também porque o modelo uti lizado em nossa análise é obviamente 
muito simples. (O modelo não diz nada, por exemplo, sobre como a tendência natural à desordem 
influencia na formação da solução.) Note, entretanto, que quando a "teoria" prediz valores 
relativamente altos para o calor da solução, os valores experimentais seguem esta tendência e 
ambos os valores possuem o mesmo sinal (exceto para o NaCl). Observe também que as 
mudanças nos valores seguem o mesmo padrão quando comparamos os três sais de cloro — LiCI, 
NaCI e KCI — ou os três sais de bromo — LiBr, NaBr e KBr. 
 
Pequenos erros percentuais em quantidades muito grandes podem causar grandes mudanças na diferença 
percentual entre estes números. 
 
 
 
 
 
 
 
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Fig. Entalpia de uma solução. A formação do iodeto de potássio em solução aquosa. 
 
Fig. Entalpia de uma solução. A formação do brometo de sódio em solução aquosa. 
 
6.2) Soluções de líquidos em líquidos 
Para considerar calores de solução quando líquidos se dissolvem em líquidos, iremos trabalhar 
com um procedimento de três etapas para ir do estado inicial ao estado final. Primeiro vamos imaginar 
que as moléculas de um líquido são separadas somente o suficiente para dar lugar para as moléculas 
do outro líquido. (Definiremos este líquido como soluto.) Como temos que vencer as forças de atração 
para separar as moléculas, esta etapa aumenta a energia potencial do sistema - é endotérmica. 
 
 
 
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Fig. Entalpia de uma solução. Para analisar a variação de entalpia devida à formação de uma solução de 
dois líquidos, podemos imaginar a sequência hipotética de etapas ilustrada acima. 1ª Etapa. As moléculas 
do líquido designado como solvente são ligeiramente deslocadas para dar lugar às moléculas do soluto, 
num processo endotérmico. 2ª Etapa. As moléculas do soluto são forçadas a ocupar um volume maior, 
para dar lugar às moléculas do solvente, num processo também endotérmico. 3ª Etapa. As amostras de 
solvente e de soluto expandidas misturam-se espontaneamente, aparecendo uma atração entre as 
moléculas que torna o processo exotérmico. 
A segunda etapa é semelhante à primeira, mas ocorre com o outro líquido (o solvente). No 
diagrama de entalpia (Figura seguinte), podemos observar o solvente e o soluto após estas etapas, em 
suas condições "expandidas". 
A terceira etapa é deixar que a natureza siga seu curso - a tendência natural à desordem. 
Conforme as moléculas do solvente e do soluto se aproximam elas se unem e se misturam. Como as 
moléculas dos dois líquidos agora experimentam forças mútuas de atração, a energia potencial do 
sistema diminui e, portanto, a Etapa 3 é exotérmica. O valor de Hsol, será, novamente, a mudança 
resultante na energia para estes passos. 
 
 
 
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Fig. Variações de entalpia ao ser formada urna solução ideal. O processo em três etapas e o de 
formação direta começam e terminam ambos no mesmo ponto, com idêntica variação total de entalpia. A 
soma dos valores positivos de H para as duas etapas endotérmicas, 1 e 2, é igual em módulo ao valor negativo 
de H para a etapa exotérmica 3. Logo, a variação total H na formação de uma solução ideal é nula. 
 
6.3) Soluções ideais 
O diagrama de entalpia na Figura anterior mostra a hipótese quando a soma das energias 
necessárias para as Etapas 1 e 2 é igual à energia liberada na Etapa 3, e assim o valor de Hsol, é 
igual a zero. Este caso é muito semelhante a quando fazemos uma solução de benzeno e tetracloreto 
de carbono. As forças de atração entre as moléculas do benzeno são praticamente as mesmas que as 
do CCI4, ou entre as moléculas do benzeno e as do CCI4. Se todas estas forças intermoleculares forem 
idênticas, o resultante Hsol, seria exatamente igual a zero e a solução poderia ser chamadade solução 
ideal. Note bem a diferença entre uma solução ideal e um gás ideal. Em um gás ideal não existem 
forças de atração. Em uma solução ideal existem forças de atração, mas elas se anulam. 
 
A acetona e a água formam uma solução exotermicamente (veja Figura seguinte (a)). Com estes 
líquidos, a terceira etapa libera mais energia que a soma das duas primeiras etapas, pois as moléculas de 
acetona atraem as moléculas de água com mais intensidade do que atraem as suas próprias moléculas. 
 
O álcool etílico e o hexano formam uma solução endotermicamente (veja Figura seguinte (b)). 
Neste caso, a liberação de energia na terceira etapa não é suficiente para compensar a energia 
necessária para as etapas 1 e 2 e a solução fica "fria" quando se forma. O motivo aqui é que as 
moléculas do álcool etílico se atraem mais intensamente do que atraem as moléculas do hexano. As 
moléculas do hexano não podem se "misturar" entre as moléculas do álcool sem que sejam quebradas 
 
 
 
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algumas das ligações de hidrogênio. 
 
 
 
Fig. Variações de entalpia quando é formada uma solução real. Como Hsol, é uma função de estado, 
o caminho em várias etapas e o direto resultam na mesma variação total de entalpia. (a) O processo é 
exotérmico. (b) O processo é endotérmico. 
 
6.4) Soluções de gases e líquidos 
A formação de uma solução de um gás e um líquido normalmente é exotérmica quando 
utilizamos água como solvente. O gás já é expandido em seu estado natural, assim não haverá 
gasto de energia para "expandir o soluto". O solvente, entretanto, precisa ser expandido para dar lugar 
às moléculas do gás, o que requer uma pequena quantidade de energia - pequena porque as forças 
de atração não são muito afetadas quando as moléculas do solvente são levemente separadas. 
Quando as moléculas de gás finalmente preenchem o espaço entre as moléculas do líquido, o 
resultante Hsol depende de quão fortemente as moléculas do gás são atraídas pelas moléculas do 
solvente (líquido). Se esta força de atração for suficientemente grande, há uma queda na energia 
potencial durante a formação da solução - a formação será exotérmica. Isto ocorre porque as moléculas 
do gás partem de uma situação onde as forças de atração são praticamente nulas para uma situação 
onde existem forças de atração significativas. A mudança resultante na energia associada às duas 
etapas de expandir levemente o solvente e preencher os espaços com as moléculas do soluto é a 
energia de dissolução. 
 
7) A solubilidade de gases em líquidos 
 
 I) A Influência da Temperatura na Solubilidade de um Gás em um Líquido 
 
A Tabela nos fornece dados para as solubilidades em água de muitos gases comuns, a diferentes 
temperaturas e a pressão constante de 1 atm. Podemos observar que a pressão constante, as 
solubilidades dos gases em água sempre diminuem com o aumento da temperatura. (Esta generalização 
não deve ser estendida para solventes não-líquidos, onde a situação é bem mais complexa.) 
 
 
 
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II) Influência da Pressão na Solubilidade dos Gases 
 
A solubilidade de um gás em um líquido é afetada não somente pela temperatura, mas também pela 
pressão. Os gases da atmosfera, por exemplo, principalmente o oxigênio e o nitrogênio, não são muito 
solúveis em água a baixas pressões, mas quando aumentamos a pressão eles se tomam incrivelmente 
solúveis. 
 
Fig. Solubilidade em água como função da pressão para dois gases. A quantidade de gás dissolvida 
é maior, à medida que a temperatura aumenta. 
 
Para gases que não reagem com o solvente. existe uma regra simples relacionando a pressão 
do gás e sua solubilidade - a lei de solubilidade e pressão, normalmente chamada de lei de Henry, 
em homenagem a William Henry. 
 
Fig. Como o aumento na pressão eleva a solubilidade de um gás em um líquido. (a) A uma dada 
pressão. a fase de vapor e a solução ficam em equilíbrio. (b) Um aumento na pressão perturba este equilíbrio. 
 
 
 
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Há mais moléculas de gás sendo dissolvidas do que deixando a solução. (c) 0 equilíbrio foi restabelecido, com 
uma quantidade maior de gás dissolvida no líquido. 
 
III) Lei de Henry (Lei da Pressão-Solubilidade) 
A concentração de um gás em um líquido a qualquer temperatura é diretamente proporcional à pressão 
parcial do gás na solução. 
 
C = k . P (T é constante) 
 
Na equação, C é a concentração do gás e P é a pressão parcial do gás acima da solução. A constante 
de proporcionalidade, k, chamada de constante da lei de Henry, é única para cada gás. (Observe que 
consideramos a temperatura constante.) A equação é verdadeira somente com baixas concentrações e 
pressões e, como já dissemos, para gases que normalmente não reagem com o solvente. 
Uma expressão alternativa (e muito utilizada) para a lei de Henry é 
1 2
1 2
C C
P P
= 
onde C1 e P1 se referem às condições iniciais e C2 e P2 às condições finais. 
 
A Equação é verdadeira, pois as duas razões C1/P1 e C2/P2 são iguais à mesma constante da Lei de 
Henry, kg. 
 
EXEMPLO 1 
Utilização da Lei de Henry 
A solubilidade do N2 em água a 20°C é 0,0150 g L–1 quando a pressão parcial do nitrogênio é de 580 torr. Qual 
será a solubilidade do nitrogênio na água se mantivermos a temperatura, mas aumentarmos a pressão parcial 
para 800 torr? 
 
Análise: Este problema discute o efeito da pressão do gás em sua solubilidade, assim podemos aplicar a lei de 
Henry. Utilizaremos esta lei na forma da Equação estudada, pois desta forma não precisamos saber ou calcular 
a constante de Henry. 
 
Solução: Vamos primeiro organizar os dados. 
C1 = 0,0150 g L–1 C2 = ? 
P1 = 580 torr P2 = 800 torr 
Utilizando a Equação adequada, temos 
1
2C0,0150gL
580torr 800torr
−
= 
Resolvendo para C. 
C2 = 0,0207 g L–1 
 
O aumento da pressão fez com que a solubilidade mudasse para 0,0207 g L–1. 
 
Aplicação: 
Doença das bolhas 
Quando pessoas, como mergulhadores, trabalham onde a pressão do ar está muito acima do normal, 
elas têm que ser cuidadosas e retornar lentamente para a pressão atmosférica normal. Eles sofrem o perigo da 
"doença das bolhas", dores nas juntas e nos músculos, paralisia, tontura e morte. Cada 10 m de profundidade 
na água aumenta 1 atm na pressão. Trabalhadores que cavam túneis muito profundos também sofrem este 
risco. 
As bolhas ocorrem porque a solubilidade do nitrogênio e do oxigênio no sangue é maior sob pressões 
 
 
 
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mais altas, como diz a lei de Henry. Uma vez que o sangue tenha estes gases em abundância, eles não podem 
ser retirados subitamente. Se aparecerem micro-bolhas de nitrogênio ou oxigênio nos capilares, irão bloquear o 
fluxo de sangue. Isto provoca uma dor muito forte nas articulações e qualquer redução no fluxo sanguíneo para 
o cérebro pode ser extremamente perigoso. 
É expressamente recomendado cerca de 20 minutos de descompressão para cada atmosfera de 
pressão acima do normal. Isto é necessário para que o sistema respiratório possa expelir o nitrogênio em 
excesso e para o organismo metabolizar o oxigênio em excesso. 
 
8) Solubilidades de gases que reagem com a água 
Os gases dióxido de enxofre, amônia e o dióxido de carbono são muito mais solúveis em água que 
o oxigênio ou o nitrogênio (veja Tabela ). Uma das razões é que as moléculas de SO2 NH3 e CO2 
possuem ligações polares e locais de carga parcial que atraem as moléculas de água, formando 
ligações de hidrogênio que ajudam a manter os gases na solução, além disso esses gases acabam 
reagindo com a água, o queocasiona um aumento da sua solubilidade. 
Os gases mais solúveis também têm uma certa tendência a reagir com a água, à medida que 
é atingido o equilíbrio químico representado abaixo. 
 
As reações diretas contribuem para as concentrações mais altas de gases na solução, se 
comparadas a gases como O2 e N2, que não reagem normalmente com a água. O trióxido de 
enxofre é extremamente solúvel em água porque reage quantitativamente para formar ácido 
sulfúrico. 
3(g) 2 2 4(aq)SO H O H SO+ → 
 
 
9) Dispersões coloidais 
I) Importância das Dimensões das Partículas: Soluções, Dispersões Coloidais e 
Suspensões 
 Conforme mencionamos neste módulo, as dimensões das partículas, bem mais que seu número 
relativo ou seu tipo, afetam as propriedades físicas das misturas homogêneas. Se, por exemplo, 
misturarmos areia fina com água e agitarmos a mistura continuamente, ela parecerá algo homogênea, 
mas, se pararmos de agitá-la, as partículas de areia logo irão se sedimentar. Não acontece nada parecido 
quando dissolvemos sal ou açúcar na água. Íons e moléculas não sedimentam em solução. Seus 
pesos são muito pequenos, e assim a gravidade não consegue superar a influência da agitação 
térmica, que tende a manter a mistura. 
 A mistura em movimento de areia e água é um exemplo de suspensão. Para formar 
suspensões, as partículas precisam ter pelo menos una dimensão maior que cerca de 1.000 nm (1µm). 
Suspensões que não sedimentam subitamente, como a areia fina na água, podem quase sempre ser 
separadas por filtração utilizando um papel de filtro comum ou uma centrífuga de laboratório. O rotor de 
alta velocidade de uma centrífuga cria uma força inercial, que atua como a gravitação, suficiente para 
deslocar o material em suspensão através do fluido em direção ao fundo do recipiente que, quando a 
centrífuga está em operação, fica em posição horizontal. 
 
 
II) Propriedades e Tipos de Dispersões Coloidais 
Uma dispersão coloidal - muitas vezes chamada simplesmente colóide - é uma mistura onde as 
partículas dispersas têm pelo menos uma dimensão na faixa de 1 a 1.000 nm (ver Tabela seguinte). 
 
 
 
 
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Tipos de 
coloides 
 
Disperso 
 
Dispersante 
 
Exemplos 
 
Sol-sólido 
 
Sólido 
 
Sólido 
Pedras preciosas coloridas (rubi: CrO3 em Al2O3; safira: FeO e 
Fe2O3 em Al2O3). 
Sol (hidrossol) 
 
Sólido 
 
Líquido 
Goma-arábica (goma em água), gelatina (proteína em água). 
Aerossol sólido 
 
Sólido 
 
Gás 
Fumaça de cigarro, partículas de poeira ou fuligem dispersas no 
ar. 
 
Aerossol líquido 
 
Líquido 
 
Gás 
Minúsculas gotas de um líquido dispersas em um gás: neblina 
(água em ar), spray de perfumes e inseticidas. 
 
 
Gel 
 
Líquido 
 
Sólido 
Manteiga e margarina (água em gordura), geleia (água em 
pectina), tintas tixotrópicas. 
 
Emulsão 
Líquido Líquido 
 
Água e óleo com detergente, leite (gordura e água estabilizados pela 
caseína), maionese (vinagre e azeite estabilizados pela lecitina). 
 
Espuma sólida 
 
Gás 
 
Sólido 
Maria-mole (ar disperso em clara de ovo), pedra-pomes (ar disperso 
na rocha), polímeros expandidos, isopor (poliestireno), poliuretano. 
Espuma líquida 
 
Gás 
 
Líquido 
Creme chantilly (ar disperso em creme de leite). 
 
Partículas em dispersão coloidal são em geral muito pequenas para serem retidas pelo papel de filtro comum. 
 A tendência à não separação das dispersões coloidais em estado fluido é reforçada pelas colisões 
sofridas pelas partículas dispersas por causa do movimento constante das moléculas do "solvente". O 
movimento aleatório de partículas em dispersão coloidal causado por este bombardeio anisotrópico é 
denominado movimento Browniano, em homenagem ao botânico escocês Robert Brown (1773 - 1858). Ele 
observou o fenômeno pela primeira vez quando estudou grãos de pólen em água com o auxílio de uni 
microscópio. É claro que partículas em suspensão sofrem o mesmo efeito, mas elas são muito pesadas para 
que isto evite sua sedimentação. Isto só pode ser conseguido pela agitação constante da mistura. 
 Dispersões coloidais de um líquido em outro são chamadas emulsões. São em geral relativamente 
estáveis, desde que um terceiro componente, denominado agente emulsificante, esteja presente. A 
maionese, por exemplo, é uma emulsão de azeite em água (Fig. seguinte), obtida colocando-se azeite em uma 
solução diluída de um ácido orgânico comestível. O agente emulsificante é a lecitina, um componente da clara 
de ovo. Suas moléculas fazem com que cada gotícula de azeite fique com a superfície eletricamente 
carregada, evitando que se agrupem. No leite homogeneizado, as micropartículas de gordura estão cobertas 
com uma proteína chamada caseína. 
 
 
 Também é possível obter emulsões de água em óleo (Fig. seguinte); um exemplo é a 
margarina. onde o agente emulsificante é obtido da soja. 
 
 
 
 
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 O amido tem moléculas de grandes dimensões e forma uma dispersão coloidal na água. As 
misturas de amido coloidais têm em geral, uma aparência leitosa. podendo até ser opacas, pois as 
partículas coloidais são grandes o suficiente para refletir e espalhaa luz visível. Mesmo quando um feixe 
luminoso é focalizado sobre uma dispersão de amido tão diluída que parece clara como água a trajetória 
da luz é revelada pelo espalhamento lateral da radiação (veja Fig. seguinte). O espalhamento da luz por 
dispersões coloidais é chamado efeito Tyndall, homenageando John Tyndall (18201893), um cientista 
britânico. Em soluções verdadeiras, no entanto, os solutos são formados por partículas muito pequenas, 
que nãco espalham a luz. Assim, o efeito Tyndall não ocorre em soluções. 
 
Fig. O efeito Tyndall: espalhamento da luz, por dispersões coloidais. O tubo à esquerda contém uma dispersão 
coloidal de amido, enquanto o tubo à direita contém uma dispersão coloidal de Fe2O3 em água. O tubo do meio 
contém uma solução de Na2Cr2O7, um soluto colorido. O feixe estreito de luz laser vermelha é parcialmente 
espalhado nas duas dispersões coloidais, de modo que podemos vê-lo, mas atravessa a solução sem sofrer nenhum 
espalhamento. 
 
 O efeito Tyndall é muito comum. Quando você vê "os raios" de Sol nas clareiras da floresta ou 
entre as nuvens, está vendo o efeito Tyndall. A luz do Sol é desviada pelas partículas coloidais de 
fumaça ou gotículas de líquidos dispersas. Nem todos os comprimentos de onda de luz visível são 
igualmente desviados. Como resultado, quando o Sol está próximo ao horizonte e o ar contém 
fumaça, observamos cores brilhantes no céu. 
 
Os colóides que têm a água como meio de dispersão são classificados como hidrofóbico e 
hidrofílico; 
 
Colóide Hidrofóbico: as forças atrativas entre a água e a superfície coloidal são fracas; 
 Ex. dispersão de metais e de sais pouco solúveis em água; 
 
 
 
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Colóide Hidrofílico: as forças atrativas entre a água e a superfície coloidal são fortes; geralmente 
existem grupos –OH ou –NH2 nas partículas coloidais; 
 
Formam-se pontes de hidrogênio com a água 
 Ex. proteínas; amido; 
 
 
 
 
Peptização e pectização 
 
 
 
Tixotropia 
É a propriedade que alguns géis possuem de se reverterem temporariamente a sol, ao serem 
submetidos à ação de uma força ou agitação. Quando cessa a ação o sol se reverte a gel. 
Ex.: algumas tintas são géis tixotrópicos; 
 
Colóide protetor: é um colóide liófilo que se adiciona a um colóide liófobo para aumentar a estabilidade 
deste último. O colóide protetor vai atuar como camada de solvatação. 
Ex.: As gotículas de gordura se dispersam na água, com o auxílio dos sabões ou detergentes; 
GEL SOL 
Adição de água= peptização 
retirada de água = pectização 
 
 
 
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Na maionese, as gotículas de óleo de cozinha se dispersam no vinagre, “protegias” por colóides 
existentes na gema do ovo; 
Na tinta nanquim, as partículas do negro-de-fumo (carvão finamente dividido) se mantêm dispersas na 
água, com o auxílio de gomas; 
 
Eletroforese: Como todas as partículas de um disperso possuem a mesma carga, se a dispersão for 
submetida a um campo elétrico, todas as partículas do disperso vão migrar para o mesmo pólo; 
 
a) Anaforese: Ocorre quando as partículas do disperso têm carga negativa. As partículas do disperso 
migram para o pólo positivo do campo elétrico (ânodo). 
 
b) Cataforese: Ocorre quando as partículas do disperso têm carga positiva. As partículas do disperso 
migram para o pólo negativo do campo elétrico (cátodo). 
 
 
 
Anaforese Cataforese 
 
Ponto isoeletrônico: Como a carga elétrica de um colóide depende da quantidade e da natureza dos 
íons presentes no sistema, é possível transformar um colóide com partículas coloidais positivas em 
negativas e vice-versa. O ponto onde as micelas são neutras é chamado de ponto isoeletrônico; 
 
 
 
 
R CH COOH
NH2
OH - R CH COO 
-
NH2
H2O+ +
Proteína negativa 
R CH COOH
NH2
H3O 
+
R CH COOH
NH3
+
H2O+ +
Proteína positiva 
 
Purificação de Colóides 
a) Diálise: É um método de purificação de colóides usado para separar impurezas altamente solúveis 
no dispergente. Baseia-se na diferença de velocidade com que ocorre a difusão de uma solução e de 
um colóide através de uma membrana semipermeável. 
b) Eletrodiálise: Quando as impurezas que contaminam o colóide são de natureza iônica, é possível 
acelerar a difusão dessas impurezas pelo dialisador aplicando-se um campo elétrico na diálise; 
 
Dispersão A: Partículas do 
disperso com carga positiva 
Dispersão B: Partículas do 
disperso com carga negativa 
 
Adição de ânions 
Retirada de cátions 
Ponto isoeletrônico 
 
 
 
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10) Sabões e detergentes 
 A regra "o semelhante dissolve o semelhante" ajuda a explicar a atuação de sabões e 
detergentes. Substâncias oleosas e gordurosas constituem a "cola" que faz a sujeira aderir aos tecidos 
ou à pele. A água quente sozinha é muito pouco eficaz na remoção destes resíduos, mas mesmo 
uma pequena quantidade de detergente faz uma grande diferença. 
 Todos os detergentes têm uma característica comum, sejam eles iônicos ou moleculares. Suas 
estruturas incluem uma longa cadeia ('cauda') de hidrocarbonetos, não-polar, ligada a uma "cabeça" 
extremamente polar, ou iônica. No caso de um sabão comum típico, por exemplo, temos o seguinte 
ânion. (O cátion balanceador de carga é o Na+, na maioria dos sabões.) 
 
 
 
 
 
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 A cauda deste composto, como a de todos os hidrocarbonetos, é não-polar, e assim tem uma 
forte tendência a se dissolver em óleo ou gordura. mas não em água. Sua tendência natural é evitar 
a água; dizemos que a cauda é hidrófoba (não tem afinidade pela água). O íon como um todo é 
arrastado para uma solução em água quente somente por causa da sua cabeça iônica, que pode ser 
hidratada. Dizemos que esta cabeça iônica é hidrófila (amiga da água). Para minimizar os contatos 
entre as caudas hidrófobas e a água e para maximizar os contatos entre as cabeças hidrófilas e a 
água, os ânions do sabão se juntam em grupos de dimensões coloidais denominados micelas de 
sabão (veja Fig. seguinte). 
 
 Quando as micelas encontram um filme de gordura, seus ânions encontram algo a mais que 
pode acomodar caudas hidrófobas (veja Fig. seguinte). As caudas de um número enorme de ânions do 
sabão penetram no filme; em um certo sentido elas se dissolvem na gordura ou no óleo. As cabeças 
hidrófilas, no entanto, não serão arrastadas para a gordura; elas permanecem na água. Com uma 
pequena agitação produzida, por exemplo, por uma máquina de lavar roupa, a película gordurosa se 
fragmenta em incontáveis gotas minúsculas cada uma delas envolvida por um grande número de 
cabeças negativamente carregadas. Como as gotas, agora em dispersão coloidal, têrn cargas de 
mesmo sinal, elas se repelem e não podem agrupar-se novamente. A película gordurosa foi, para todos 
os fins práticos, dissolvida e será enviada para a destruição por bactérias nas estações de tratamento 
de água ou no solo. 
 
 
Fig. Micelas de sabão. A formação das micelas de sabão é 
induzida pela tendência a evitar a água das "caudas 
hidrófobas" das unidades do sabão e pela tendência a atrair 
água de suas "cabeças hidrófilas'". 
 
 
 
 
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Figura: processo de limpeza do sabão: 
a) esquema para uma molécula de sabão: carboxilato de cadeia longa. 
b) superfície contendo uma substância apolar (gordura). 
c) adição de sabão ao sistema. 
d) a cadeia apolar do sabão interage com a gordura, enquanto a cabeça polar do sabão interage com a 
água. 
e) formação de uma micela de gordura em água.
 
 
Ao lavarmos um prato sujo de óleo, forma-se o que os químicos chamam de micela, uma gotícula 
microscópica de gordura envolvida por moléculas de sabão, orientadas com a cadeia apolar direcionada 
para dentro (interagindo com o óleo) e a extremidade polar para fora (interagindo com a água). 
A água usada para enxaguar o prato interage com a parte externa da micela, que é constituída pelas 
extremidades polares das moléculas de sabão. Assim, a micela é dispersa na água e levada por ela, o 
que torna fácil remover, com auxílio do sabão, sujeiras apoiares. 
O processo de formação de micelas é denominado emulsificação. O esquema abaixo ilustra esse 
processo. Dizemos que o sabão atua como emulsificante ou emulsionante, ou seja, ele tem a 
propriedade de fazer com que o óleo se disperse na água, na forma de micelas. 
 
 
Os detergentes sintéticos atuam da mesma maneira que os sabões, porém diferem deles na 
estrutura da molécula. Sabões são sais de ácido carboxílico de cadeia longa, e detergentes sintéticos, na 
grande maioria, são sais de ácidos sulfônicos de cadeia longa. Atualmente existem muitos outros tipos 
de detergentes com estruturas diferentes, mas que, invariavelmente, possuem uma longa cadeia apoiar 
e uma extremidade polar. 
 
 
 
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Os detergentes sintéticos podem ser aniônicos ou catiônicos, dependendo da carga do íon orgânico 
responsável pela limpeza. 
 
 
 
 
Há também, no mercado, alguns produtos que contêm detergentes não-iônicos. Um exemplo é o da 
seguinte substância. 
 
 
 
 
Detergentes catiônicos 
Os detergentes catiônicos do tipo sal de amônio quaternário possuem efeito germicida, isto é, 
matam microrganismos (germes), tais como bactérias e fungos. 
 
 
Por esse motivo, ao ler o rótulo de alguns produtos desinfetantes para uso sanitário, você encontrará 
inscrições do tipo “ingrediente ativo: quaternário de amônio”. 
Outra interessante aplicação dos detergentes catiônicos está nos líquidos para enxaguar e 
 
 
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higienizar a boca. Muitos deles contêm cloreto de cetilpiridínio, que atua como detergente na remoção 
das sujeiras que se acumulam nos dentes e têm relação com a formação da placa bacteriana. Sua fórmula 
estruturalé: 
 
 
 
 
10.1. Impacto ambiental de sabões e detergentes 
 
Diariamente, sabões e detergentes usados nas residências atingem o sistema de esgotos e acabam 
indo parar em rios e lagos. Lá, com o movimento das águas, formam uma camada de espuma na 
superfície, que impede a entrada de oxigênio, essencial para a vida dos peixes. 
As aves aquáticas também são muito prejudicadas com a poluição da água por sabões e 
detergentes. Elas possuem um revestimento de óleo em suas penas e bóiam na água graças à 
camada de ar que fica presa debaixo delas. Quando esse revestimento é removido, essas aves não 
conseguem mais boiar e se afogam. 
Após algum tempo, esses resíduos de sabões são decompostos sob a ação dos microrganismos 
que vivem no ambiente aquático. A esse processo damos o nome de biodegradação. 
Sabões são fabricados a partir de substâncias presentes na natureza viva (os óleos e as gorduras) 
e existem muitos microrganismos capazes de degradá-los. Todo sabão é biodegradável. 
Já os detergentes sintéticos podem ou não ser biodegradáveis. Experiências mostram que os 
detergentes de cadeia carbônica não-ramificada são biodegradáveis, ao passo que os de cadeia 
ramificada não são. A legislação atual exige que os detergentes sejam biodegradáveis. 
 
 
Em certas regiões a água é rica em íons Ca2+ e/ou Mg2+. Esse tipo de igual é chamado de água 
dura. Nela, os sabões não atuam de modo satisfatório, pois ocorre uma reação entre esses cátions e o 
ânion do sabão, formando um precipitado (composto insolúvel). Isso pode diminuir ou até mesmo anular 
completamente a eficiência da limpeza. 
 
 
 
Para resolver esse problema, os fabricantes adicionam ao produto uma substância conhecida como 
agente sequestrante, cuja função é precipitar os íons Ca2+ e Mg2+ antes que eles precipitem o sabão. 
 
 
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Um dos agentes sequestrantes mais usados é o tripolifosfato de sódio Na5P3O10. 
Há, no entanto, um inconveniente no uso desses agentes. Eles são nutrientes de algas e, 
quando vão parar num lago, favorecem a proliferação delas. Esse crescimento exagerado impede 
a entrada de luz solar; assim, as algas do fundo morrem (por falta de luz) e começam a apodrecer. 
Esse apodrecimento consome oxigênio da água, o que, por sua vez, acarreta a morte dos peixes 
Esse processo e chamado de eutrofização do lago (do grego eu, “bem’, e trophein, nutrir”). 
 
10.2. Sabões e detergentes são tensoativos 
 
Se colocarmos uma pequena agulha com cuidado sobre a superfície da água pura, ela permanecerá 
aí. Se, no entanto, adicionarmos uma gota de detergente, imediatamente ela afundará. 
 
 
A água possui uma alta tensão superficial, ou, em outras palavras, sua superfície possui uma 
resistência a ser atravessada. Isso é explicado pelas pontes de hidrogênio quç mantêm as moléculas 
fortemente unidas. 
 
A presença de sabões e detergentes diminui a tensão superficial, porque essas substâncias tendem 
a se acumular na superfície, diminuindo a força atrativa entre as moléculas. Dizemos que são agentes 
tensoativos ou surfactantes, pois atuam sobre a tensão superficial. 
 
10.3. Sabões x detergentes 
 
 
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a) Água dura = água com elevada concentração de íons: Ca2+, Mg2+ ou Fe3+. 
 
b) em meio ácido 
 
 
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ESTUDO DAS SOLUÇÕES 
Exetcícios de Aprendizagem 
 
01. (Unicamp) Ainda sonolentos, saem em direção ao local 
da ocorrência e resolvem parar num posto de combustível. - 
Complete! - diz Rango ao frentista. Assim que o rapaz 
começa a colocar álcool no tanque, Estrondosa grita: - Pare! 
Pare! Este carro é a gasolina! - Ainda bem que você percebeu 
o engano - disse Rango. - Amigo! Complete o tanque com 
gasolina. O nosso herói procedeu assim porque calculou que, 
com o volume de álcool anidro colocado no tanque, 
adicionando a gasolina contendo 20% (volume/volume) de 
etanol, obteria um combustível com 24% de etanol 
(volume/volume), igual àquele vendido nos postos até pouco 
tempo atrás. 
a) Sabendo-se que o volume total do tanque é 50 litros, qual 
é a quantidade total de álcool, em litros, no tanque agora 
cheio? 
b) Que volume de etanol anidro o frentista colocou por 
engano no tanque do carro? 
 
 02. (Unicamp) Enquanto estudavam a ficha cadastral do 
vigia, Estrondosa e Rango resolveram tomar um refrigerante. 
Numa tina com água e gelo havia garrafinhas plásticas de um 
mesmo refrigerante "diet" e comum. O refrigerante comum 
contém sacarose. O "diet" é adoçado com substâncias que 
podem ser até 500 vezes mais doces do que a sacarose. Sem 
se preocupar com os rótulos, que haviam se soltado, Rango 
pegou duas garrafas que estavam bem à tona, desprezando as 
que estavam mais afundadas na água. Considere que um 
refrigerante é constituído, essencialmente, de água e de um 
adoçante, que pode ser sacarose ou outra substância, já que, 
para um mesmo refrigerante, todos os outros constituintes 
são mantidos constantes. A figura mostra os dados relativos 
à massa de refrigerante em função do seu volume. Sabe-se, 
também, que em 100mL de refrigerante comum há 13g de 
sacarose. 
 
 
 
a) Qual das curvas, A ou B, corresponde ao tipo de 
refrigerante escolhido por Rango? Justifique. 
 
b) Calcule a porcentagem em massa de sacarose no 
refrigerante comum. Explicite como obteve o resultado. 
 
 
03. (Ita) A figura abaixo mostra a curva de solubilidade do 
brometo de potássio (KBr) em água: 
 
 
Dados 
Massa molar (g/mol): K = 39,10; Br = 79,91 
Baseando nas informações apresentadas na figura é 
ERRADO afirmar que 
a) a dissolução do KBr em água é um processo endotérmico. 
b) a 30°C, a concentração de uma solução aquosa saturada 
em KBr é de aproximadamente 6mol/kg (molal). 
c) misturas correspondentes a pontos situados na região I da 
figura são bifásicas. 
d) misturas correspondentes a pontos situados na região II da 
figura são monofásicas. 
e) misturas correspondentes a pontos situados sobre a curva 
são saturadas em KBr. 
 
04. (Fuvest) 160 gramas de uma solução aquosa saturada de 
sacarose a 30°C são resfriados a 0°C. Quanto do açúcar 
cristaliza? 
Temperatura °C Solubilidade da sacarose 
 g/100 g de H‚O 
 
 0 180 
 30 220 
a) 20 g. 
b) 40 g. 
c) 50 g. 
d) 64 g. 
e) 90 g. 
 
05. (Fuvest) Industrialmente, o clorato de sódio é produzido 
 
 
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pela eletrólise da salmoura* aquecida, em uma cuba 
eletrolítica, de tal maneira que o cloro formado no anodo se 
misture e reaja com o hidróxido de sódio formado no catodo. 
A solução resultante contém cloreto de sódio e clorato de 
sódio. 
 
2NaCl(aq) + 2H‚O(Ø) ëCl‚(g) + 2NaOH(aq) + H‚(g) 
 
3Cl‚(g) + 6 NaOH(aq) ë 5NaCl(aq) + NaClOƒ(aq) + 
3H‚O(Ø) 
 
 
 
* salmoura = solução aquosa saturada de cloreto de sódio 
 
Ao final de uma eletrólise de salmoura, retiraram-se da cuba 
eletrolítica, a 90 °C, 310 g de solução aquosa saturada tanto 
de cloreto de sódio quanto de clorato de sódio. Essa amostra 
foi resfriada a 25 °C, ocorrendo a separação de material 
sólido. 
 
a) Quais as massas de cloreto de sódio e de clorato de sódio 
presentes nos 310 g da amostra retirada a 90 °C? Explique. 
b) No sólido formado pelo resfriamento da amostra a 25 °C, 
qual o grau de pureza (% em massa) do composto presente 
em maior quantidade? 
c) A dissolução, em água, do clorato de sódio libera ou 
absorve calor? Explique. 
 
06. (Ufmg) Numaaula no Laboratório de Química, os alunos 
prepararam, sob supervisão do professor, duas soluções 
aquosas, uma de cloreto de potássio, KCØ, e uma de cloreto 
de cálcio, CaCØ‚. Após observarem a variação da 
temperatura em função do tempo, durante o preparo de cada 
uma dessas soluções, os alunos elaboraram este gráfico: 
 
 
 
Considerando-se as informações fornecidas por esse gráfico 
e outros conhecimentos sobre o assunto, é CORRETO 
afirmar que 
a) a dissolução do CaCØ‚ diminui a energia cinética média 
das moléculas de água. 
b) a dissolução do KCØ é um processo exotérmico. 
c) a entalpia de dissolução do CaCØ‚ é maior que zero. 
d) a solubilidade do KCØ aumenta com o aumento da 
temperatura. 
 
07. (Fuvest) A recristalização consiste em dissolver uma 
substância a uma dada temperatura, no menor volume de 
solvente possível e a seguir resfriar a solução, obtendo-se 
cristais da substância. 
Duas amostras de ácido benzóico, de 25,0g cada, foram 
recristalizadas em água segundo esse procedimento, a seguir: 
a) Calcule a quantidade de água necessária para a dissolução 
de cada amostra. 
b) Qual das amostras permitiu obter maior quantidade de 
cristais da substância? Explique. 
Dados: curva de solubilidade do ácido benzóico em água 
(massa em gramas de ácido benzóico que se dissolve em 
100g de água, em cada temperatura). 
 
 
 
 
 
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08. (Fuvest) Uma mistura constituída de 45g de cloreto de 
sódio e 100mL de água, contida em um balão e inicialmente 
a 20°C, foi submetida à destilação simples, sob pressão de 
700 mm Hg, até que fossem recolhidos 50 mL de destilado. 
O esquema a seguir representa o conteúdo do balão de 
destilação, antes do aquecimento: 
 
 
 
a) De forma análoga à mostrada acima, represente a fase de 
vapor, durante a ebulição. 
b) Qual a massa de cloreto de sódio que está dissolvida, a 
20°C, após terem sido recolhidos 50mL de destilado? 
Justifique. 
c) A temperatura de ebulição durante a destilação era igual, 
maior ou menor que 97,4°C? Justifique. 
 
Dados: Curva de solubilidade do cloreto de sódio em água: 
Ponto de ebulição da água pura a 700mmHg: 97,4°C 
 
9. (Uerj) Um laboratorista precisa preparar 1,1 kg de 
solução aquosa saturada de um sal de dissolução 
exotérmica, utilizando como soluto um dos três sais 
disponíveis em seu laboratório: X, Y e Z. A temperatura 
final da solução deverá ser igual a 20 °C. 
Observe as curvas de solubilidade dos sais, em 
gramas de soluto por 100 g de água: 
 
 
 
A massa de soluto necessária, em gramas, para o 
preparo da solução equivale a: 
a) 100 
b) 110 
c) 300 
d) 330 
 
10. (Ufsc) O gráfico abaixo mostra a variação nas 
concentrações de soluções saturadas de dois sais em 
água, Li2SO4 (reta descendente) e 4NH C (reta 
ascendente), individualmente, em função da variação 
na temperatura da solução. A concentração é expressa 
em termos de percentual massa/massa, ou seja, a 
massa do sal dissolvido em 100 g da solução. 
 
 
 
Com base nos dados do gráfico acima, é CORRETO 
afirmar que: 
01) o sulfato de lítio é menos solúvel que o cloreto de 
amônio. 
02) em água a 30°C, é possível dissolver uma massa 
maior de cloreto de amônio do que de sulfato de 
lítio. 
04) o gráfico sugere que a dissolução do sulfato de lítio 
constitui um processo exotérmico, ao passo que a 
dissolução do cloreto de amônio tem caráter 
 
 
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endotérmico. 
08) a solubilidade do sulfato de lítio seria maior em 
uma solução contendo Na2SO4 do que em água 
pura. 
16) em água a 0°C, a concentração molar de uma 
solução saturada de sulfato de lítio é maior que a 
concentração molar de uma solução saturada de 
cloreto de amônio. 
32) em água a 50°C, é possível dissolver 30 g de 
sulfato de lítio, mas não é possível dissolver 
completamente 30 g de cloreto de amônio. 
 
11. (Fuvest) O rótulo de um frasco contendo 
determinada substância X traz as seguintes 
informações: 
 
Propriedade 
Descrição ou 
valor 
Cor Incolor 
Inflamabilidade Não inflamável 
Odor Adocicado 
Ponto de Fusão - 23 ºC 
Ponto de ebulição a 1 atm 77ºC 
Densidade a 25ºC 1,59 / cm3 
Solubilidade em água a 
25ºC 
0,1 g/ 100 g de H2O 
 
 
a) Considerando as informações apresentadas no 
rótulo, qual é o estado físico da substância contida no 
frasco, a 1 atm e 25 ºC? Justifique. 
b) Em um recipiente, foram adicionados, a 25 ºC, 56,0 
g da substância X e 200,0 g de água. Determine a 
massa da substância X que não se dissolveu em 
água. Mostre os cálculos. 
c) Complete o esquema da página de resposta, 
representando a aparência visual da mistura formada 
pela substância X e água quando, decorrido certo 
tempo, não for mais observada mudança visual. 
Justifique. 
 
Dado: densidade da água a 25 °C = 1,00 g / cm3 
 
12. (ifba) 
 
 
O comportamento do gás oxigênio com a variação de 
temperatura descrito no gráfico, bem como o 
comportamento físico geral dos gases, permitem 
afirmar corretamente que 
a) as forças atrativas se sobrepõem às forças de 
repulsão entre as moléculas do gás oxigênio com o 
aumento da temperatura. 
b) as colisões entre as moléculas de um gás 
aumentam de frequência com o aumento de 
temperatura, à pressão constante, diminuindo a 
velocidade média das moléculas e reduzindo sua 
solubilidade em água. 
c) a solubilidade de um gás em um líquido depende da 
energia cinética das moléculas do gás e da pressão 
exercida sobre o sistema que comporta o soluto 
gasoso e o solvente líquido. 
d) dois reservatórios de água mantidos sob as mesmas 
condições de limpeza e pressão de 1 atm, localizados 
na Bahia, a 35º C, e no Paraná, a 20º C, terão a mesma 
concentração de O2(g) dissolvido na água. 
e) as concentrações de O2(g) dissolvido em amostras 
de água do mar Báltico e do mar Vermelho 
independem de suas concentrações salinas, que são 
30 g/L e 40 g/L, respectivamente. 
 
13. (Ufg) Uma solução saturada de 2 2 7K Cr O foi 
preparada com a dissolução do sal em 1,0 kg de água. 
A influência da temperatura sobre a solubilidade está 
representada na figura a seguir. 
 
 
 
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Com base nos dados apresentados, as massas dos 
dois íons resultantes da dissociação do 2 2 7K Cr O , a 
50 °C, serão aproximadamente, iguais a: 
Dado: Densidade da água: 1,0 g mL 
a) 40 e 105 g 
b) 40 e 260 g 
c) 80 e 105 g 
d) 80 e 220 g 
e) 105 e 195 g 
 
ESTUDO DAS SOLUÇÕES 
Exercícios de Fixação 
01. (Unesp) A poluição térmica, provocada pela utilização 
de água de rio ou mar para refrigeração de usinas 
termoelétricas ou nucleares, vem do fato da água retornar ao 
ambiente em temperatura mais elevada que a inicial. Este 
aumento de temperatura provoca alteração do meio 
ambiente, podendo ocasionar modificações nos ciclos de 
vida e de reprodução e, até mesmo, a morte de peixes e 
plantas. O parâmetro físico-químico alterado pela poluição 
térmica, responsável pelo dano ao meio ambiente, é 
a) a queda da salinidade da água. 
b) a diminuição da solubilidade do oxigênio na água. 
c) o aumento da pressão de vapor da água. 
d) o aumento da acidez da água, devido à maior dissolução 
de dióxido de carbono na água. 
e) o aumento do equilíbrio iônico da água. 
 
02. (Fatec ) As solubilidades em água, a 20°C, de algumas 
substâncias e suas respectivas massas molares, são 
apresentadas na tabela a seguir: 
 
 
Considerando-se 
- volumes iguais de soluções saturadas a 20°C dessassubstâncias e 
- os sais totalmente dissociados. 
a substância que apresentará maior número de partículas em 
solução é a de 
a) NaNOƒ 
b) NaBr 
c) NaI 
d) C�‚H‚‚O�� 
e) (NH„)‚SO„ 
 
03. (Ufscar) As solubilidades dos sais KNOƒ e Ce‚(SO„)ƒ 
em água, medidas em duas temperaturas diferentes, são 
fornecidas na tabela a seguir. 
 
Com base nestes dados, pode-se afirmar que: 
a) a dissolução de KNOƒ em água é um processo 
exotérmico. 
b) a dissolução de Ce‚(SO„)ƒ em água é acompanhada de 
absorção de calor do ambiente. 
c) os dois sais podem ser purificados pela dissolução de 
cada um deles em volumes adequados de água a 80°C, 
seguido do resfriamento de cada uma das soluções a 10°C. 
d) se 110,1 g de uma solução saturada de Ce‚(SO„)ƒ a 10°C 
forem aquecidos a 80°C, observa-se a deposição de 2,2 g do 
sal sólido. 
e) a adição de 100 g de KNOƒ a 100 g de água a 80°C dá 
origem a uma mistura homogênea. 
 
 
 
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04. (Unifesp ) Uma solução contendo 14g de cloreto de sódio 
dissolvidos em 200mL de água foi deixada em um frasco 
aberto, a 30°C. Após algum tempo, começou a cristalizar o 
soluto. Qual volume mínimo e aproximado, em mL, de água 
deve ter evaporado quando se iniciou a cristalização? 
Dados: 
solubilidade, a 30°C, do cloreto de sódio = 35g/100g de 
água; densidade da água a 30°C = 1,0g/mL. 
a) 20. 
b) 40. 
c) 80. 
d) 100. 
e) 160. 
 
05. (Fei) A tabela a seguir fornece as solubilidades do KCØ 
e do Li‚COƒ a várias temperaturas. 
 
Assinale a alternativa falsa: 
a) a dissolução do KCØ em água é endotérmica 
b) o aquecimento diminui a solubilidade do Li‚COƒ em água 
c) a massa de KCØ capaz de saturar 50g de água, a 40°C, é 
20g 
d) ao resfriar, de 50°C até 20°C, uma solução que contém 
inicialmente 108mg de Li‚COƒ em 100g de água, haverá 
precipitação de 25mg de Li‚COƒ 
e) a 10°C, a solubilidade do KCØ é maior do que a do Li‚COƒ 
 
06. (Uepg) A solubilidade do nitrato de potássio em água, 
em função da temperatura, é dada na tabela abaixo. 
Considerando-se soluções de 3KNO em 100 g de água, 
assinale o que for correto. 
 
Temperatura (°C) 0 20 40 60 100 
Solubilidade do 
3KNO (g 100 g de 
água) 
13,3 31,6 63,9 110 246 
 
01) A 20 C, uma solução com 40 gramas está saturada. 
02) A 0 C, uma solução com 10 gramas está insaturada. 
04) A 40 C, uma solução com 120 gramas está 
supersaturada. 
08) A 100 C, uma solução com 120 gramas está saturada. 
 
07. (Puc-rio) As curvas de solubilidade das substâncias 
KNOƒ e Ca(OH)‚ (em gramas da substância em 100 g de 
água) em função da temperatura são mostradas a seguir. A 
partir desses dados, analise as alternativas a seguir e 
assinale a que NÃO apresenta uma afirmativa correta. 
 
a) Quando se adicionam 10,0 g de KNOƒ em 12,0g de água 
a 56 °C, se obtém uma solução insaturada. 
b) Observa-se a formação de corpo de fundo quando uma 
solução formada por 25 g de KNOƒ e 50 g de água a 40 °C 
é resfriada a 30 °C. 
c) A solubilidade do nitrato de potássio aumenta com a 
temperatura, enquanto a do hidróxido de cálcio diminui. 
d) Duas substâncias puras podem apresentar a mesma curva 
de solubilidade. 
e) O hidróxido de cálcio é muito menos solúvel que o 
nitrato de potássio em toda faixa de temperatura estudada. 
 
8. (Enem 2014) A capacidade de limpeza e a eficiência de 
um sabão dependem de sua propriedade de formar micelas 
estáveis, que arrastam com facilidade as moléculas 
impregnadas no material a ser limpo. Tais micelas têm em 
sua estrutura partes capazes de interagir com substâncias 
polares, como a água, e partes que podem interagir com 
substâncias apolares, como as gorduras e os óleos. 
SANTOS, W. L. P; MÕL, G. S. (Coords.). Química e 
sociedade. São Paulo: Nova Geração, 2005 (adaptado). 
 
A substância capaz de formar as estruturas mencionadas é 
a) 18 36C H . 
b) 17 33C H COONa. 
c) 3 2CH CH COONa. 
d) 3 2 2CH CH CH COOH. 
e) 3 2 2 2 2 2 2 3CH CH CH CH OCH CH CH CH . 
 
09. (Pucmg) O gráfico a seguir representa as curvas de 
 
 
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solubilidade de várias substâncias. 
 
 
 
Com relação ao gráfico anterior, assinale a afirmativa 
INCORRETA: 
a) KNOƒ é mais solúvel do que o Pb(NOƒ)‚ em água, a 
qualquer temperatura. 
b) A temperatura pouco afeta a solubilidade do NaCØ. 
c) A substância que apresenta a maior aumento de 
solubilidade com o aumento de temperatura é o KNOƒ. 
d) À temperatura ambiente, a substância menos solúvel é o 
MgCØ‚. 
e) A 40°C, a solubilidade do KCØ e a do NaCØ são iguais. 
 
10. (Pucmg) O diagrama representa curvas de solubilidade 
de alguns sais em água. 
 
 
 
Com relação ao diagrama anterior, é CORRETO afirmar: 
a) O NaCØ é insolúvel em água. 
b) O KCØOƒ é mais solúvel do que o NaCØ à temperatura 
ambiente. 
c) A substância mais solúvel em água, a uma temperatura 
de 10°C, é CaCØ‚. 
d) O KCØ e o NaCØ apresentam sempre a mesma 
solubilidade. 
e) A 25°C, a solubilidade do CaCØ‚ e a do NaNO‚ são 
praticamente iguais. 
 
11. (Uerj) O gráfico a seguir, que mostra a variação da 
solubilidade do dicromato de potássio na água em função 
da temperatura, foi apresentado em uma aula prática sobre 
misturas e suas classificações. Em seguida, foram 
preparadas seis misturas sob agitação enérgica, utilizando 
dicromato de potássio sólido e água pura em diferentes 
temperaturas, conforme o esquema: 
 
 
 
Após a estabilização dessas misturas, o número de sistemas 
homogêneos e o número de sistemas heterogêneos 
formados correspondem, respectivamente, a: 
a) 5 - 1 
b) 4 - 2 
c) 3 - 3 
d) 1 - 5 
 
12. (Ufal ) Considere os seguintes dados: 
 
- Solubilidade em água à temperatura ambiente. 
- NaNOƒ ... 90 g/100 gH‚O; massa molar (g/mol) = 85. 
Sua solubilidade aumenta quando aumenta a temperatura. 
- NaCØ ... 38 g/100 gH‚O; massa molar (g/mol) = 58. 
Sua solubilidade é praticamente constante quando aumenta 
a temperatura. 
- Ce‚ (SO„)ƒ ... 5 g/100 gH‚O 
Sua solubilidade diminui quando aumenta a temperatura. 
Com esses dados, afirma-se que: 
( ) À temperatura ambiente, quando a solubilidade é 
expressa em mol do soluto/100 g H‚O, o NaCØ é mais 
solúvel do que o NaNOƒ. 
( ) À temperatura ambiente, uma solução saturada de 
NaCØ contém mais mols de íons Na® do que uma solução 
saturada de NaNOƒ. 
 
 
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( ) A dissolução de NaNOƒ em água é um processo 
endotérmico. 
( ) A dissolução do NaCØ em água deve ocorrer com 
pequeno efeito térmico. 
( ) A dissolução do Ce‚(SO„)ƒ em água deve ocorrer com 
liberação de energia. 
 
13. (Ufes) Ao se adicionar cloreto de amônio a uma certa 
quantidade de água a 25°C, observa-se um resfriamento na 
solução. Com base nessa informação, pode-se afirmar: 
a) O processo é exotérmico e a solubilidade do NH„CØ 
aumenta com o aumento da temperatura. 
b) O processo é endotérmico e a solubilidade do NH„CØ 
aumenta com o aumento da temperatura. 
c) O processo é exotérmico e a solubilidade do NH„CØ 
diminui com o aumento da temperatura. 
d) O processo é endotérmico e a solubilidade do NH„CØ 
diminui com o aumento da temperatura. 
e) O processo é endotérmico e a solubilidade do NH„CØ 
independe da temperatura. 
 
14. (Upe) O gráfico a seguir mostra curvas de solubilidade 
para substâncias nas condições indicadas e pressão de 1 
atm. 
 
 
 
A interpretação dos dados desse gráfico permite afirmar 
CORRETAMENTE quea) compostos iônicos são insolúveis em água, na 
temperatura de 0°C. 
b) o cloreto de sódio é pouco solúvel em água à medida que 
a temperatura aumenta. 
c) sais diferentes podem apresentar a mesma solubilidade 
em uma dada temperatura. 
d) a solubilidade de um sal depende, principalmente, da 
espécie catiônica presente no composto. 
e) a solubilidade do cloreto de sódio é menor que a dos 
outros sais para qualquer temperatura. 
 
15. (Ufmg) Sabe-se que o cloreto de sódio pode ser obtido a 
partir da evaporação da água do mar. 
Analise este quadro, em que está apresentada a 
concentração de quatro sais em uma amostra de água do 
mar e a respectiva solubilidade em água a 25°C: 
 
Considerando-se as informações desse quadro, é 
CORRETO afirmar que, na evaporação dessa amostra de 
água do mar a 25°C, o primeiro sal a ser precipitado é o 
a) NaBr. 
b) CaSO„. 
c) NaCØ. 
d) MgCØ‚. 
 
16. (Ufpel) A ciência deve ser percebida no dia-a-dia e 
muitos experimentos podem ser feitos em nossas casas. Por 
exemplo, se colocarmos um ovo em uma jarra com água à 
temperatura ambiente, ele afundará, mas se, logo em 
seguida, adicionarmos NaCØ à água, até formar uma 
solução saturada, observaremos que o ovo flutuará. 
Baseando-se nesse experimento, analise as afirmativas 
abaixo. 
I - A densidade do ovo é menor do que a densidade da 
solução saturada de água + sal. 
II - Solução saturada é aquela em que a massa do soluto é 
igual ao seu coeficiente de solubilidade. 
III - Na forma dissociada, o NaCØ apresenta-se como Na® e 
CØ-, sendo o íon Na® chamado de cátion sódio e o íon CØ-, 
de ânion cloreto. 
Está(ão) correta(s) 
a) todas as afirmativas. 
b) as afirmativas I e III. 
c) as afirmativas II e III. 
d) somente a afirmativa III. 
e) as afirmativas I e II. 
 
17. (Enem 2012) Em uma planície, ocorreu um acidente 
 
 
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ambiental em decorrência do derramamento de grande 
quantidade de um hidrocarboneto que se apresenta na forma 
pastosa à temperatura ambiente. Um químico ambiental 
utilizou uma quantidade apropriada de uma solução de para-
dodecil-benzenossulfonato de sódio, um agente tensoativo 
sintético, para diminuir os impactos desse acidente. 
Essa intervenção produz resultados positivos para o 
ambiente porque 
a) promove uma reação de substituição no hidrocarboneto, 
tornando-o menos letal ao ambiente. 
b) a hidrólise do para-dodecil-benzenossulfonato de sódio 
produz energia térmica suficiente para vaporizar o 
hidrocarboneto. 
c) a mistura desses reagentes provoca a combustão do 
hidrocarboneto, o que diminui a quantidade dessa 
substância na natureza. 
d) a solução de para-dodecil-benzenossulfonato possibilita a 
solubilização do hidrocarboneto. 
e) o reagente adicionado provoca uma solidificação do 
hidrocarboneto, o que facilita sua retirada do ambiente. 
 
18. (Enem 2012) O armazenamento de certas vitaminas no 
organismo apresenta grande dependência de sua 
solubilidade. Por exemplo, vitaminas hidrossolúveis devem 
ser incluídas na dieta diária, enquanto vitaminas 
lipossolúveis são armazenadas em quantidades suficientes 
para evitar doenças causadas pela sua carência. A seguir são 
apresentadas as estruturas químicas de cinco vitaminas 
necessárias ao organismo. 
 
 
 
Dentre as vitaminas apresentadas na figura, aquela que 
necessita de maior suplementação diária é 
a) I. 
b) II. 
c) III. 
d) IV. 
e) V. 
 
19. (Uel) As bolsas instantâneas, frias ou quentes, 
usadas nos atletas que sofrem distensões 
musculares, dividem-se em dois compartimentos: um 
contendo água líquida e outro contendo um sal, que 
absorve ou libera calor quando em contato com a 
água. 
As reações químicas que ocorrem nas bolsas 
instantâneas são representadas nos gráficos a seguir. 
 
 
 
Com base no enunciado e nos conhecimentos sobre 
calor de reação, é correto afirmar: 
a) A bolsa quente é constituída de nitrato de amônio. 
b) A dissociação iônica do cloreto de cálcio libera 
calor. 
c) A dissociação iônica do nitrato de amônio é 
exotérmica. 
d) As dissoluções de sais em água são exotérmicas. 
e) A bolsa fria é constituída de cloreto de cálcio. 
 
 
20. (Mackenzie 2015) A solubilidade do cloreto de 
potássio (KC ) em 100 g de água, em função da 
temperatura é mostrada na tabela abaixo: 
 
Temperatura 
( C) 
Solubilidade ( gKC em 100 g 
de água) 
0 27,6 
10 31,0 
20 34,0 
30 37,0 
40 40,0 
50 42,6 
 
Ao preparar-se uma solução saturada de KC em 500 g 
de água, a 40 C e, posteriormente, ao resfriá-la, sob 
agitação, até 20 C, é correto afirmar que 
a) nada precipitará. 
b) precipitarão 6 g de KC . 
c) precipitarão 9 g de KC . 
d) precipitarão 30 g de KC . 
e) precipitarão 45 g de KC . 
 
21. (Enem 2012) Quando colocamos em água, os 
fosfolipídeos tendem a formar lipossomos, estruturas 
formadas por uma bicamada lipídica, conforme mostrado na 
figura. Quando rompida, essa estrutura tende a se reorganizar 
em um novo lipossomo. 
 
 
 
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Esse arranjo característico se deve ao fato de os fosfolipídeos 
apresentarem uma natureza 
a) polar, ou seja, serem inteiramente solúveis em água. 
b) apolar, ou seja, não serem solúveis em solução aquosa. 
c) anfotérica, ou seja, podem comportar-se como ácidos e 
bases. 
d) insaturada, ou seja, possuírem duplas ligações em sua 
estrutura. 
e) anfifílica, ou seja, possuírem uma parte hidrofílica e 
outra hidrofóbica. 
 
22. (Pucmg 2015) Determinadas substâncias são capazes de 
formar misturas homogêneas com outras substâncias. A 
substância que está em maior quantidade é denominada 
solvente e a que se encontra em menor quantidade é 
denominada de soluto. O cloreto de sódio (NaC ) forma 
solução homogênea com a água, em que é possível 
solubilizar, a 20 C, 36 g de NaC em 100 g de água. De 
posse dessas informações, uma solução em que 545 g de 
NaC estão dissolvidos em 1,5 L de água a 20 C, sem 
corpo de fundo, é: 
a) insaturada. 
b) concentrada. 
c) supersaturada. 
d) diluída. 
 
23. (Enem 2011) No processo de industrialização da 
mamona, além do óleo que contém vários ácidos graxos, é 
obtida uma massa orgânica, conhecida como torta de 
mamona. Esta massa tem potencial para ser utilizada como 
fertilizante para o solo e como complemento em rações 
animais devido a seu elevado valor proteico. No entanto, a 
torta apresenta compostos tóxicos e alergênicos 
diferentemente do óleo da mamona. Para que a torta possa 
ser utilizada na alimentação animal, é necessário um 
processo de descontaminação. 
 
Revista Química Nova na Escola. V. 32, no 1, 2010 
(adaptado). 
 
A característica presente nas substâncias tóxicas e 
alergênicas, que inviabiliza sua solubilização no óleo de 
mamona, é a 
a) lipofilia. 
b) hidrofilia. 
c) hipocromia. 
d) cromatofilia. 
e) hiperpolarização. 
 
24. (Ucs 2015) A solubilidade é uma propriedade física 
muito importante do ponto de vista biológico. Veja, por 
exemplo, o caso das vitaminas. Elas são indispensáveis à 
dieta alimentar, pois atuam na regulação de muitos processos 
vitais. O consumo excessivo de vitamina C parece não ser 
prejudicial ao organismo, pois qualquer excesso será 
eliminado pela urina, uma vez que ela é hidrossolúvel. O 
consumo excessivo de vitamina A, por outro lado, pode ser 
prejudicial, pois sendo lipossolúvel, ela acaba sendo retida 
pelo organismo, principalmente no fígado, produzindo dores 
de cabeça e insônia. 
As estruturas químicas das vitaminasA e C estão 
representadas abaixo. 
 
 
 
Em relação à solubilidade das vitaminas A e C, considere as 
proposições abaixo. 
 
I. Devido à presença de uma cadeia carbônica relativamente 
longa que apresenta caráter apolar acentuado, a vitamina 
A é praticamente insolúvel em água, apesar de ela conter 
um grupo hidroxila em sua estrutura química. 
II. A vitamina C é hidrossolúvel, devido à presença de vários 
grupos hidroxila em sua estrutura química que podem 
interagir com as moléculas de água por meio de ligações 
de hidrogênio. 
III. Se o coeficiente de solubilidade da vitamina C em água 
é igual a 330g L (a 25 C e 1 atm), uma solução 
aquosa de vitamina C com concentração igual a 
100g L, nas mesmas condições de temperatura e 
pressão, encontra-se supersaturada. 
 
Das proposições acima, 
a) apenas I está correta. 
b) apenas II está correta. 
c) apenas I e II estão corretas. 
d) apenas II e III estão corretas. 
e) I, II e III estão corretas. 
 
25. (Fgv ) Na figura, são apresentadas as curvas de 
 
 
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solubilidade de um determinado composto em cinco 
diferentes solventes. 
 
 
 
Na purificação desse composto por recristalização, o 
solvente mais indicado para se obter o maior rendimento no 
processo é o 
a) I. 
b) II. 
c) III. 
d) IV. 
e) V. 
 
26. (Pucmg ) Considere o gráfico de solubilidade de vários 
sais em água, em função da temperatura. 
 
 
 
Baseando-se no gráfico e nos conhecimentos sobre 
soluções, é INCORRETO afirmar que: 
a) a solubilidade do Ce‚(SO„)ƒ diminui com o aumento da 
temperatura. 
b) o sal nitrato de sódio é o mais solúvel a 20 °C. 
c) a massa de 80 g de nitrato de potássio satura 200 g de 
água a 30 °C. 
d) dissolvendo-se 60 g de NH„CØ em 100 g de água, a 60 
°C, obtém-se uma solução insaturada. 
 
27. (Ufmg) Seis soluções aquosas de nitrato de sódio, 
NaNOƒ, numeradas de I a VI, foram preparadas, em 
diferentes temperaturas, dissolvendo-se diferentes massas de 
NaNOƒ em 100g de água. Em alguns casos, o NaNOƒ não se 
dissolveu completamente. 
Este gráfico representa a curva de solubilidade de NaNOƒ, 
em função da temperatura, e seis pontos, que correspondem 
aos sistemas preparados: 
 
 
 
A partir da análise desse gráfico, é CORRETO afirmar que 
os dois sistemas em que poderá haver formação de 
precipitado são 
a) I e II. 
b) I e III. 
c) IV e V. 
d) V e VI. 
 
28. (Acafe) Um técnico preparou 420 g de uma solução 
saturada de nitrato de potássio 3(KNO , dissolvida em água) 
em um béquer a uma temperatura de 60 C. Depois deixou 
a solução esfriar até uma temperatura de 40 C, verificando 
a presença de um precipitado. 
 
A massa aproximada desse precipitado é: 
(desconsidere a massa de água presente no precipitado) 
 
 
 
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a) 100 g. 
b) 60 g. 
c) 50 g. 
d) 320 g. 
 
29. (Ueg) O gráfico abaixo mostra a curva de 
solubilidade para diversos sais inorgânicos. A análise 
do gráfico permite concluir que a quantidade mínima 
de água, em gramas, a 10ºC, necessária para 
dissolver 16 g do sal A é igual a: 
 
 
a) 12 
b) 20 
c) 36 
d) 48 
 
30. (Ufpb) O óxido de cálcio apresenta baixa 
solubilidade em água, como mostrado na tabela 
abaixo: 
 
Temperatura 
(ºC) 
Solubilidade de CaO em água 
(mol/L) 
10 0,023 
80 0,013 
 
Considerando as características das soluções 
aquosas e as informações da tabela, é correto afirmar: 
a) Uma solução 0,023 mol/L de CaO a 10 ºC é 
insaturada. 
b) Uma solução 0,023 mol/L de CaO a 10 ºC contém 
excesso de soluto dissolvido. 
c) Uma solução 0,013 mol/L de CaO a 80 ºC é 
saturada. 
d) A dissolução de CaO em água é endotérmica. 
e) A dissolução de 0,013 mol de CaO em 1 L, a 80 
ºC, forma uma solução supersaturada. 
 
MÓDULO 01 - ESTUDO DAS SOLUÇÕES 
GABARITOS E RESOLUÇÕES COMENTADAS 
 
Resposta da questão 1: [B] 
 
Resposta da questão 2: [C] 
É necessário encontrar o número de mols de cada substância e 
em seguida fazer a dissociação iônica, para encontrar o número de 
mols total de partículas em cada solução: 
I) NaNO3 = 85 g/mol 
3
3(aq) (aq) (aq)3
m 90g
n 1,06 mol de NaNO
M 85g / mol
NaNO Na NO
1,06 mol 1,06 mol 1,06 mol
Total: 2,12 mol de partículas
−+
= = =
→ + 
 
II) NaBr = 103g/mol 
(aq) (aq) (aq)
m 100g
n 0,97mol de NaBr
M 103g / mol
NaBr Na Br
0,97 mol 0,97 mol 0,97 mol
Total: 1,94 mol de partículas
+ −
= = =
→ + 
 
III) (NH4)2SO4 = 132g/mol 
4 2 4
2
4 2 4(aq) 4(aq) (aq)4
m 66g
n 0,5 mol de (NH ) SO
M 132g / mol
(NH ) SO 2 NH 1 SO
0,5 mol 1,00 mol 0,5 mol
Total: 1,50 mol de partículas
−+
= = =
→ + 
 
IV) NaI = 150g/mol 
(aq) (aq) (aq)
m 170g
n 1,13 mol de NaI
M 150g / mol
NaI Na I
1,13 mol 1,13 mol 1,13 mol
Total: 2,26 mol de partículas
+ −
= = =
→ + 
 
V) C12H22O11 = 342g/mol 
 
 
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12 22 11
12 22 11(s) 12 22 11(aq)
m 200g
n 0,58 mol de C H O
M 342g / mol
C H O C H O
0,58 mol 0,58 mol
Total: 0,58 mol de partículas
= = =
→ 
A sacarose não sofre dissociação iônica, como os sais, ela apenas 
se dissolve na água. 
A solução com maios número de mols de partículas e 
consequentemente com o maior número de partículas é a de NaI. 
 
Resposta da questão 3: [E] 
O item C está errado, pois este procedimento denominado 
cristalização fracionada, utilizando o resfriamento só seria eficiente 
para cristalizar o KNO3, pois este sal é bastante solúvel a 80°C e 
pouco solúvel a 10°C. Assim quando a solução fosse resfriada a 
maior parte do sal iria cristalizar no fundo do recipiente, podendo 
ser separada do resto da solução por filtração. 
O outro sal, sulfato de cério II, não pode ser recristalizado 
diminuindo a temperatura, primeiro porque a sua solubilidade 
aumenta, com a diminuição da temperatura, segundo porque a sua 
solubilidade varia pouco com a temperatura. 
Para recristalização a solubilidade precisa variar muito com a 
temperatura, ou seja, a curva precisa ser muito ascendente (caso 
mais comum), ou muito descendente. 
(Veja também a resolução da questão 25 deste módulo) 
 
Resposta da questão 4: [E] 
Cs do NaC a 30°C: 
35 g de NaC → 100 g de H2O (30°C) 
Como a densidade da água pura é 1,0 g/mL, temos que: 100 g de 
H2O = 100 mL de H2O 
Assim temos: 
35 g de NaC → 100 mL de H2O (30°C) 
Cálculo do volume mínimo de água necessário para dissolver 14 
de NaC a 30°C: 
35 g de NaC → 100 mL de H2O 
14 g de NaC → X mL de H2O 
X = 40 mL de H2O (volume necessário para que a solução fique 
saturada). 
Como foram dissolvidos os 14 g de NaCl em 200 mL de H2O, 
teremos: 
200 mL de H2O - 40 mL de H2O = 160 mL de H2O 
160 mL de H2O precisam ser evaporados para que comece a 
cristalizar o sal na solução. 
 
Resposta da questão 5: [D] 
D) falso 
não haverá formação de precipitado, pois quando ele resfria a 
solução faz é aumentar a solubilidade do sal Li2CO3. 
Estava dissolvido 108 mg do sal a 50°C (a solução estava 
saturada), ao resfriar para 20°C a solubilidade aumenta para 133 
mg, portanto a solução passa a ser insaturada. 
Não ocorre precipitação. Não precisa fazer nenhuma regra de 
três, pois ele está trabalhando com 100g de H2O. 
 
Resposta da questão 6: 02 + 04 = 06 
Muito cuidado com essa questão, pois em nenhum dos itens diz 
que está sendo colocando soluto para formar a solução. Ele afirmanos itens: uma solução com tantos gramas de soluto... Se é uma 
solução, então é homogênea, portanto a quantidade de soluto 
indicada ESTÁ DISSOVIDA. 
Se em algum dos itens a quantidade de soluto informada for maior 
que o coeficiente de solubilidade, então a solução é supersarada. 
Há uma diferença enorme entre acrescentar soluto à água para 
preparar uma solução e dizer que a solução já está pronta, com o 
soluto dissolvido. 
01) Falso: a 20°C a solubiidade é 31,6 g/100g de H2O, como estão 
dissolvidos 40 g de soluto a solução é SUPERSATURADA. 
02) Verdadeiro: a 0°C a solubilidade é 13,3 g/100g de H2O, assim 
uma solução com 10 g de soluto está INSATURADA. 
04) Verdadeiro: a 40°C a solubilidade é 63,9 g/100g de H2O, como 
existem 120 g de soluto DISSOLVIDOS ela é 
SUPERSATURADA. 
08) Falso: a 100°C a solubilidade é 246g/ 100g de H2O, uma 
solução que tem 120 g de soluto dissolvido está 
INSATURADA. 
 
Resposta da questão 7: [D] 
O item A é verdadeiro. A solubilidade do KNO3 a 56°C é 
aproximadamente: 
100g de KNO3 ----------- 100g de H2O 
Xg de KNO3 --------12 g de H2O 
X = 12 g de KNO3 podem ser dissolvidos 
Como só foram dissolvidos 10g de KNO3 a solução é insaturada. 
O item B é verdadeiro, pois a solubilidade do KNO3 a 30°C é 
aproximadamente: 
48g ---------100g de H2O 
Xg ---------50g de H2O 
Em 50 g de H2O só se dissolvem 24g de KNO3, haverá formação 
de aproximadamente 1 g de precipitado, pois ele tinha dissolvido 
25 g de KNO3. 
O item C é verdadeiro, pois a primeira curva de solubilidade é 
ascendente, a solubilidade aumenta com o aumento da 
temperatura, enquanto a segunda curva é descendente, a 
solubilidade diminui com o aumento da temperatura. 
O item D é Falso, Duas substâncias puras diferentes podem 
apresentar em uma mesma temperatura a mesma solubilidade 
(situação onde as curvas de solubilidade estariam se cortando), 
porém, elas não terão as mesmas solubilidades em todas as 
temperaturas, portanto, não podem apresentar as mesmas curvas 
 
 
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de solubilidade. 
O item E é verdadeiro. A substância do gráfico fa esquerda é muito 
mais solúvel que a substância do gráfico da direita em todos os 
intervalos de temperatura estudados. Observe a escala de 
solubilidade de cada gráfico 
Somente o item D é falso 
 
Resposta da questão 08: [B] 
As micelas têm em sua estrutura partes capazes de interagir com 
substâncias polares, como a água, e partes que podem interagir 
com substâncias apolares, como as gorduras e os óleos. 
Concluímos que se trata de um sabão, 17 33C H COONa. 
 
 
 
Resposta da questão 9: [A] 
Resposta da questão 10: [E] 
Resposta da questão 11: [B] 
Solução I: 
Cs do K2Cr2O7 a 30°C: 
20 g de sal ---100 g H2O 
Como foram adicionados apenas 15 de sal em 100 g de água, a 
solução é insaturada e portanto, o sistema é homogêneo. 
 
Solução II: 
Cs do K2Cr2O7 a 30°C: 
20 g de sal ---100 g H2O 
Xg de sal ---20 g H2O 
X = 5,0 g de sal (se dissolvem) 
Como foram adicionados apenas 3,5 de sal em 20 g de água, a 
solução é insaturada e portanto, o sistema é homogêneo. 
 
Solução III: 
Cs do K2Cr2O7 a 30°C: 
20g de sal ---100 g H2O 
Xg de sal ---10 g H2O 
X = 2,0 g de sal (se dissolvem) 
Como foram adicionados 2,0 de sal em 10 g de água, a solução é 
saturada e portanto, o sistema é homogêneo. 
 
Solução IV: 
Cs do K2Cr2O7 a 70 °C: 
60 g de sal ---100 g H2O 
X g de sal ---300 g H2O 
X = 180,0 g de sal (se dissolvem) 
Como foram adicionados 200,0 g de sal em 300 g de água, a 
solução é saturada com corpo de fundo, pois serão formados 20 
g de corpo de chão, portanto, o sistema é heterogêneo. 
 
Solução V: 
Cs do K2Cr2O7 a 70 °C: 
60 g de sal ---100 g H2O 
X g de sal ---500 g H2O 
X = 300,0 g de sal (se dissolvem) 
Como foram adicionados 320,0g de sal em 500 g de água, a 
solução é saturada com corpo de fundo, pois serão formados 20 
g de corpo de chão, portanto, o sistema é heterogêneo. 
 
Solução VI: 
Cs do K2Cr2O7 a 70 °C: 
60 g de sal ---100 g H2O 
Xg de sal ---250 g H2O 
X = 150,0 g de sal (se dissolvem) 
Como foram adicionados 150,0 de sal em 250 g de água, a 
solução é saturada e portanto, o sistema é homogêneo. 
 
Resposta da questão 12: F F V V V 
I) F 
Cs NaNO3 = 90g/100g H2O Massa molar NaNO3 = 85 g/mol 
1 mol NaNO3 ----- 85 g 
X mol NaNO3 ----- 90 g 
X = 1,06 mol de NaNO3 (maior valor, mais solúvel) 
 
Cs NaCl = 38g/100g H2O Massa molar NaCl = 58 g/mol 
1 mol NaCl ----- 58 g 
X mol NaCl ----- 38 g 
X = 0,65 mol de NaCl (menor valor, menos solúvel) 
 
II) F 
Considerando-se 100 g de H2O 
Cs NaNO3 = 1,06 mol de NaNO3 /100g H2O 
1 NaNO3 → 1 Na+ + 1 (NO3)- 
1,06 mol 1,06 mol 1,06 mol 
Na+ = 1,06 mol (maior valor) 
 
Cs NaCl = 0,65 mol de NaCl /100g H2O 
1 NaCl → 1 Na+ + 1 Cl- 
0,65 mol 0,65 mol 0,65 mol 
Na+ = 0,65 mol (menor valor) 
 
Resposta da questão 13. [B] 
Resposta da questão 14. [C] 
Resposta da questão 15. [B] 
Com a evaporação de parte da água, e consequente diminuição 
da quantidade de solvente na solução o primeiro sal que precipita 
é o menos solúvel, que no caso é o CaSO4. 
O último que precipita é o mais solúvel, seria o NaBr. 
 
Resposta da questão 16: [A] 
Resposta da questão 17: [D] 
O hidrocarboneto é insolúvel em água, porém com a adição de uma 
 
 
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solução de para-dodecil-benzenossulfonato, uma gente 
emulsificante, ocorre a a solubilização do hidrocarboneto, 
facilitando a sua remoção. 
Agente emulsificante, ou agente surfactante ou tensoativo, diminui 
a tensão superficial da água, pois possui uma longa cadeia apolar 
(lipofílica), que possui afinidade pelo hidrocarboneto e uma cabeça 
polar (hidrofílica) que possui afinidade pela água, permitindo a ssim 
a formção de uma emulsão de água e o hidrocarboneto. 
 
Resposta da questão 18: [C] 
Quanto maior a quantidade de grupos OH, mais solúvel será a 
vitamina, devido à interação com a água e maior a necessidade de 
suplementação. A estrutura III apresenta esta característica: 
 
 
 
Resposta da questão 19: [B] 
Observando-se o gráfico 1, percebe-se que a dissolução do CaC2 
em água é exotérmica, pois o processo de dissolução ocorre com 
liberação de energia (a entalpia dos produtos é menor que a 
entalpia dos reagentes). Como a dissolulçao do soluto ocorre com 
liberação de calor do soluto para o solvente, ocorre um aumento 
da temperatura do solvente e consequentemente da solução. Esta 
dissolução pode ser usada para preparar uma compressa quente 
instantânea. 
Observando-se o gráfico 2, percebe-se que a dissolução do 
NH4NO3 em água é endotérmica, pois o processo de dissolução 
ocorre com absorção de energia (a entalpia dos produtos é maior 
que a entalpia dos reagentes). Como a dissolulçao do soluto ocorre 
com absorção de calor do solvente, ocorre uma diminuição da 
temperatura do solvente e consequentemente da solução. Esta 
dissolução pode ser usada para preparar uma compressa fria 
instantânea. 
 
Resposta da questão 20: [D] 
Teremos: 
Cálculo da quantidade de NaCl que se dissolve em 500 g de água 
a 40 °C. 
Temperatura (ºC) 
Solubilidade (g KC em 100 g de 
água) 
40 40,0 
 
40,0 g (KC ) 100 g de água
X g (KC ) 500 g de água
X = 200 g de KCl
 
Cálculo da quantidade de NaC que se dissolve em 500 g de água 
a 20 °C. 
Temperatura (ºC) 
Solubilidade (g KC em 100 g de 
água) 
20 34,0 
40,0 g (KC ) 100 g de água
Y g (KC ) 500 g de água
Y = 200 g de KCl
 
Cálculo da quantidade de NaCl que se cristaliza em 500g de água 
a 20°C, após o resfriamento. 
200,0 g 170,0 g 30,0 g− = (precipitado; após oresfriamento). 
 
Resposta da questão 21: [E] 
Esse arranjo característico se deve ao fato de os fosfolipídeos 
apresentarem uma natureza anfifílica, ou seja, possuírem uma 
parte polar (hidrofílica) e outra apolar (hidrofóbica). 
 
 
Resposta da questão 22: [C] 
O cloreto de sódio (NaC) forma solução homogênea com a água, 
em que é possível solubilizar, a 20 ºC, 36 g de NaC em 100 g de 
água. 
Tem-se uma solução em que 545 g de NaC estão dissolvidos em 
1,5 L de água a 20 ºC, sem corpo de fundo. 
Como a densidade da água pura é 1,0 g/mL, temos que: 1500 mL 
de H2O = 1500 g de H2O 
36 g (NaC )
20 C
100 g de água
X g (NaC )

20 C
1500 g de água
36 g x 1500 g
X 540 g de NaC
100 g

= =
 
Conclusão: como a quantidade de sal dissolvido nos 1,5 L de água 
é maior que 540 g, a solução é supersaturada, pois a quantidade 
de soluto dissolvido é maior que a quantidade para tornar a soluão 
saturada. 
 
Resposta da questão 23: [B] 
A característica presente nas substâncias tóxicas e alergênicas, 
que inviabiliza sua solubilização no óleo de mamona, é a hidrofilia, 
ou seja, a capacidade de atrair compostos polares (hidro = água; 
filia = afinidade). Como o óleo de mamona é predominantemente 
apolar, os compostos alergênicos polares não se misturam ao óleo. 
 
Resposta da questão 24: [C] 
Análise das proposições: 
[I] Correta. Devido à presença de uma cadeia carbônica 
relativamente longa que apresenta caráter apolar acentuado, a 
vitamina A é praticamente insolúvel em água, apesar de ela 
conter um grupo hidroxila (OH) em sua estrutura química. 
 
 
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[II] Correta. A vitamina C é hidrossolúvel, devido à presença de 
vários grupos hidroxila (OH) em sua estrutura química que 
podem interagir com as moléculas de água por meio de 
ligações de hidrogênio. 
 
[III] Incorreta. Se o coeficiente de solubilidade da vitamina C em 
água é igual a 330 g/L (a 25ºC e 1 atm), uma solução aquosa 
de vitamina C com concentração igual a 100 g/L, nas mesmas 
condições de temperatura e pressão, encontra-se insaturada 
(100 g/L < 330 g/L). 
 
Resposta da questão 25: [A] 
Geralmente o processo de recristalização é realizado dissolvendo-
se o soluto em uma temperatura mais alta e em seguida resfriando-
se a solução. Esse procedimento é adequado para curvas de 
solubilidade ascendentes, dissoluções, em sua maioria, 
endotérmicas, assim quando a temperatura diminuir, vai diminuir 
também a solubilidade, fazendo com que o excesso dissolvido vá 
recristalizando no fundo do recipiente. 
Quanto mais ascendente for a curva de solubilidade, mais eficiente 
será o processo de recristalização, pois em alta temperatura foi 
dissolvido muito soluto e a baixa temperatura a solubilidade é 
baixa, assim uma grande quantidade de soluto recristalizará. 
Qual a utilidade deste processo? As impurezas continuam 
dissolvidas na solução, somente o soluto puro cristaliza. Em 
seguida basta fazer uma filtração para separar o soluto com alto 
grau de pureza de sua solução. 
Se a curva for descendente, teríamos que fazer o contrário, 
dissolver a frio e depois aquecer, pois com o aquecimento a 
solubilidade vai diminuindo e o soluto iria cristalizar. Mas 
geralmente se faz recristalização em curvas ascendentes, pois o 
processo é mais eficiente. 
 
Resposa da questão 26: [D] 
Resposta da questão 27: [B] 
A questão pergunta em quais sistemas poderá haver formação de 
precipitado (tempo futuro). As soluções I e III são soluções 
supersaturadas, porém são soluções instáveis, que por qualquer 
perturbação poderão formar uma solução saturada com corpo de 
chão, ou corpo de fundo ou precipitado. 
 
Caso a questão perguntasse em quais sistemas já poderá existir 
um equilíbrio entre uma solução saturada e o corpo de chão, a 
resposta seria os sistemas II e IV, pois tais soluções são saturadas, 
podendo ter corpo de fundo ou não. Uma solução saturada com 
corpo de fundo é representada no gráfico de solubilidade com um 
ponto coincidindo com a curva de sxolubilidade, pois somente a 
parte dissolvida será representada neste tipo de gráfico. 
 
Resposta da questão 28: [A] 
60 °C 
110 g de soluto - - - - - - - - > 100 g de água 
110 g de soluto - - - - - - - - > 210 g de solução 
X g de soluto - - - - - - - - > 420 g de solução 
X = 220 g de soluto 
Massa de água: 420g – 220g = 200g de água 
Durante o resfriamento a quantidade de água não muda 
 
40 °C 
60 g de soluto - - - - - - - - > 100 g de água 
X g de soluto - - - - - - - - > 200 g de água 
X = 120 g de soluto 
Como haviam 220g de soluto dissolvidos 
Massa que precipitou: 220g – 120g = 100g de soluto 
 
Resposta da questão 29: [B] 
A partir do gráfico e da temperatura pode-se descobrir a 
solubilidade do sal A: 
 
Então, 
80 g de A 100 g água
16 g de A água
água
m
m 20 g=
 
 
Resposta da questão 30: [C] 
De acordo com a tabela, uma solução 0,013 mol/L de CaO a 80 ºC 
é saturada. 
A dissolução de CaO em água é exotérmica, pois o aumento da 
temperatura provoca uma diminuição da solubilidade do CaO em 
água, sendo portanto uma curva de solubilidade descendente. 
 
 
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MÓDULO 02 
UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES 
1) Introdução 
Concentração de uma solução é qualquer expressão da proporção entre as quantidades de soluto 
e de solvente, ou então, entre as quantidades de soluto e de solução. 
 
" " de soluto (ou de solução)
"Quantidade" de solvente (ou de solução)
Quantidade
Concentração 
 
“Quantidade” = mols ou massa ou volume. 
 
Observações: 
 
1. Convenção: 
– Índice 1: soluto. Ex.: m1 = massa do soluto 
– Índice 2: solvente. Ex.: m2 = massa do solvente 
– Sem índice: solução. 
 Ex.: m = massa da solução (m = m1 + m2) 
 
2. 1cm3 = 1mL 
 1dm3 = 1L 
 1m3 = 1000L 
 
 x 100 
 L mL 
  1000 
 
3. Em qualquer parte da solução a concentração é a mesma. 
 
2) Unidades de concentração das soluções 
 
2.1 Concentração em massa/volume ou concentração comum (C) 
É a razão estabelecida entre a massa do soluto (m1) e o volume da solução (V); 
 
V
m
C 1= 
Geralmente: Soluto, em gramas (g) e solução em litros (L), logo temos a unidade: g/L. 
 
A unidade g/cm3 é menos usada. 
 
2.2 Concentração massa/massa ou título em massa (T) 
É a razão estabelecida entre a massa do soluto (m1) e a massa da solução (m), ambas na mesma 
unidade (geralmente em gramas). 
m
m
T 1= como : m = m1 + m2 
Temos: 
21
1
mm
m
T
+
= 
Observações: 
0 < T < 1 
O título em massa comumente é expresso em porcentagem de soluto; assim, temos o título 
percentual em massa (T%). 
 
 
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100 x T%T = 
O título em massa não possui unidade. 
 
Observações: 
1. % massa/massa (%m/m): Indica a massa de soluto (m1) em gramas, contida em 100g de solução. 
 Ex.: 40% m/m indica 40g de soluto em 100g de solução. 
 
2.3 Concentração volume/volume ou título em volume (Tv) 
É a razão estabelecida entre o volume do soluto (V1) e o volume da solução (V), ambos na mesma 
unidade: 
V
V
T 1V = 
Observações: 
De um modo geral o volume da solução (V) não é necessariamente a soma do volume do soluto 
(V1) com o volume do solvente (V2). 
 
0 < TV < 1 
 
O título em volume comumente é expresso em porcentagem de soluto, assim temos o título 
percentual em volume. (TV%): TV% = TV x 100. 
 
O título em volume não possui unidade. 
O título em volume só é usado para exprimir concentrações onde os componentes das soluçõessão todos gasosos ou todos líquidos. 
 
Observações: 
1. % volume / volume (%v/v) 
 Indica o volume de soluto (V1), em mL, contido em 100mL de solução. 
 Ex.: 20% v/v indica 20 mL de soluto em 100 mL de solução. 
 
2. Álcool a 96% (significa 96 volumes de álcool para cada 100 volumes da solução). 
 
3. O grau Gay-Lussac (ºG . L) indica a % v/v para soluções alcoólicas. 
 Ex.: 10,6ºG.L (significa 10,6 volumes de álcool para cada 100 volumes da solução). 
 
4. % massa/volume (%m/v): indica a massa do soluto (m1) em gramas, contida em 100 ml de solução. 
 Ex.: 0,80% m/v indica 0,80g de soluto em 100 ml de solução. 
 
2.4 Concentração em partes por milhão ou ppm 
Para soluções muito diluídas, ou seja, soluções onde a concentração é muito pequena, a 
concentração costuma ser expressa em partes por milhão ou ppm. 
 
I) Concentração em massa/massa expressa em ppm. 
Ex.: 1 ppm significa que para cada parte em massa do soluto temos um milhão de partes em massa 
de solução. 
 
concentração em ou concentração em 
 
partes10
g10
g10
Kg) (em m
mg) em(m
ppm 6
3
3
1




→
→
=
−
 partes10
g10
g10
Kg) (em m
mg) em(m
ppm 6
3
3
1




→
→
= 
 
Observações: 
 
 
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610Tppm = ou 410%Tppm = 
 
Ex.: T = 0,00005  T % = 0,005%  ppm = 50 ppm. 
 
II) Concentração em volume/volume expressa em ppm. 
 Ex.: 1 ppm significa que para cada parte em volume do soluto, temos um milhão de partes de solução. 
 
 concentração em ou concentração em 
 
 partes10
L10
L10
)m (emv 
mL) em(v
ppm 6
3
3
3
1




→
→
=
−
 partes10
L1
L10
L) (emv 
L) em(v
ppm 6
6
1




→
→
=
−
 
 
Observações: 
L = microlitros = 10–6 L 
 
6
v 10Tppm = ou 
4
V 10%Tppm = 
 
III) Concentração em massa/volume expressa em ppm. Os químicos costumam expressar a concentração 
de sólidos em líquidos, utilizando ppm. 
 Assim temos: 
 concentração em 
 partes10
g10OKgH1OLH1
g10
L) (emV 
mg) em(m
ppm 6
3
22
3
1




==→
→
=
−
 
 
Ex.: A água contendo 0,05 ppm de Pb2+ é imprópria para o consumo (0,05 mg de Pb2+ por litro de água) 
= (0,05 mg de Pb2+ por kg de água). 
 
2.5 Densidade de uma solução (d) 
É a razão estabelecida entre a massa da solução (m) e o volume dessa solução (V); 
V
m
d = como: m = m1 + m2 temos: 
V
mm
d 21
+
= 
Unidades: g/mL = g/cm3; etc. 
 
Observações: 
g/mL 
x 1000 
⎯→⎯ g/L 
ou ou 
g/cm3 
⎯⎯
 
 1000 
g/dm3 
 
O volume, ao ser relacionado com a densidade, deve estar na mesma unidade de volume da 
densidade. 
Ex.: V = 100 cm3 e d = 1,2g/cm3. 
 
Como a densidade da água é igual a 1g/mL, 1 mL de água = 1 g de água; 1 L de água é igual a 1 
 
 
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Kg de água... Cuidado: essas relações só são válidas para a água devido a sua densidade ser igual a 1 
g/mL. 
 
2.6 Concentração em quantidade de material/volume ou concentração molar ou molaridade ou 
concentração mol/L (M) 
É a razão estabelecida entre o número de mols de moléculas do soluto (n1) e o volume da solução 
(V), em litros: 
V
n
M 1= Como: 11
1
m
n
M
 
Número de mols do soluto (n1) é a razão entre a massa do soluto (m1) e a massa molar desse soluto 
(M1). 
Unidade: mol/L ou M ou molar escritas após o valor numérico da concentração. 
 
2.6.1 Molaridade de íons 
Em certos casos é necessário relacionar a molaridade da substância à molaridade dos seus íons 
em solução; assim, temos: 
Ex.1: Calcule a molaridade dos íons Ca
2+
(aq) e Cl
-
(aq) em uma solução 1,0.10
-2 mol/L de CaCl
2(aq). 
2 2
2( ) ( ) ( )1 1 2 
H O
aq aq aqDissociação
CaCl Ca Cl ( = 100%) 
   
1,0.10-2 mol/L 1,0.10-2 mol/L 2,0.10-2 mol/L 
 
Ex.2: Calcule a molaridade dos íons H+(aq) e 
−2
)aq(4SO em uma solução 2,0.10
-3 mol/L de H2SO4(aq), 
considerando a ionização total nas duas etapas. 
2 2
2 4( ) ( ) 4( )1 2 H 1 
H O
aq aq aqIonização
H SO SO ( = 100%) 
   
2,0.10-3 mol/L 4,0.10-3 mol/L 2,0.10-3 mol/L 
 
Conclusão 
O cálculo da molaridade dos íons deve ser feito a partir da equação de dissociação ou de ionização 
do soluto e seguir a proporção estequiométrica. 
 
2.7 Concentração em quantidade de matéria/ quantidade de matéria ou fração molar (X) 
 
I) Fração Molar do Soluto (X1): é a razão estabelecida entre o número de mols de moléculas do soluto 
(n1) e o número de mols de molécula da solução (n). 
 
21
1
121
1
1
nn
n
X nn n :Como 
n
n
X
+
=+== 
 
II) Fração Molar do Solvente (X2): é a razão estabelecida entre o número de mols de moléculas do 
solvente (n2) e o número de mols de moléculas da solução (n). 
 
21
2
221
2
2
nn
n
X nn n :Como 
n
n
X
+
=+== 
 
Observações: 
1. X1 + X2 = 1 
2. A Fração molar não possui unidade 
3. 0 < x < 1 
 
 
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4. Não esqueça: 
1 2
1 2
1 2
 e n
m m
n
M M
 
Onde: M1 = massa molar do soluto 
 M2 = massa molar do solvente 
 
2.8. Concentração em quantidade de matéria por massa ou molalidade ou concentração molal 
(W) 
É a razão estabelecida entre o número de mols de moléculas do soluto (n1) e a massa, em 
quilogramas, do solvente (m2); 
1 1
1
2 1
 onde: n
( )
: mol/kg ou molal ou m
n m
W
m kg M
unidade
 
 
Observações: 
Numa solução aquosa diluída, 1 L de solução contém aproximadamente 1 L de água, ou seja, 1 Kg 
de água. Dessa forma, o número de mols de soluto por litro de solução (molaridade) é aproximadamente 
igual ao número de mols do soluto por quilograma de água (molalidade). (M  W). 
 
4) Relações entre as principais unidades de concentração das soluções 
I) Relação entre a concentração comum (C) e o título em massa (T). 
)2(
m
m
T )1(
V
m
C 11 == 
 
Dividindo (1) por (2), temos: 
d
V
m
T
C
m
m
V
m
T
C
m
m
V
m
T
C
1
1
1
1
→=== 
= d
T
C
 TdC = → Título em massa 
 Densidade de (g/L) 
 Concentração comum (g/L) 
Observações: 
Como geralmente a densidade é dada em g/mL temos: 
 
T d 1000 C = → Título em massa 
 
 Densidade (g/mL) 
 Concentração comum (g/L) 
 
II) Relação entre a concentração comum (C) e a molaridade (M). 
1 1
1
m
(1) M (2)
m
C
V M V
 
Dividindo (1) por (2) temos: 
 
 
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1
1 1
1
1 1
1
m
m M VC C CV M
mM M V m M
M V
 
 
 1 C M M 
 
 Massa molar do soluto 
 Molaridade 
 Concentração comum 
 
Igualando as relações (I) e (II) temos: 
C = 1000 d . T (I) 
C = M . Mol1 (II) 
Td1000MolMC 1 == 
 
 
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UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES 
Exercícios de Apresndizagem 
 
01. (Ita ) Um litro de uma solução aquosa contém 0,30mol 
de íons Na®, 0,28mol de íons CØ­, 0,10mol de íons SO„£­ e 
x mols de íons Fe¤®. A concentração de íons Fe¤® (em 
mol/L) presentes nesta solução é 
a) 0,03 
b) 0,06 
c) 0,08 
d) 0,18 
e) 0,26 
02. (Unifesp) Soluções aquosas de nitrato de prata (AgNO3), 
com concentração máxima de 1,7% em massa, são utilizadas 
como antisséptico em ambiente hospitalar. A concentração 
de íons Ag+ presentes numa solução aquosa de AgNO3 podeser determinada pela titulação com solução de concentração 
conhecida de tiocianato de potássio (KSCN), através da 
formação do sal pouco solúvel tiocianato de prata (AgSCN). 
Na titulação de 25,0 mL de uma solução de AgNO3, 
preparada para uso hospitalar, foram utilizados 15,0 mL de 
uma solução de KSCN 0,2 mol.L–1, para atingir o ponto final 
da reação. 
a) Determine, em mol. L–1, a concentração da solução 
preparada de AgNO3. 
b) Mostre, através de cálculos de concentração, se a solução 
de AgNO3 preparada é adequada para uso hospitalar. 
Considere que a massa molar de AgNO3 seja igual a 170 
g. mol–1 e que a densidade da solução aquosa seja igual a 
1 g. mL–1. 
 
03. (Fuvest) O observatório de Mauna Loa, no Havaí, faz 
medições diárias da concentração de dióxido de carbono na 
atmosfera terrestre. No dia 09 de maio de 2013, a 
concentração desse gás atingiu a marca de 400 ppm. O 
gráfico abaixo mostra a curva de crescimento da 
concentração de dióxido de carbono ao longo dos anos 
(curva B) e, também, a curva que seria esperada, 
considerando o CO2 gerado pelo consumo de combustíveis 
fósseis (curva A). 
 
 
 
a) Escreva a equação química balanceada que representa a 
reação que ocorre no motor de um carro movido a 
gasolina (C8H18), e que resulta na liberação de CO2 e 
vapor de água para a atmosfera. 
 
b) A concentração de CO2 na atmosfera, na época pré-
industrial, era de 280,0 ppm. Adotando o valor de 400,4 
ppm para a concentração atual, calcule a variação 
percentual da concentração de CO2 em relação ao valor da 
época pré-industrial. 
 
c) Dê uma explicação para o fato de os valores observados 
(representados na curva B) serem menores do que os 
valores esperados (representados na curva A). 
 
04. (Ufpe ) A água oxigenada, ou peróxido de hidrogênio 
(H‚O‚), é vendida nas farmácias com concentrações em 
termos de "volumes", que correspondem à relação entre o 
volume de gás O‚, liberado após completa decomposição 
do H‚O‚, e o volume da solução aquosa. Sabendo que a 
equação química de decomposição da água oxigenada é: 
 
H‚O‚(aq) ë H‚O(Ø) + 1/2 O‚(g) 
 
calcule a concentração molar de uma solução de água 
oxigenada de 24,4 volumes a 25°C e 1 atm. 
(Dado: R = 0,082 atm . L . K-¢ . mol-¢) 
 
05) A concentração de uma solução de KNO3 é 0,750 m. 
Como calcular a fração molar de KNO3 nesta solução? 
 
06) Uma solução de H2SO4 a 50,00% tem densidade 
relativa 1,3977 a 20 °C. Explique como você calcularia a 
molaridade desta solução. 
 
07) Uma solução de álcool etílico, CH3CH2OH, em água 
possui uma concentração de 1,25 m. Calcule o peso 
percentual do álcool etílico. 
 
08) Uma solução de NaCl em água possui uma concentração 
de 19,5%. Calcule a molalidade da solução. 
 
09) Uma solução de NH3 em água possui concentração de 
5,00% em peso. Calcule a percentagem molar de NH3 na 
solução. Qual a concentração molal de NH3? 
 
10) Uma solução aquosa de álcool isopropílico, C3H8O, 
utilizado para limpar as cabeças leitoras dos videocassetes, 
possui uma fração molar de álcool igual a 0,250. Qual a 
percentagem em peso do álcool na solução? Qual a 
molalidade do álcool? 
 
11) A amônia aquosa comercial é 28% em massa de NH3 e tem 
densidade de 0,90 g/mL. Qual é a concentração em quantidade de 
matéria dessa solução? 
 
12) O ácido nítrico aquoso comercial tem densidade de 1,42 
g/mL e é 1,6 mol/L. Calcule a porcentagem em massa de 
 
 
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HNO3 na solução. 
 
 
 
 
UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES 
Exercícios de Fixação 
 
01. (Ita) Considere as seguintes soluções: 
I. 10g de NaCØ em 100g de água. 
II. 10g de NaCØ em 100ml de água. 
III. 20g de NaCØ em 180g de água. 
IV. 10 mols de NaCØ em 90 mols de água. 
Destas soluções, tem concentração 10% em massa de cloreto 
de sódio: 
a) Apenas I 
b) Apenas III 
c) Apenas IV 
d) Apenas I e II 
e) Apenas III e IV. 
 
2. (Ufsm 2015) Sal, vilão ou mocinho? 
 
Substância imprescindível ao equilíbrio das funções 
orgânicas, o cloreto de sódio pode produzir efeitos 
indesejados se consumido em excesso. A demanda natural 
desse composto fez com que ele superasse o ouro como valor 
estratégico e fosse base para remunerar o trabalho. Tanto os 
íons Na+ como os C − são essenciais para a manutenção 
da vida animal, controlando o volume de líquidos e a 
manutenção da pressão arterial. 
Fonte: Scientific American Brasil, Ano II, n. 16, p. 50, 2013. 
(adaptado) 
 
O sal apresenta inúmeras utilidades, sendo considerado o 
mais antigo aditivo alimentar. Dentre os usos do NaC , 
destaca-se o soro fisiológico, uma solução 0,9% de cloreto 
de sódio. 
 
Com base nessas informações, e correto afirmar que a 
solução é do tipo 
a) eletrolítica e a concentração do sal é de 10,015 molL .− 
b) não eletrolítica e a concentração do sal é de 10,900 molL .− 
c) eletrolítica e a concentração do sal é de 
10,900 molL .− 
d) não eletrolítica e a concentração do sal é de 10,154 molL .− 
e) eletrolítica e a concentração do sal é de 10,154 molL .− 
 
03. (Pucrs) O Ministério da Saúde recomenda, para prevenir 
as cáries dentárias, 1,5 ppm (mg/L) como limite máximo de 
fluoreto em água potável. Em estações de tratamento de água 
de pequeno porte, o fluoreto é adicionado sob forma do sal 
flúor silicato de sódio (Na‚SiF†; MM = 188g/mol). Se um 
químico necessita fazer o tratamento de 10000 L de água, a 
quantidade do sal, em gramas, que ele deverá adicionar para 
obter a concentração de fluoreto indicada pela legislação 
será, aproximadamente, de 
a) 15,0 
b) 24,7 
c) 90,0 
d) 148,4 
e) 1500,0 
 
04. (Uerj) O organoclorado conhecido como DDT, mesmo 
não sendo mais usado como inseticida, ainda pode ser 
encontrado na natureza, em consequência de sua grande 
estabilidade. Ele se acumula em seres vivos pelo processo 
denominado de biomagnificação ou magnificação trófica. 
Foram medidas, em partes por milhão, as concentrações 
desse composto obtidas em tecidos de indivíduos de três 
espécies de um mesmo ecossistema, mas pertencentes a 
diferentes níveis tróficos, com resultados iguais a 15,0 , 1,0 
e 0,01. 
As concentrações de DDT nos tecidos dos indivíduos da 
espécie situada mais próxima da base da cadeia alimentar e 
da situada mais próxima do topo dessa cadeia, em gramas de 
DDT por 100 gramas de tecido, foram, respectivamente, 
iguais a: 
a) 1,0 × 10-¤ e 1,0 × 10-¦ 
b) 1,5 × 10-¥ e 1,0 × 10-¥ 
c) 1,0 × 10-¥ e 1,5 × 10-¥ 
d) 1,0 × 10-§ e 1,5 × 10-¤ 
 
05. (Ufc) O soro caseiro é preparado pela completa 
dissolução de porções de açúcar (C�‚H‚‚O��), e de sal de 
cozinha (NaCØ), em água fervida. Esta solução é bastante 
eficaz no combate à desidratação crônica, em crianças com 
elevado grau de desnutrição. Estabelecendo-se que a massa 
das porções de açúcar e sal são 0,171g e 0,585g , 
respectivamente, dissolvidos em 500mL de água, e 
considerando-se que estas massas são desprezíveis com 
relação ao volume total da solução, as concentrações de 
C�‚H‚‚O�� e NaCØ em mol.L­¢ nesta solução são, 
respectivamente: 
a) 1,0 × 10-¥ e 2,0 × 10-¤ 
b) 0,001 e 0,02 
c) 0,005 e 0,10 
d) 1,0 × 10-¦ e 2,0 × 10-¥ 
e) 3,42 e 11,7 
 
 
 
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06. (Ufc) Sulfitos (compostos contendo íons SOƒ£­) são 
normalmente utilizados como conservantes de vinhos. 
Contudo, o limite de tolerância de pessoas alérgicas a essas 
substâncias é de 10 ppm (partes por milhão) de SOƒ£­. Para 
certificar-se da real concentração de SOƒ£­ em vinhos, pode-
se utilizar o método de doseamento fundamentado na reação 
química descrita pela equação abaixo:SOƒ£­(aq) + H‚O‚(aq) ë SO„£­(aq) + H‚O. 
 
Analise os dados descritos na questão e assinale a alternativa 
correta. 
a) Íons SOƒ£­ são oxidados, originando íons SO„£­, atuando, 
portanto, como agentes oxidantes. 
b) A reação não envolve processos de transferência de 
elétrons, e se diz que é de substituição eletrofílica. 
c) No processo de doseamento de SOƒ£­, H‚O‚ é reduzido a 
H‚O e atua como agente redutor. 
d) Uma amostra que contém 0,001g de SOƒ£­ em 1kg de 
vinho satisfaz o limite de tolerância estabelecido. 
e) Uma amostra que contém 10 mols de SOƒ£­ por 1kg de 
vinho é equivalente à concentração 10ppm em SOƒ£­. 
 
07. (Ufes) Em diabéticos, a ingestão de 80g de açúcar 
comum (sacarose) eleva a quantidade de glicose no sangue 
em 1,0g de glicose para cada litro de sangue. Considerando-
se que a taxa de glicose no sangue dos diabéticos, em 
condições normais, é de aproximadamente 1,4g/L, a 
concentração de glicose (C†H�‚O†) no sangue de uma pessoa 
diabética após o consumo de 100g de açúcar será de, 
aproximadamente, 
Dado: M(C†H�‚O†) = 180g/mol 
a) 7,8 x 10-¤ mol/L. 
b) 6,9 x 10-¤ mol/L. 
c) 6,9 x 10-£ mol/L. 
d) 1,5 x 10-£ mol/L. 
e) 1,5 x 10-¢ mol/L 
 
08. (Uff ) Dentre as soluções cogitadas para o problema da 
seca no nordeste, pensou-se na perfuração de poços 
artesianos de grande profundidade e na dessalinização da 
água do mar, processos considerados economicamente 
inviáveis para utilização em larga escala. 
A dessalinização deve remover, entre outros sais, os cerca de 
3,5% de cloreto de sódio presentes na água do mar. Esse 
percentual equivale à seguinte concentração de NaCØ: 
a) 0,2 mol L-¢ 
b) 0,4 mol L-¢ 
c) 0,6 mol L-¢ 
d) 0,8 mol L-¢ 
e) 1,0 mol L-¢ 
 
09. (Uff) A osteoporose é uma doença que leva ao 
enfraquecimento dos ossos. É assintomática, lenta e 
progressiva. Seu caráter silencioso faz com que, usualmente, 
não seja diagnosticada até que ocorram fraturas, 
principalmente nos ossos do punho, quadril e coluna 
vertebral. As mulheres são mais frequentemente atingidas, 
uma vez que as alterações hormonais da menopausa 
aceleram o processo de enfraquecimento dos ossos. A 
doença pode ser prevenida e tratada com alimentação rica em 
cálcio. 
Suponha que o limite máximo de ingestão diária aceitável 
(IDA) de cálcio para um adolescente seja de 1,2 mg/kg de 
peso corporal. 
Pode-se afirmar que o volume de leite contendo cálcio na 
concentração de 0,6 gL-¢ que uma pessoa de 60 kg pode 
ingerir para que o IDA máximo seja alcançado é: 
a) 0,05 L 
b) 0,12 L 
c) 0,15 L 
d) 0,25 L 
e) 0,30 L 
 
10. (Ufmg) Estas informações foram adaptadas do rótulo de 
um repositor hidroeletrolítico para praticantes de atividade 
física: 
 
Considerando-se essas informações, é CORRETO afirmar 
que, na porção indicada do repositor hidroeletrolítico, 
a) a massa de íons sódio é o dobro da massa de íons cloreto. 
b) a concentração de íons sódio é igual a 4×10-¤ mol/L. 
c) a massa de íons cloreto é igual a 71 mg. 
d) a quantidade de cloreto de sódio é igual a 4×10-¤ mol. 
 
11. (Enem 2015) A hidroponia pode ser definida como 
uma técnica de produção de vegetais sem necessariamente a 
presença de solo. Uma das formas de implementação é 
manter as plantas com suas raízes suspensas em meio 
líquido, de onde retiram os nutrientes essenciais. Suponha 
que um produtor de rúcula hidropônica precise ajustar a 
concentração de íon nitrato 3(NO )
−
 para 0,009 mol L em 
um tanque de 5.000 litros e, para tanto, tem em mãos uma 
 
 
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solução comercial nutritiva de nitrato de cálcio 90 g L. 
 
As massas molares dos elementos N, O e Ca são iguais a 
14 g mol, 16 g mol e 40 g mol, respectivamente. 
 
Qual o valor mais próximo do volume da solução nutritiva, 
em litros, que o produtor deve adicionar ao tanque? 
a) 26 
b) 41 
c) 45 
d) 51 
e) 82 
 
12. (Ufrs) Numa determinada área urbana, a concentração 
média do agente poluente SO‚ no ar atmosférico atingiu o 
valor de 3,2 x 10-¥ g.m-¤. Essa concentração, expressa em 
mol.L-¢ e em moléculas.m-¤, corresponde, respectivamente, 
aos valores 
a) 5,0 x 10-§ e 3,0 x 10¢©. 
b) 3,2 x 10-¨ e 6,0 x 10£¡. 
c) 5,0 x 10-ª e 2,7 x 10£¦. 
d) 5,0 x 10-¤ e 3,0 x 10£¢. 
e) 5,0 x 10-ª e 3,0 x 10¢©. 
 
13. (Ufsc) Existem diversas maneiras de expressar a 
concentração de uma solução. Dentre elas destacamos a 
molaridade (M). 
Seja uma solução aquosa de Al‚(SO„)ƒ de concentração 
102,6 g/Litro. Qual a molaridade da solução? 
Dados: Al = 27, S = 32, O = 16 
a) 0,9 Molar 
b) 3,2 Molar 
c) 0,3 Molar 
d) 1,8 Molar 
e) 0,6 Molar 
 
14. (Unesp) Os frascos utilizados no acondicionamento de 
soluções de ácido clorídrico comercial, também conhecido 
como ácido muriático, apresentam as seguintes informações 
em seus rótulos: solução 20% m/m (massa percentual); 
densidade = 1,10 g/mL; massa molar = 36,50 g/mol. Com 
base nessas informações, a concentração da solução 
comercial desse ácido será 
a) 7 mol/L. 
b) 6 mol/L 
c) 5 mol/L. 
d) 4 mol/L. 
e) 3 mol/L. 
 
15. (Unesp) Há décadas são conhecidos os efeitos da 
fluoretação da água na prevenção da cárie dentária. Porém, o 
excesso de fluoreto pode causar a fluorose, levando, em 
alguns casos, à perda dos dentes. Em regiões onde o subsolo 
é rico em fluorita (CaF‚), a água subterrânea, em contato com 
ela, pode dissolvê-la parcialmente. Considere que o VMP 
(Valor Máximo Permitido) para o teor de fluoreto (F-) na 
água potável é 1,0 mg.L-¢ e que uma solução saturada em 
CaF‚, nas condições normais, apresenta 0,0016% em massa 
(massa de soluto/massa de solução) deste composto, com 
densidade igual a 1,0 g.cm-¤. Dadas as massas molares, em 
g.mol-¢, Ca = 40 e F = 19, é correto afirmar que, nessas 
condições, a água subterrânea em contato com a fluorita: 
a) nunca apresentará um teor de F- superior ao VMP. 
b) pode apresentar um teor de F- até cerca de 8 vezes maior 
que o VMP. 
c) pode apresentar um teor de F- até cerca de 80 vezes maior 
que o VMP. 
d) pode apresentar um teor de F- até cerca de 800 vezes 
maior que o VMP. 
e) pode apresentar valores próximos a 10-¢mol.L-¢ em F-. 
 
16. (Uepb) Sabendo que para que uma água seja classificada 
como doce deve ter uma salinidade não maior que 0,05 % 
(g/100 g de água), qual a máxima concentração em 
quantidade de matéria de sal em termos de 
hidrogenocarbonato de potássio para que uma amostra de 
água seja considerada doce? Considere a densidade da água 
igual a 1 g/mL. 
a) 45,00 10 mol / L− 
b) 35,95 10 mol / L− 
c) 0,05 mol / L 
d) 0,0595 mol / L 
e) 35,00 10 mol / L− 
 
17. (Uff) Tem-se uma solução preparada pela dissolução de 
16,7g de naftaleno em 200mL de benzeno líquido, a 20°C. A 
densidade do benzeno à temperatura dada é 0,87g.mL-¢. 
Determine: 
a) a fração molar do benzeno e do naftaleno na solução 
 
b) a percentagem molar do benzeno e do naftaleno na 
solução. 
Dados: Massas molares (g/mol): 
C = 12,0; H = 1,0 
 
18. (Ufrrj) Pacientes que necessitam de raios X do trato 
intestinal devem ingerir previamente uma suspensão de 
sulfato de bário (BaSO„). Esse procedimento permite que as 
paredes do intestino fiquem visíveis numa radiografia, 
 
 
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permitindo uma análise médica das condições do mesmo. 
Considerando-se que em 500 mL de solução existem 46,6 g 
do sal, pede-se: 
a) a concentração molar; 
b) a concentração em g / L. 
 
19. (Ufrrj ) Suponha que para a preparação de 500 mL de 
uma solução aquosa de sulfato de cobre com concentração 
0,5 mol/L você disponha do reagente sólido sulfato decobre 
penta-hidratado (CuSO„.5H‚O; massa molar = 249,6 g/mol). 
Qual a massa (em gramas) de reagente deve ser pesada para 
o preparo desta solução? 
 
20. (Enem 2014) A utilização de processos de 
biorremediação de resíduos gerados pela combustão 
incompleta de compostos orgânicos tem se tornado 
crescente, visando minimizar a poluição ambiental. Para a 
ocorrência de resíduos de naftaleno, algumas legislações 
limitam sua concentração em até 30mg kg para solo 
agrícola e 0,14mg L para água subterrânea. A 
quantificação desse resíduo foi realizada em diferentes 
ambientes, utilizando-se amostras de 500g de solo e 
100mL de água, conforme apresentado no quadro. 
 
Ambiente Resíduo de naftaleno (g) 
Solo l 21,0 10− 
Solo lI 22,0 10− 
Água I 67,0 10− 
Água II 68,0 10− 
Água III 69,0 10− 
 
O ambiente que necessita de biorremediação é o(a) 
a) solo I. 
b) solo II. 
c) água I. 
d) água II. 
e) água III. 
 
 
21. (Enem 2014) Diesel é uma mistura de hidrocarbonetos 
que também apresenta enxofre em sua composição. Esse 
enxofre é um componente indesejável, pois o trióxido de 
enxofre gerado é um dos grandes causadores da chuva ácida. 
Nos anos 1980, não havia regulamentação e era utilizado 
óleo diesel com 13 000 ppm de enxofre. Em 2009, o diesel 
passou a ter 1 800 ppm de enxofre (S1800) e, em seguida, foi 
inserido no mercado o diesel S500 (500 ppm). Em 2012, foi 
difundido o diesel S50, com 50 ppm de enxofre em sua 
composição. Atualmente, é produzido um diesel com teores 
de enxofre ainda menores. 
 
Os Impactos da má qualidade do óleo diesel brasileiro. 
Disponível em: www.cnt.org.br. 
Acesso em: 20 dez. 2012 (adaptado). 
 
A substituição do diesel usado nos anos 1980 por aquele 
difundido em 2012 permitiu uma redução percentual de 
emissão de 3SO de 
a) 86,2%. 
b) 96,2%. 
c) 97,2%. 
d) 99,6%. 
e) 99,9%. 
 
TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO: 
Para resolver a(s) questão(ões) considere o texto abaixo. 
 
No jornal Diário Catarinense, de 20 de agosto de 2014, foi 
publicada uma reportagem sobre adulteração em leites no 
Oeste do Estado de Santa Catarina “[...]. Vinte pessoas foram 
detidas acusadas de envolvimento com a adulteração do 
leite UHT com substâncias como soda cáustica, água 
oxigenada e formol […]”. 
 
22. (Acafe 2015) Considere que a água oxigenada para 
adulterar o leite UHT fosse de 10 volumes. Nas CNTP, 
assinale a alternativa que contém a concentração aproximada 
dessa substância expressa em porcentagem (m / v). 
 
Dados: H : 1g / mo ; O : 16 g / mo . 
a) 4,0% (m / v) 
b) 0,3% (m / v) 
c) 2,0% (m / v) 
d) 3,0% (m / v) 
 
23. (Enem 2012) Aspartame é um edulcorante artificial 
(adoçante dietético) que apresenta potencial adoçante 200 
vezes maior que o açúcar comum, permitindo seu uso em 
pequenas quantidades. Muito usado pela indústria 
alimentícia, principalmente nos refrigerantes diet, tem valor 
energético que corresponde a 4 calorias/grama. É 
contraindicado a portadores de fenilcetonúria, uma doença 
genética rara que provoca o acúmulo da fenilalanina no 
organismo, causando retardo mental. O IDA (índice diário 
aceitável) desse adoçante é 40 mg/kg de massa corpórea. 
 
Disponível em: 
http://boaspraticasfarmaceuticas.blogspot.com. Acesso em: 
27 fev. 2012. 
 
Com base nas informações do texto, a quantidade máxima 
recomendada de aspartame, em mol, que uma pessoa de 70 
kg de massa corporal pode ingerir por dia é mais próxima 
de 
 
Dado: massa molar do aspartame = 294g/mol 
a) 1,3  10–4. 
 
 
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b) 9,5  10–3. 
c) 4  10–2. 
d) 2,6. 
e) 823. 
 
24. (Ufrrj) Antigamente, o açúcar era um produto de preço 
elevado e utilizado quase exclusivamente como 
medicamento calmante. No século XVIII, com a expansão 
das lavouras de cana-de-açúcar, esse cenário mudou. Hoje, a 
sacarose é acessível à maior parte da população, sendo 
utilizada no preparo de alimentos e bebidas. Um suco de 
fruta concentrado de determinada marca foi adoçado com 
3,42 g de açúcar (sacarose: C1‚H‚‚O11) em 200 mL de 
solução. Com este suco, foi preparado um refresco, 
adicionando-se mais 800 mL de água. A concentração em 
mol/L de sacarose no SUCO e a concentração em g/L de 
sacarose no REFRESCO são, respectivamente: 
a) 0,05 mol/L e 34,2 g/L. 
b) 0,05 mol/L e 3,42 g/L. 
c) 0,5 mol/L e 3,42 g/L. 
d) 0,5 mol/L e 34,2 g/L. 
e) 0,05 mol/L e 342 g/L. 
 
25. (Unifesp) A contaminação de águas e solos por metais 
pesados tem recebido grande atenção dos ambientalistas, 
devido à toxicidade desses metais ao meio aquático, às 
plantas, aos animais e à vida humana. Dentre os metais 
pesados há o chumbo, que é um elemento relativamente 
abundante na crosta terrestre, tendo uma concentração ao 
redor de 20 ppm (partes por milhão). Uma amostra de 100 g 
da crosta terrestre contém um valor médio, em mg de 
chumbo, igual a 
a) 20. 
b) 10. 
c) 5. 
d) 2. 
e) 1. 
 
26. (Unifesp) O índice de gasolina em não-conformidade 
com as especificações da ANP (Agência Nacional de 
Petróleo, Gás Natural e Biocombustíveis) é um dado 
preocupante, já que alguns postos estavam vendendo 
gasolina com mais de 85 % de álcool anidro. Todo posto de 
gasolina deve ter um kit para testar a qualidade da gasolina, 
quando solicitado pelo consumidor. Um dos testes mais 
simples, o "teste da proveta", disposto na Resolução ANP n.¡ 
9, de 7 de março de 2007, é feito com solução aquosa de 
cloreto de sódio (NaCØ) na concentração de 10 % p/v (100 g 
de sal para cada litro de água). O teste consiste em colocar 
50 mL de gasolina numa proveta de 100 mL com tampa, 
completar o volume com 50 mL da solução de cloreto de 
sódio, misturar por meio de 10 inversões e, após 15 minutos 
de repouso, fazer a leitura da fase aquosa. O cálculo do teor 
de álcool é determinado pela expressão: 
T = (A × 2) + 1, onde: 
T: teor de álcool na gasolina, e 
A: aumento em volume da camada aquosa (álcool e água). 
 
O teste aplicado em uma amostra X de gasolina de um 
determinado posto indicou o teor de 53 %. O volume, em 
mL, da fase aquosa obtida quando o teste foi realizado 
corretamente com a amostra X foi 
a) 76. 
b) 53. 
c) 40. 
d) 26. 
e) 24. 
 
TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO: 
Utilize as informações a seguir para responder à(s) 
questão(ões) a seguir. 
 
Com as chuvas intensas que caíram na cidade do Rio de 
Janeiro em março de 2013, grande quantidade de matéria 
orgânica se depositou na lagoa Rodrigo de Freitas. O 
consumo biológico desse material contribuiu para a redução 
a zero do nível de gás oxigênio dissolvido na água, 
provocando a mortandade dos peixes. 
 
27. (Uerj) O volume médio de água na lagoa é igual a 
66,2 10 L. Imediatamente antes de ocorrer a mortandade 
dos peixes, a concentração de gás oxigênio dissolvido na 
água correspondia a 
4 12,5 10 mol L .− −  
Ao final da mortandade, a quantidade consumida, em 
quilogramas, de gás oxigênio dissolvido foi igual a: 
 
Dado: O = 16. 
a) 24,8 
b) 49,6 
c) 74,4 
d) 99,2 
 
28. (Ufrgs) Na combustão do diesel, o enxofre presente é 
convertido em dióxido de enxofre (SO2), que é uma das 
principais causas de chuva ácida. Até o fim de 2013, o diesel 
S1800, que contém 1800 ppm de enxofre (ppm = partes por 
milhão expressa em massa), será totalmente abolido no país. 
Atualmente, o diesel mais vendido é o diesel S500 (500 ppm 
de enxofre). 
 
A emissão de SO2, por tonelada de diesel, para S500 e S1800, 
é, respectivamente, de 
a) 500 g e 1800 g. 
b) 640 g e 900 g. 
 
 
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c) 1000 g e 3600 g. 
d) 1600 g e 3200 g. 
e) 2000 g e 7200 g. 
 
29. (Upe) As principais marcas de refrigerante light ou diet 
cítricos se comprometeram a reduzir a quantidade de 
benzeno em suas bebidas ao máximo de 5 ppb, o mesmo 
parâmetro usado para a água potável. O acordo chega dois 
anos depois que uma associação de consumidores apontou 
para a alta concentração de benzeno em refrigerantes de 
diferentes marcas. Nesses refrigerantes, o benzeno surge da 
mistura do benzoato de sódio, um conservante, com a 
vitamina C, catalisada por traços de íons metálicos, como 
cobre (Cu2+) e ferro (Fe3+), especialmente na presença de luz 
e calor. Nos refrigerantes comuns, esse processo não ocorre 
por causa do açúcar, que inibe essa reação química. Estudos 
de mais de três décadas apontam que a exposição ao benzeno 
eleva o potencial de câncer e de doenças no sangue. 
 
Disponível em: http://noticias.uol.com.br/cotidiano/ultimas-
noticias/2011/11/05/ (Adaptado) 
 
São feitas três afirmativas sobre essa contaminação em 
refrigerantes light ou diet cítricos. 
 
I. As empresas se comprometeram em reduzir a concentração 
de C7H5O– em até 5 miligrama por litro de refrigerante. 
II. As condições de armazenamento dos refrigerantes light 
ou diet cítricos podem contribuir para a formação do C6H6 
nessas bebidas. 
III. Uma explicação quimicamente consistente para esse 
processo é a seguinte: íons metálicos presentes nos 
refrigerantes light ou diet cítricos reduzem o oxigênio 
através de reações envolvendo ácido ascórbico, para 
formar radicais hidroxila, que contribuem para uma 
descarboxilação do benzoato, resultando na formação do 
C6H6 nessas bebidas. 
 
Está CORRETO o que se afirma em 
a) II, apenas. 
b) I e II, apenas. 
c) I e III, apenas. 
d) II e III, apenas. 
e) I, II e III. 
 
30. (Ufsj) O soro caseiro é um modo simples e rápido de se 
evitar a desidratação. Ele consiste em uma solução de sal 
( )NaC e açúcar (C12H22O11) em água. Uma receita bem 
difundida é a seguinte: 
 
ÁGUA: 1 L 
SAL: uma colher de chá rasa – equivale a 3,5 g 
AÇÚCAR: duas colheres de sopa cheias – equivale a 40 g 
 
Considerando-se essas informações, é INCORRETO 
afirmar que 
a) depois da dissolução completa, haverá 0,12 mol/L de 
açúcar no soro. 
b) o número de íons sódio no soro é maior que o de moléculas 
de açúcar. 
c) a presença do açúcar não altera a solubilidade do sal na 
água. 
d) a temperatura de ebulição da água no soro será superior à 
da água pura. 
 
MÓDULO 02 – UNIDADES DE 
CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES 
GABARITOS E RESOLUÇÕES COMENTADAS 
 
Resposta da questão 1: [B] 
10% em massa de NaC significa: 
10 g de NaC ----------- 100 g de solução 
Não há nenhum item com esta opção. 
Podemos agora fazer a relação entre a massa de soluto e a massa 
de solvente, pois se existem 10 g de NaC ----------- 100 g de 
solução, é correto dizer que existem: 10 g de NaC ----------------- 
90 g de H2O, pois (100 g de solução – 10g de NaC = 90 g de H2O). 
10 g de NaC ----------------- 90 g de H2O 
Não há nenhum item com esta opção. 
Porém o item C é correto pois: 
10 g de NaC ----------------- 90 g de H2O 
X g de NaC ----------------- 180 g de H2O 
X = 20 g de NaC 
20 g de NaC ----------------- 180g de H2O 
Como a densidade da água é 1g/mL temos: 
10 g de NaC ----------------- 90 g de H2O 
10 g de NaC ----------------- 90 mL de H2O 
Não há nenhum item com esta opção. 
Somente B é verdadeiro 
 
Resposta da questão 2: [E] 
Calculando a concentração do sal em 1mol L ,− teremos: 
=0,9% 0,9g em 100mL de água
58,5g de NaC 1mol
0,9g
=
x
x 0,0154mol
0,0154mol 100mL
 y
−=  1
1000mL
y 0,154mol L
 
A solução de cloreto de sódio em água é uma solução eletrolítica, 
pois apresenta íons em solução. 
 
Resposta da questão 3: [B] 
Na2SiF6 = 188 g/mol 
V = 10.000L 
Limite máximo de F- = 1,5 ppm = 1,5 mg/L 
I) Cálculo da massa de F- em 10.000 L de solução: 
1,5 mg de F- ----------- 1 L de solução 
 
 
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X mg de F- ----------- 10.000 L de solução 
X= 15.000 mg = 15 g de F- 
II) Cálculo da massa do sal (Na2SiF6): 
1mol de Na2SiF6 ----------------------- 6 x 19g de F- 
Y g de Na2SiF6 ----------------------- 15 g de F- 
2 6
188 g x 15 g
Y 24,73 g de Na SiF
6 x 19 g
= = 
 
Resposta da questão 4: [D] 
Concentração de DDT 
Mínima: 0,01 ppm 
Máxima: 15,0 ppm 
A questão solicita a massa de DDT em 100g de tecido. Em relação 
À concentração mínima (0,1 ppm) temos: 
6
6
6
0,01 g de DDT ----------------- 10 g de tecido
X g de DDT ----------------- 100 g de tecido
0,01.100
X = 1,0.10 g de DDT
10
−=
 
 
Em relação À concentração mínima (15,0 ppm) temos: 
6
4 3
6
15 g de DDT ----------------- 10 g de tecido
Y g de DDT ----------------- 100 g de tecido
15.100
Y = 15.10 g 1,5.10 g de DDT
10
− −= =
 
 
Resposta da questão 5: [B] 
C12H22O11 = 342 g/mol; m1 = 0,171 g de C12H22O11 
NaCl = 58,5 g/mol; m1 = 0,585 g de NaC 
 
I) Cálculo do número de mols dos solutos na solução: 
1
1 12 22 11
1
m 0,171 g
n = 0,0005 mol de C H O
M 342 g / mol
= = 
1
1
1
m 0,585 g
n = 0,01 mol de NaC
M 58,5 g / mol
= = 
III) Cálculo da concentração em mol/L de cada soluto na 
solução: 
31
1 12 22 11
21
1
n 0,0005
M = 0,001 1,0.10 mol / L de C H O
V 0,5
n 0,01
M = 0,02 2,0.10 mol / L de NaC
V 0,5
−
−
= = =
= = =
 
 
Resposta da questão 6: [D] 
2 2
3 2 2 4 2
2 2 2
SO H O SO H O.
S passou de +4 para +6
Perdeu e , oxidação, agente redutor
O do H O passou de -1 para -2 no H O
ganhou e , redução, agente oxidante
− −
−
−
+ → +
 
a) Falso; SO32- é o agente REDUTOR; 
b) Falso; a reação é de oxi-redução 
c) Falso; H2O2 é o agente oxidante; 
d) Verdadeiro 
Vamos calcular a massa de SO32- em 106 g de solução, que 
corresponde a concentração em ppm: 
2-
3
2-
3
2-
3
2- 3
3
2- 6
3
Limite de tolerância 10 ppm de SO .
Amostra: 0,001 g de SO / 1 Kg de solução.
0,001 g de SO ------------1 Kg de solução
0,001 g de SO ------------10 g de solução
X g de SO ------------10 g de so
6
2-
33
2-
3
lução
0,001.10
X = 1 g de SO
10
1 g de SO / 1 Kg de solução.
isso corresponde a 1 ppm
=
 
Está dentro do limite de tolerância 
e) Falso: 10 ppm = 10 mg de SO32- para cada 1 Kg de solução. 
 
Resposta da questão 7: [D] 
Resposta da questão 8: [C] 
Resposta da questão 9: [B] 
Resposta da questão 10: [C] 
 
Resposta da questão 11: [B] 
Solução comercial de nitrato de cálcio: 90 g L. 
Em 1 litro de solução nutritiva: 
2
3 2 3Ca(NO ) Ca 2NO
1mol
+ −→ +
2 mols
164 g 2 mols
90 g
3
3
NO
NO
3 solução nutritiva
3 ajustada tanque 3 solução nutritiva ajustado
ajustado
ajustado
n
n 1,097 mol
[NO ] 1,097 mol / L
[NO ] V [NO ] V
0,009 5.000 1,097 V
V 41,02 L 41L
−
−
−
− −
=
=
 = 
 = 
= 
 
 
Resposta da questão 12: [E] 
Massa molar do SO2 = 64 g/mol 
SO2 = 3,2.10-4g/m3 de ar 
I) Cálculo do número de mols do SO2 em 1 m3 de ar: 
1 mol de SO2 ---------- 64g 
X mol de SO2 ----------3,2.10-4g 
4
4 6
2
3,2.10
X = 0,05.10 5,0.10 mol de SO
64
−
− −= = 
II) Cálculo da molaridade do SO2: 
5,0.10-6 mol de SO2 ---------- 1 m3 = 103 L de ar 
X mol de SO2 ----------1 L 
6
9
3
5,0.10
X = 5,0.10 mol / L
10
−
−= 
III) Cálculo do número de moléculas do SO2 em 1 m3 de ar: 
No item I encontramos que existem: 
 
 
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5,0.10-6 mol de SO2 ---------- 1 m3 
Assim: 
1,0 mol de SO2 ---------- 6,02.1023 moléculas de SO2 
5,0.10-6 mol de SO2 ---------- X moléculas de SO2 
X = 5,0.10-6 x 6,02.1023 
X = 30,1.1017 
X = 3,01.1018Assim temos 3,01.1018 /m3 de ar 
 
Resposta da questão 13: [C] 
Dados: 
C = 102,6 g/L; 
mol/L? 
Al2(SO4)3 = 342 g/mol 
1° modo: 
Considerando-se 1L de solução temos: 
I) Cálculo do número de mols de soluto na solução: 
C = 102,6 g/L; 
102,6 g de soluto -------------- 1 L de solução 
1 mol de Al2(SO4)3 -------------- 342 g 
X mol de HC -----------------102,6 g 
102,6 g
X = = 0,3 mol
342 g/mol
 
II) Cálculo da concentração em mol/L: 
0,3 mols
M = = 0,3 mol/L
1 L
 
2° modo: 
1
1
C=M.M = 1000.d.T
C=M.M
102,6=M.342
102,6
M = 0,3 mol / L
342
=
 
 
Resposta da questão 14: [B] 
Dados: 
d=1,10 g/mL; T% = 10% mol/L? 
HCl = 36,5 g/mol 
1° modo: 
Considerando-se 1L de solução temos: 
I) Cálculo da massa da solução: 
d=1,10 g/mL 
1,10 g de solução -------------- 1 mL de solução 
X g de solução -----------------1000 mL de solução 
X = 1.100g de solução 
II) Cálculo da massa do soluto: 
T% = 10% 
10 g de HC -------------- 100 g de solução 
X g de HC -----------------1.100 g de solução 
X = 220 g de HC 
III) Cálculo do número de mols de HC: 
1 mol de HC -------------- 35,5 g 
X mol de HC-----------------220 g 
X = 6,0 mols de HC 
 
IV) Cálculo da concentração em mol/L: 
6,0 mols
M = = 6,0 mol/L
1 L
 
2° modo: 
M.M1 = 1000.d.T
M.36,5 = 1000.1,1.0,20
220
M = 6,0 mol / L
36,5
=
 
 
Resposta da questão 15: [B] 
Cálculo da concentração de CaF2 em uma solução aquosa 
saturada, admitindo-se 1,0 L de solução: 
Dados: 
d=1, 0 g/cm3 => d=1, 0 g/mL; CaF2 = 78,0 g/mol 
T% = 0,0016% 
Considerando-se 1L de solução temos: 
I) Cálculo da massa da solução: 
d = 1,0 g/mL 
1,0 g de solução -------------- 1 mL de solução 
X g de solução -----------------1000 mL de solução 
X = 1.000g de solução 
 
II) Cálculo da massa do soluto (CaF2): 
T% = 0,0016% 
0,0016 g de CaF2 -------------- 100 g de solução 
X g de CaF2 -----------------1.000 g de solução 
X = 0,016 g de CaF2 
III) Cálculo da massa de fluoreto: 
2+ -
21 CaF (aq) ---------> 1 Ca (aq) + 2 F (aq)
1 mol 1 mol 2 mols
78 g ------------------------------------ 2 x 19 g
0,016 g ------------------------------------ X g
 
X = 0,0078 g = 7,8.10-3 g = 7,8 mg de F- 
A concentração encontrada, de 7,8 mg/L é quase oito vezes 
maior que a o valor de VMP. 
 
Resposta da questão 16: [E] 
Dados: 
0,05 % (g/100 g de água) 
M1 NaHCO3 = 100 g/mol 
Considerando-se 1L de solução = 1L de água, pois a solução é 
diluída (O volume da solução e o volume do solvente são iguais): 
I) Cálculo da massa de NaHCO3 em 1L de água: 
30,05 g de NaHCO 2100g de H O
 x 2
3
1000g de H O (1L, pois a d 1g/mL)
x 0,5 g de NaHCO
=
=
 
II) Cálculo do número de mols NaHCO3 em 1L de água: 
 
 
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31mol de KHCO
3
100 g 
Xmol de KHCO
3
0,5 g
x 5,00 10 mol−= 
 
III) Cálculo da molaridade da solução: 
3
3
3
x 5,00 10 mol de KHCO
1 L de solução
M = 5,00 10 mol / L
−
−
= 

 
 
Resposta da questão 17: 
Dados: 
m1 = 16,7 g de C10H8 (naftaleno) 
M1 = 128 g/mol (C10H8) 
M= = 78 g/mol (C6H6): benzeno 
 
I) Cálculo da massa de benzeno (C6H6): 
A partir da densidade e do volume é possível calcular a massa 
de benzeno. 
d2 = 0,87 g/mL 
V2 = 200 mL 
0,87 g de benzeno ------------- 1 mL 
X g de benzeno ----------------- 200 mL 
X = 174 g de benzeno 
 
a) 
II) Cálculo do número de mols de soluto e de solvente na 
solução: 
1
1 10 8
1
m 16,7g
n = 0,13 mol de C H
M 128g / mol
= = 
2
2 6 6
2
m 174g
n = 2,23 mol de C H
M 78g / mol
= = 
III) Cálculo da fração molar do soluto e do solvente na 
solução: 
1
1
1
2
2
1
n 0,13 0,13
X = 0,06
n n2 0,13 2,23 2,36
n 2,23 2,23
X = 0,94
n n2 0,13 2,23 2,36
= = =
+ +
= = =
+ +
 
Assim temos: 
X1 (C6H6) = 0,94 
X2 (C10H8) = 0,06 
b) X1%(C6H6) = 94,00% 
X2%(C10H8) = 6,00% 
 
Resposta da questão 18: 
a) 0,4 M. b) 93,2 g/L. 
 
Resposta da questão 19: 
x = 0,25 mol 
y = 62,4g de CuSO4.5H2O. 
 
Resposta da questão 20: [B] 
Para a ocorrência de resíduos de naftaleno, algumas legislações 
limitam sua concentração em até 30mg kg para solo agrícola e 
0,14mg L para água subterrânea. 
Devemos comparar os valores tabelados para os solos a 1kg. 
21,0 10 g de naftaleno−
Solo I
500 g de solo
m g de naftaleno
2
Solo I
2
1000 g de solo
m 2 10 20 mg 30 mg (limite)
2,0 10 g de naftaleno
−
−
=  = 

Solo II
500 g de solo
m g de naftaleno
2
Solo II
(necessita de biorremediação)
1000 g de solo
m 4 10 40 mg 30 mg (limite)−=  = 
 
Devemos comparar os valores tabelados para as águas a 1L. 
67,0 10 g de naftaleno−
Água I
100 mL de água
m g de naftaleno
6
Água I
1000 mL de água
m 70 10 0,07 mg 0,14 mg (limite)−=  = 
 
68,0 10 g de naftaleno−
Água II
100 mL de água
m g de naftaleno
6
Água II
1000 mL de água
m 80 10 0,08 mg 0,14 mg (limite)−=  = 
 
69,0 10 g de naftaleno−
Água III
100 mL de água
m g de naftaleno
6
Água III
1000 mL de água
m 90 10 0,09 mg 0,14 mg (limite)−=  = 
 
Conclusão: o ambiente que necessita de biorremediação é o do solo 
II. 
 
Resposta da questão 21: [D] 
 
Nos anos 1980, não havia regulamentação e era utilizado óleo 
diesel com 13.000 ppm de enxofre. Em 2012, foi difundido o diesel 
S50, com 50 ppm de enxofre em sua composição, então: 
13.000 ppm 50 ppm 12.950 ppm (redução)
13.000 ppm
− =
100 %
12.950 ppm p
p 0,99615
p 99,6 %
=

 
 
Resposta da questão 22: [D] 
Teremos: 
2 21L H O 2
2 2 2 2
10 L de O (água oxigenada 10 volumes)
1
H O H O O
2
34 g
→ +
2 2H O
0,5 22,4 L
m

2 2H O
solução
10 L
m 30,357 g
V 1L
30,357 g 30,357 g 3,0357 g
3,0357 %(m / v) 3,0%(m / v)
1L 1000 mL 100 mL
=
=
= = = 
 
 
 
 
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Resposta da questão 23: [B] 
De acordo com o enunciado o IDA (índice diário aceitável) desse 
adoçante é 40 mg/kg de massa corpórea: 
1kg (massa corporal) 40 mg (aspartame)
70 kg (massa corporal) aspartame
aspartame
m
m 2800 mg 2,8 g
294 g
= =
1mol (aspartame)
2,8 g aspartame
3
aspartame
n
n 9,5 10 mol−= 
 
 
Resposta da questão 24: [B] 
C12H22O11 = 342 g/mol; m1 = 3,42 g de C12H22O11 
V = 200 mL de solução 
I) Cálculo do número de mol do soluto na solução (suco): 
1
1 12 22 11
1
m 3,42 g
n = 0,01 mol de C H O
M 342 g / mol
= = 
III) Cálculo da concentração em mol/L do soluto na solução 
(suco): 
1
1 12 22 11
n 0,01
M = 0,05 mol / L de C H O
V 0,2
= = 
IV) Cálculo da concentração em g/L do soluto na solução 
(refresco): 
O acréscimo de solvente não altera a quantioade de soluto na 
solução, somente o volume da solução aumentou ( 200 mL + 
800 mL = 1000 mL = 1,0 L). 
1
12 22 11
m 3,42
MC= 3,42 g / L de C H O
V 1,0
= = 
 
Resposta da questão 25: [D] 
 
Resposta da questão 26: [A] 
T = (A . 2) + 1 
T = teor de álcool na gasolina 
A = aumento em volume da fase aquosa 
Dessa forma temos: 
T = (A . 2) + 1 
53 = (A . 2) + 1 
52 = (A . 2) 
A = 26 
Como a fase auosa inicial apresentava um volume de 50 mL, o 
volume da fase aquosa obtida no final do teste será: 26 + 50 = 76 
mL. 
 
Resposta da questão 27: [B] 
O consumo biológico desse material contribuiu para a redução a 
zero do nível de gás oxigênio dissolvido na água, então: 
4 1
2[O ] 2,5 10 mol L
1L
− −=  
4
6
2,5 10 mol
6,2 10 L
−
 oxigênio
2
oxigênio
2 2
oxigênio
oxigênio
n
n 15,5 10 mol
m 15,5 10 32g 496 10 g
m 49,6 kg
= 
=   = 
=
 
 
Resposta da questão 28: [C] 
Dados: 
Diesel S100: 1800 ppm de enxofre 
Diesel S500: 500 ppm de enxofre 
Para o diesel S500, temos: 
500 ppm de enxofre500 g de S 6
2 2
2
10 g de solução (Diesel)
S + O -----------SO
32g 64 g
500 g Xg
X = 1000 g de SO
− − − − − − − −
− − − − − − − − −
 
Para o diesel S1800, temos: 
1800 ppm de enxofre
1800 g de S 6
2 2
2
10 g de solução (Diesel)
S + O -----------SO
32g 64 g
1800 g Xg
X = 3600 g de SO
− − − − − − − −
− − − − − − − − −
 
 
Resposta da questão 29: [D] 
I. Falsa. 
Considere que a densidade do refrigerante seja 1000 g/L 
(semelhante à da água) 
5mg/L equivale a: 
3
9
 0,005g 1 0 g de refrigerante
 m 10 g 
5000 g ou 5000 ppb.
− − − − − −
− − − − − − 
II. Verdadeira. Sobretudo a condição e temperatura, que, 
segundo o texto é determinante para a reação de formação do 
benzeno no refrigerante. 
III. Verdadeira. A formação do benzeno se dá pela 
descarboxilação do ácido benzoico em presença de radicais 
hidroxila. Além da temperatura, a luz ultravioleta pode acelerar 
esse processo. 
 
Resposta da questão 30: [B] 
ÁGUA: 1 L 
SAL: uma colher de chá rasa – equivale a 3,5 g 
 
 
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NaC Na C
58,5 g
+ −→ +
1mol
3,5 g
Na
Na
n
n 0,0598 mol
+
+ =
 
ÁGUA: 1 L 
AÇÚCAR: duas colheres de sopa cheias – equivale a 40 g 
12 22 11C H O 342g / mol
1mol
=
12 22 11C H O
342 g
n
12 22 11C H O
40 g
n 0,116959 mol=
 
Conclusão: 
12 22 11C H ONa
n n .+  
 
 
 
 
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MÓDULO 03 
DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES E MISTURAS DE SOLUÇÕES 
 
1. Diluição de soluções 
 
 
Diluir uma solução significa diminuir a sua concentração, o que pode ser feito pela retirada de uma 
parcela do soluto ou pelo acréscimo de solvente. 
Em geral a diluição ocorre com acréscimo de solvente. 
Ao se acrescentar solvente (em geral H2O) a uma solução, temos: 
 
 
 
• A concentração da solução (qualquer que seja ela) diminui. 
• O volume da solução aumenta. 
• A “quantidade de soluto (no de mols; massa; volume) não se altera, ou seja, permanece constante. 
 
Assim, temos as seguintes relações: 
 
Concentração da Solução 
Antes da Diluição 
Concentração da Solução 
Depois da Diluição 
Conclusão 
m
m
T 1= ; logo mTm1 = 
'm
m
'T 1= ; logo 'm'Tm1 = 'm'TmT = 
V
V
T 1V = ; logo VTV V1 = 
'V
V
'T 1V = ; logo 'V'TV V1 = 'V'TVT VV = 
V
m
C 1= ; logo VCm1 = 
'V
m
'C 1= ; logo 'V'Cm1 = 'V'CVC = 
n
n
x 11 = ; logo nxn 11 = 
'n
n
x 1'1 = ; logo 'nxn
'
11 = 'nxnx
'
11 = 
V
n
M 1= ; logo )L(VMn1 = 
'V
n
'M 1= ; logo )L('V'Mn1 = 'V'MVM = 
)kg(m
n
W
2
1= ; logo )kg(mWn 21 = 
)kg(m
n
'W
'
2
1= ; logo )kg(m'Wn '21 = '22 m'WmW = 
 
Observações: 
1. O volume e a concentração de uma solução são inversamente proporcionais. 
2. O volume (V2) ou massa (m2) ou no de mols (n2) do solvente adicionado em uma diluição pode ser 
calculado pelas relações: 
 V2 = Vf – Vi f → final 
 
 m2 = mf – mi i → inicial 
 n2 = nf – ni 
 
3. A operação inversa à diluição chama-se concentração. Podemos concentrar uma solução ou 
aumentando a quantidade de soluto ou diminuindo a quantidade de solvente. 
 
 
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4. Quando se faz a concentração de uma solução pela diminuição da quantidade de solvente, as mesmas 
relações vistas para a diluição valem também para a concentração. Observa-se que: 
• A concentração da solução (qualquer que seja ela) aumenta. 
• O volume da solução diminui. 
 
O volume (V2) ou massa (m2) ou no de mols (n2) do solvente evaporado em uma concentração pode 
ser obtido pelas relações: 
 
V2 = Vi – Vf 
m2 = mi – mf 
n2 = ni – nf 
i → inicial; f → final 
 
2. Mistura de soluções de mesmo soluto e mesmo solvente 
 
1. Neste caso onde misturamos soluções de mesmo soluto, com concentrações diferentes, obtemos uma 
nova solução com concentração intermediária às concentrações das soluções misturadas. 
2. Não apenas neste caso de misturas de soluções, mas também nos outros que veremos a seguir, 
estaremos trabalhando com soluções em que o solvente é sempre o mesmo e que as soluções são 
relativamente diluídas, pois só dentro dessas condições é que o volume final será igual à soma 
dos volumes iniciais das soluções que foram misturadas. 
3. Como o soluto é o mesmo, a “quantidade” de soluto na solução resultante é igual à soma das 
“quantidades” de soluto que havia em cada uma das soluções iniciais. 
4. O volume da solução final (V), nem sempre é igual à soma dos volumes das soluções misturadas, mas 
pode ser medido facilmente na prática. Em problemas, não sendo dado o volume final da solução, este 
deve ser considerado como sendo igual à soma dos volumes das soluções misturadas. Vejamos a 
tabela a seguir: 
 
SOLUÇÃO’ (I) SOLUÇÃO” (II) 
SOLUÇÃO FINAL (MISTURA) = 
SOLUÇÃO (I) + SOLUÇÃO (II) 
 
 
 
 
 
 
'VCm
'V
m
'C
''
1
'
1
=
=
 
"VCm
"V
m
"C
""
1
"
1
=
=
 
"V"C'V'CVCVCm
mmm
V
m
C
1
"
1
'
11
1
+=→=
+=→=
 
'VMn
'V
n
'M
''
1
'
1
=
=
 
"VMn
"V
n
"M
""
1
"
1
=
=
 
"V"M'V'MVMVMn
nnn
V
n
M
1
"
1
'
11
1
+=→=
+=→=
 
'mTm
'm
m
'T
''
1
'
1
=
=
 
"mTm
"m
m
"T
""
1
"
1
=
=
 
"m"T'm'TmTmTm
mmm
m
m
T
1
"
1
'
11
1
+=→=
+=→=
 
'V
'm
m
n
'
1
'
1
 
"V
"m
m
n
"
1
"
1
 
)4:.Obs("V'VV
"m'mm
mmm
nnn
"
1
'
11
"
1
'
11
+=
+=
+=
+=
 
 
 
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'
1
2
' ' '
1 2
'
'( )
n
W
m kg
n W m
=
= 
 
"
2
""
1
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2
"
1
mWn
)kg(m
n
"W
=
=
 
"
2
'
2221
"
1
'
11
2
1
m"Wm'WmWmWn
nnn
)kg(m
n
W
+=→=
+=→=
 
 
 
 
 
3. Mistura de soluções de solutos diferentes que não reagem entre si (e mesmo solvente) 
 
Neste caso de mistura de duas ou mais soluções de solutos diferentes que não reagem entre si, 
tudo se passa como se estivesse ocorrendo uma diluição de cada solução. 
 
Exemplo: misturando 1,0 L de solução NaCl molares 2,0 L de solução de KCl, para calcular a 
concentração final do NaCl na mistura, tudo se passa como se tivéssemos adicionado 2 L de água à 
mistura do NaCl. Do mesmo modo, para calcular a concentração do KCl na mistura, tudo se passa como 
se tivéssemos adicionado 1,0 L de água à solução de KCl. 
 
 
 
Observações: 
1. Comumente se costuma pedir a concentração da solução resultante em relação aos íons. No exemplo 
anterior teríamos (considerando o grau de dissociação dos sais igual a 100%): 
 
 
 
2. O mesmo raciocínio visto para a molaridade vale para as outras unidades de concentração vistas até 
aqui. 
 
 
4. Mistura de soluções de solutos diferentes que reagem entre si (e mesmo solvente) 
 
Neste caso o de mistura de soluções os solutos reagem entre si, por isso é necessário examinarmos 
a estequiometria da reação. Observe os seguintes passos: 
 
I. Escreva a equação química balanceada que representa a mistura das soluções. 
II. Determine o número de mols de cada soluto nas soluções iniciais. 
 






+=
=
=







+⎯⎯ →⎯
+⎯⎯ →⎯
−
+
+
−+
−+
M)yx(]C[
yM]K[
xM]Na[
yMxMyM
C1K1KC
xMxMxM
C1Na1NaC
O2H
O2H



 
 
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VMn
V
n
M ou 
Mol
m
n 1
1
1
1 =→== 
 
III. Verifique se existe excesso de reagente, ou seja, verifique se os reagentes estão em proporções 
estequiométricasou não. 
• Caso os reagentes estejam em proporções estequiométricas, os dois solutos reagirão integralmente 
e não estarão mais presentes na solução resultante. 
• Caso os reagentes não estejam em proporções estequiométricas, sobrará um excesso de um dos 
solutos na solução resultante. 
 
IV. Resolva a questão com o que foi aprendido sobre cálculo estequiométrico (em especial nos casos 
onde existia reagente em excesso). 
 
Observações: 
Os casos mais comuns desse tipo de mistura de soluções são quando se misturam uma solução 
de um ácido com uma base ou solução de um oxidante com solução de um redutor ou outras reações 
envolvendo as funções inorgânicas. 
 
5. Titulação 
 
 Para determinar a concentração de determinado soluto em uma solução, os químicos 
geralmente realizam uma titulação, que envolve combinar umaamostra de solução com umasolução 
reagente de concentração conhecida, chamada solução padrão. As titulações podem ser conduzidas 
usando reações ácido-base, precipitação ou oxi-redução. 
 Suponha que tenhamos uma solução de HCl com concentração desconhecida e uma solução de 
NaOH cuja concentração é 0,100 mol/L. Para determinar a concentração da solução de HCl, tomamos 
determinado volume dessa solução,digamos 20,00 mL. Adicionamos lentmente a solução padrão de 
NaOH até que a reação de neutralização entre HCl e NaOH seja completa. O ponto no qual as 
quantidades estequiométricas se equivalem é conhecido como ponto de equivalência ou ponto 
deviragem da titulação. 
 Para que se faça a titulaçãlo de uma solução desconhecida com uma solução padrão, é 
necessário encontrar alguma maneira de se determinar quando o ponto de equivalência da titulação foi 
atingido. Em uma solução ácido-base, a tintura conhecida como fenolftaleína é incolor em soluções 
ácidas, mas rosa em soluções básicas. Se adicionamos fenoftaleína a uma solução desconhecida de 
ácido, a solução ficará incolor. Podemos, então, adicionar a base a partir de uma bureta até a solução 
passar de incolor para rosa. Essa mudança de cor indica que o ácido foi totalmente neutralizado e que 
não existe mais ácido para reagir com a gota de base que fez com que a solução ficasse colorida. A 
solução, consequentemente torna-se básica, e a tintura, rosa. A mudança de cor sinaliza o ponto final 
da titulação, que geralmente é muito próximo do ponto de equivalência. 
 Deve-se ser cuidadoso ao escolher os indicadores cujos pontos finais correspondam ao ponto 
de equivalência da titulação. Abordaremos esse problema no módulo de reações ácido base, quando 
estivermos estudando os euilíbrios iônicos em solução aquosa. 
 
 
 
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 Figura: procedimento para a titulação de ácido com uma solução padronizada de NaOH. (a) 
Uma quantidade conhecida de ácido é adicionada ao erlenmeyer. (b) Um indicador ácido-base é 
adicionado, e o NaOH padronizado é adicionado a partir da bureta. (c) O ponto de equivalência é 
sinalizado pela mudança de cor do indicador. 
 
 
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DILUIÇÃO E MISTURAS DE SOLUÇÕES 
Exercícios de Aprendizagem 
 
01. (Ita) Para preparar 80L de uma solução aquosa 12% 
(massa/massa) de KOH (massa específica da 
solução=1,10g/cm¤) foram adicionadas x litros de uma 
solução aquosa 44% (massa/massa) de KOH (massa 
específica da solução=1,50g/cm¤) e y litros de água 
deionizada (massa específica=1,00g/cm¤). Os valores de x e 
de y são respectivamente: 
a) 12L e 68L. 
b) 16L e 64L. 
c) 30L e 50L. 
d) 36L e 44L. 
e) 44L e 36L. 
 
02. (Unicamp ) Um dos grandes problemas das navegações 
do século XVI referia-se à limitação de água potável que era 
possível transportar numa embarcação. Imagine uma 
situação de emergência em que restaram apenas 300 litros 
(L) de água potável (considere-a completamente isenta de 
eletrólitos). A água do mar não é apropriada para o consumo 
devido à grande concentração de NaCØ(25g/L), porém o soro 
fisiológico (10g NaCØ/L) é. Se os navegantes tivessem 
conhecimento da composição do soro fisiológico, poderiam 
usar água potável para diluir água do mar de modo a obter o 
soro e assim teriam um volume maior de líquido para beber. 
a) Que volume total de soro seria obtido com a diluição se 
todos os 300 litros de água potável fossem usados para este 
fim? 
b) Considerando-se a presença de 50 pessoas na 
embarcação e admitindo-se uma distribuição equitativa do 
soro, quantos gramas de NaCØ teriam sido ingeridos por 
cada pessoa? 
c) Uma maneira que os navegadores usavam para obter 
água potável adicional era recolher água de chuva. 
Considerando-se que a água da chuva é originária, em 
grande parte, da água do mar, como se explica que ela 
possa ser usada como água potável? 
 
03. (Ufpe) A salinidade da água de um aquário para peixes 
marinhos expressa em concentração de NaCØ é 0,08M. Para 
corrigir essa salinidade, foram adicionados 2 litros de uma 
solução 0,52M de NaCØ a 20 litros da água deste aquário. 
Qual a concentração final de NaCØ multiplicada por 100? 
 
04. (Ufg ) Um analista necessita de 100 mL de uma solução 
aquosa de NaCØ 0,9 % (m/v). Como não dispõe do sal puro, 
resolve misturar duas soluções de NaCØ(aq): uma de 
concentração 1,5 % (m/v) e outra de 0,5 % (m/v). Calcule o 
volume de cada solução que deverá ser utilizado para o 
preparo da solução desejada. 
 
05. (Ufc ) Em um balão volumétrico, foram colocados 6 g de 
hidróxido de sódio impuro e água destilada até completar um 
volume de 250 mL. Para a neutralização completa de 50 mL 
desta solução, foram necessários 60 mL de H‚SO„ 0,1 
mol.L-¢. Sabendo que as impurezas existentes são inertes na 
presença de H‚SO„, o percentual de pureza do hidróxido de 
sódio utilizado é igual a: 
a) 10 
b) 20 
c) 40 
d) 60 
e) 80 
 
06. (Pucrj) O vinagre utilizado como tempero nas 
saladas contém ácido acético, um ácido monoprótico 
muito fraco e de fórmula HC2H3O2. A completa 
neutralização de uma amostra de 15,0 mL de vinagre 
(densidade igual a 1,02 g/mL) necessitou de 40,0 mL 
de solução aquosa de NaOH 0,220 mol/L. A partir 
dessas informações, pede-se: 
 
a) o número de oxidação médio do carbono no ácido 
acético; 
b) a porcentagem em massa de ácido acético no 
vinagre; 
c) o volume de KOH 0,100 mol/L que contém 
quantidade de íons OH− equivalente ao encontrado 
nos 40,0 mL de solução aquosa de NaOH 0,220 
mol/L. 
 
07. (Ufc) O ácido oxálico é encontrado, em baixas 
concentrações, em alguns vegetais importantes na 
alimentação humana, tal como o espinafre. Apesar de ser 
uma substância tóxica, é bem tolerado pelo organismo 
humano em concentrações abaixo do limite de toxicidade. Os 
sucos concentrados de espinafre, entretanto, podem conter 
quantidades excessivas do ácido oxálico, que ultrapassem 
tais limites. Por este motivo, a indústria de sucos de espinafre 
exerce um controle rigoroso em seus produtos, analisando os 
teores de ácido oxálico, através de titulação com o íon 
permanganato, de acordo com a seguinte reação: 
 
5H‚C‚O„ (aq) + 2MnO„­ (aq) + 6H® (aq) ë 10CO‚ (g) + 
2Mn£® (aq) + 8H‚O (Ø) 
 
a) Represente a configuração eletrônica do manganês, tal 
como se encontra nos reagentes e produtos. 
b) Sabendo-se que uma amostra de 20 mL de suco de 
espinafre reagiu completamente com 24mL de uma 
 
 
 
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08. (Pucrj) Um técnico de laboratório recebeu um frasco 
com 300 cm3 de ácido clorídrico de molaridade 
desconhecida, a fim de determiná-la. Para isso, retirou uma 
alíquota de 10 mL do frasco originale transferiu para um 
balão volumétrico de 50 mL, o qual foi completado com água 
destilada. Após homogeneização, ele retirou 10 mL dessa 
solução e transferiu para um frasco Erlenmeyer. Essa solução 
foi, em seguida, titulada com uma solução aquosa padrão de 
hidróxido de sódio de molaridade exata igual a 0,500 mol L-
1. Sabendo-se que, nessa titulação, foram consumidos 12 mL 
da solução padrão de hidróxido de sódio: 
a) escreva a reação química que ocorre no processo de 
titulação do ácido clorídrico pelo hidróxido de sódio; 
b) calcule a quantidade de hidróxido de sódio (em mol) 
contida nos 12 mL de solução usada para a titulação do 
ácido; 
c) calcule a molaridade da solução de ácido clorídrico do 
frasco original. 
 
09. (Unifesp) Os dados do rótulo de um frasco de eletrólito 
de bateria de automóvel informam que cada litro da solução 
deve conter aproximadamente 390 g de H2SO4 puro. 
Com a finalidade de verificar se a concentração de H2SO4 
atende às especificações, 4,00 mL desse produto foram 
titulados com solução de NaOH 0,800 mol/L. Para consumir 
todo o ácido sulfúrico dessa amostra foram gastos 40,0 mL 
da solução de NaOH. 
(Dado: massa molar de H2SO4 = 98,0 g/mol) 
a) Com base nos dados obtidos na titulação, discuta se a 
especificação do rótulo é atendida. 
b) Escreva a fórmula e o nome oficial do produto que pode 
ser obtido pela evaporação total da água contida na solução 
resultante do processo de titulação efetuado. 
 
10. Temos 500 mL de uma solução 0,6 mol/L de HCl. A essa 
solução são adicionados 10,6 g de carbonato de sódio 
(Na2CO3) puro. Determine a concentração, em g/L, da 
solução resultante em relação ao HCl. 
 
DILUIÇÃO E MISTURAS DE SOLUÇÕES 
Exercícios de Fixação 
 
1. (Mackenzie) 200 mL de solução 0,3 M de NaCØ são 
misturados a 100 de solução molar de CaCØ‚. A 
concentração, em mol/litro, de íons cloreto na solução 
resultante é: 
a) 0,66 
b) 0,53 
c) 0,33 
d) 0,20 
e) 0,86 
 
2. (Uel) Misturam-se 200 mililitros de solução de hidróxido 
de potássio de concentração 5,0g/L com 300 mililitros de 
solução da mesma base com concentração 4,0g/L. A 
concentração em g/L da solução final vale 
a) 0,50 
b) 1,1 
c) 2,2 
d) 3,3 
e) 4,4 
 
3. (Cesgranrio) Em laboratório, um aluno misturou 10 mL de 
uma solução de HCØ 2 M com 20 mL de uma solução X M 
do mesmo ácido em um balão volumétrico de 50 mL de 
capacidade. Em seguida, completou o volume do balão 
volumétrico com água destilada. Na total neutralização de 10 
mL da solução final obtida, foram consumidos ml de solução 
de NaOH 2 M. Assim, o valor de X é: 
a) 1,0 M 
b) 1,5 M 
c) 2,0 M 
d) 2,5 M 
e) 3,0 M 
 
4. (Enem 2013) A varfarina é um fármaco que diminui a 
agregação plaquetária, e por isso é utilizada como 
anticoagulante, desde que esteja presente no plasma, com 
uma concentração superior a 1,0 mg/L. Entretanto, 
concentrações plasmáticas superiores a 4,0 mg/L podem 
desencadear hemorragias. As moléculas desse fármaco 
ficam retidas no espaço intravascular e dissolvidas 
exclusivamente no plasma, que representa aproximadamente 
60% do sangue em volume. Em um medicamento, a 
varfarina é administrada por via intravenosa na forma de 
solução aquosa, com concentração de 3,0 mg/mL. Um 
indivíduo adulto, com volume sanguíneo total de 5,0 L, será 
submetido a um tratamento com solução injetável desse 
medicamento. 
 
Qual é o máximo volume da solução do medicamento que 
pode ser administrado a esse indivíduo, pela via intravenosa, 
de maneira que não ocorram hemorragias causadas pelo 
anticoagulente? 
a) 1,0 mL 
b) 1,7 mL 
c) 2,7 mL 
d) 4,0 mL 
e) 6,7 mL 
 
 
5. (Fei) Para neutralizar uma alíquota de 25 mL de uma 
solução de H‚SO„ foram consumido 30 mL de solução 0,1 
 
 
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molar de NaOH. A massa de H‚SO„ contida em 250 mL de 
solução é: 
Dados : Massa atômicas : 
H=1; S=32; O=16; Na=23 (u) 
a) 0,49 g 
b) 0,98 g 
c) 1,47 g 
d) 1,96 g 
e) 2,94 g 
 
6. (Uerj ) O ácido ascórbico (vitamina C) reduz o iodo, 
conforme a reação química representada a seguir. 
 
 
 
Em uma análise do ácido ascórbico contido em 10,0 mL de 
suco de laranja, são consumidos 5,0 mL de uma solução de 
iodo molecular de concentração igual a 0,010 mol × L-¢. 
Admita que todo o ácido ascórbico presente no suco tenha 
reagido. 
A massa deste ácido, presente em 1,0 L do suco de laranja é, 
em gramas, igual a: 
(Dados: C = 12; H = 1; O = 16) 
a) 0,80 
b) 0,84 
c) 0,88 
d) 0,92 
 
7. (Ufc ) Os alvejantes são comumente constituídos de 
agentes oxidantes, que retiram elétrons dos materiais 
coloridos, transformando-os em outras substâncias 
incolores, normalmente solúveis em água. Por exemplo, na 
limpeza de uma peça de roupa branca manchada de iodo (cor 
púrpura), pode-se aplicar uma solução aquosa de tiossulfato 
de sódio (Na‚S‚Oƒ), que originará produtos incolores e 
solúveis em água, conforme indicado a seguir. 
 
I‚(s) + 2Na‚S‚Oƒ(aq) ë 2NaI(aq) + Na‚S„O†(aq) 
 
O valor aproximado do volume mínimo, em mL, de uma 
solução 1,0 M de Na‚S‚Oƒ, necessário para reagir 
completamente com 2,54 g de I‚, será: 
a) 40 
b) 10 
c) 20 
d) 0,01 
e) 0,04 
 
8. (Uff ) A molaridade de uma solução X de ácido nítrico é 
o triplo da molaridade de outra solução Y do mesmo ácido. 
Ao se misturar 200,0mL da solução X com 600,0mL da 
solução Y, obtém-se uma solução 0,3M do ácido. 
Pode-se afirmar, então, que as molaridades das soluções X e 
Y são, respectivamente: 
a) 0,60 M e 0,20 M 
b) 0,45 M e 0,15 M 
c) 0,51 M e 0,17 M 
d) 0,75 M e 0,25 M 
e) 0,30 M e 0,10 M 
 
9. (Uff ) O composto de fórmula molecular Na‚B„O‡.10H‚O, 
denominado tetraborato de sódio, é conhecido por bórax. Se 
uma criança ingerir de 5 a 10 gramas desse composto 
apresentará vômito, diarréia, poderá entrar em estado de 
choque e, até, morrer. 
Tal composto é um sólido cristalino que reage com ácidos 
fortes de acordo com a equação: 
 
Na‚B„O‡.10H‚O + 2H®ë4HƒBOƒ + 5H‚O + 2Na® 
 
Uma amostra de tetraborato de sódio, de massa 0,9550 g, 
reage completamente com uma solução de HCØ 0,1000 M. 
Pode-se afirmar que o volume de ácido clorídrico consumido 
nessa reação é, aproximadamente: 
a) 5,00 mL 
b) 9,50 mL 
c) 25,00 mL 
d) 50,00 mL 
e) 95,00 mL 
 
10. (Ufg) Um antiácido contém, em sua formulação, 
Mg(OH)‚ em uma concentração de 1,2 g mL­¢. 
Considerando que a concentração de HCl no suco gástrico é 
de 0,16 mol L-¢, qual o volume de suco gástrico neutralizado 
pela ingestão de uma colher (3 mL) desse antiácido? 
a) 125 mL 
b) 250 mL 
c) 375 mL 
d) 750 mL 
e) 1000 mL 
 
 
 
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11. (Ufmg) O quadro a seguir apresenta as quantidades 
utilizadas na preparação de três soluções aquosas de 
permanganato de potássio (KMnO„). 
 
 
 
Analise o quadro quanto às concentrações das soluções e 
assinale a alternativa correta. 
a) A solução mais diluída é a que tem a maior massa de 
soluto. 
b) A solução mais concentrada é a que tem o menor volume. 
c) Se adicionarmos 100 mL de água à solução I, a 
concentração final será a mesma da solução III. 
d) Se adicionarmos a solução II à solução III, a concentração 
final será menor que a da solução I. 
 
12. (Cefet MG 2015) Um técnico de laboratório necessita 
preparar 500mL de uma solução de 3HNO que tenha a 
concentração igual a 
10,5mol L .− No estoque do 
laboratório, há uma solução concentrada desse ácido a 
63% m m, com uma densidade aproximadamente igual a 
11,5g mL .− O volume aproximado, da solução 
concentrada, que o técnico deve medir, em mL, para 
preparar a solução de ácido nítrico,é 
a) 7. 
b) 11. 
c) 17. 
d) 25. 
e) 67. 
 
13. (Ufrrj) Misturando-se 100mL de solução aquosa 0,1 
molar de KCØ, com 100mL de solução aquosa 0,1 molar de 
MgCØ‚, as concentrações de íons K®, Mg®® e CØ­ na solução 
resultante, serão, respectivamente, 
a) 0,05 M; 0,05 M e 0,1 M. 
b) 0,04 M; 0,04 M e 0,12 M. 
c) 0,05 M; 0,05 M e 0,2 M. 
d) 0,1 M; 0,15 M e 0,2 M. 
e) 0,05 M; 0,05 M e 0,1 5 M. 
 
14. (Ufv) Misturando-se 20mL de solução de NaCØ, de 
concentração 6,0mol/L, com 80mL de solução de NaCØ, de 
concentração 2,0mol/L, são obtidos 100mL de solução de 
NaCØ, de concentração, em mol/L, igual a: 
a) 1,4 
b) 2,8 
c) 4,2 
d) 5,6 
e) 4,0 
 
15. (Unesp) Um funcionário de uma empresa de limpeza 
dispunha de dois produtos para o trabalho "pesado": soluções 
concentradas de ácido muriático e de soda cáustica. Não 
conseguindo remover uma "crosta" de sujeira usando estas 
soluções separadamente, ele preparou uma mistura, usando 
volumes iguais das mesmas. Sabendo que ácido muriático e 
soda cáustica são os nomes comerciais, respectivamente, do 
ácido clorídrico e do hidróxido de sódio, o funcionário terá 
sucesso em sua última tentativa de remover a sujeira? 
a) Não, pois na mistura as concentrações de ambos os 
produtos foram reduzidas à metade. 
b) Não, pois ácido muriático e soda cáustica não são 
adequados para remover sujeira. 
c) Não, pois a mistura resultante é apenas uma solução de 
cloreto de sódio, podendo ainda conter ácido muriático ou 
soda cáustica excedente. 
d) Sim, pois estarão sendo utilizadas as propriedades de 
ambos os produtos ao mesmo tempo. 
e) Sim, desde que as concentrações molares de ambos os 
produtos sejam idênticas. 
 
16. (Unirio) Misturando-se 25,0ml de uma solução 0,50 M 
de KOH com 35,0ml de solução 0,30 M de KOH e solução 
10,0ml de uma solução 0,25 M de KOH, resulta uma solução 
cuja concentração molar, admitindo-se a aditividade de 
volume, é, aproximadamente igual a: 
a) 0,24 M. 
b) 0,36 M. 
c) 0,42 M. 
d) 0,50 M. 
e) 0,72 M. 
 
17. (Pucrj 2015) O volume de 25,00 m de uma amostra 
aquosa de ácido oxálico 2 2 4(H C O ) foi titulado com 
solução padrão 
10,020 mol L− de KOH. 
 
2
2 2 4(aq) (aq) 2 4 (aq) 2 ( )H C O 20H C O 2H O
−+ → + 
 
A titulação alcançou o ponto de equivalência com 
25,00 m de solução titulante; assim, a concentração, em 
1mol L ,− de ácido oxálico na amostra original é igual a 
 
 
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a) 31,0 10− 
b) 32,0 10− 
c) 21,0 10− 
d) 22,0 10− 
e) 11,0 10− 
 
18. (Udesc 2015) Considere a determinação da capacidade 
antiácida de um medicamento cujo princípio ativo é 
carbonato de sódio, que pode ser feita pela reação com ácido 
clorídrico. Um comprimido de 1,8656g foi triturado e 
dissolvido em água, necessitando de 22,0mL de 
1HC 0,4000molL− para ser completamente neutralizado. 
Assinale a alternativa que corresponde à porcentagem em 
massa de carbonato de sódio no comprimido. 
a) 12,50% 
b) 19,57% 
c) 25,00% 
d) 14,15% 
e) 50,00% 
 
19. (Unesp) Medicamentos, na forma de preparados 
injetáveis, devem ser soluções isotônicas com relação aos 
fluidos celulares. O soro fisiológico, por exemplo, apresenta 
concentração de cloreto de sódio (NaCØ) de 0,9% em massa 
(massa do soluto por massa da solução), com densidade igual 
a 1,0 g.cm-¤. 
a) Dada a massa molar de NaCØ, em g.mol-¢: 58,5, qual a 
concentração, em mol.L-¢, do NaCØ no soro fisiológico? 
Apresente seus cálculos. 
b) Quantos litros de soro fisiológico podem ser preparados a 
partir de 1 L de solução que contém 27 g.L-¢ de NaCØ (a 
concentração aproximada deste sal na água do mar)? 
Apresente seus cálculos. 
 
 
20. (Pucrj 2013) A análise volumétrica em meio aquoso se 
baseia, de maneira simplificada, na medição do volume de 
solução padrão (concentração conhecida) que reage 
estequiometricamente com uma espécie dissolvida em água, 
com o ponto final da titulação podendo ser identificado com 
o auxílio de um indicador que muda de cor no ponto final. 
Na análise de cloretos numa amostra de água, 50,0 mL de 
amostra necessitaram de 20,00 mL de solução 0,1000 mol/L 
de nitrato de prata, usando cromato como indicador do ponto 
final. 
 
(aq) (aq) (s)Ag C AgC
+ −+ → 
 
Com esses dados, a porcentagem massa por volume 
(g%mL) de C − (massa molar = 35,5 g/mol) na amostra é: 
a) 0,035 
b) 0,710 
c) 0,142 
d) 0,213 
e) 0,284 
 
21. (Enem PPL 2014) O álcool comercial (solução de etanol) 
é vendido na concentração de 96%, em volume. Entretanto, 
para que possa ser utilizado como desinfetante, deve-se usar 
uma solução alcoólica na concentração de 70%, em volume. 
Suponha que um hospital recebeu como doação um lote de 
1000 litros de álcool comercial a 96%, em volume, e 
pretende trocá-lo por um lote de álcool desinfetante. 
 
Para que a quantidade total de etanol seja a mesma nos dois 
lotes, o volume de álcool a 70% fornecido na troca deve 
ser mais próximo de 
a) 1042L. 
b) 1371L. 
c) 1428L. 
d) 1632L. 
e) 1700L. 
 
22. (Pucrj 2014) Neutraliza-se 50 mL de solução aquosa 
de hidróxido de sódio 10,10 mol L− com 50 mL de 
solução aquosa de ácido clorídrico 10,10 mol L .− Nessa 
reação, há formação de água. As espécies Na+ e C − são 
íons espectadores. 
 
(aq) (aq) 2 ( ) (aq)NaOH HC H O NaC+ → + 
 
Admitindo como desprezível a expansão de volume como 
resultado dessa reação, a concentração de C ,− em 
quantidade de matéria 
1(mol L ),− na solução resultante é 
aproximadamente igual a: 
a) 0,05 
b) 0,10 
c) 0,14 
d) 0,18 
e) 0,20 
 
23. (Fgv 2014) O Brasil é um grande produtor e exportador 
de suco concentrado de laranja. O suco in natura é obtido a 
partir de processo de prensagem da fruta que, após a 
separação de cascas e bagaços, possui 12% em massa de 
sólidos totais, solúveis e insolúveis. A preparação do suco 
concentrado é feita por evaporação de água até que se atinja 
o teor de sólidos totais de 48% em massa. 
Quando uma tonelada de suco de laranja in natura é 
colocada em um evaporador, a massa de água evaporada 
para obtenção do suco concentrado é, em quilograma, igual 
a 
a) 125. 
b) 250. 
 
 
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c) 380. 
d) 520. 
e) 750. 
 
24. (Unesp 2014) O soro fisiológico é uma das soluções 
mais utilizadas na área de saúde. Consiste em uma solução 
aquosa de cloreto de sódio NaC 0,9% em massa por 
volume, que equivale à concentração 
10,15 mol L .− 
Dispondo de uma solução estoque de 
1NaC 0,50 mol L ,− 
o volume necessário dessa solução, em mL, para preparar 
250 mL de soro fisiológico será igual a 
a) 15. 
b) 100. 
c) 25. 
d) 75. 
e) 50. 
 
25. (Enem 2011) O peróxido de hidrogênio é comumente 
utilizado como antisséptico e alvejante. Também pode ser 
empregado em trabalhos de restauração de quadros 
enegrecidos e no clareamento de dentes. Na presença de 
soluções ácidas de oxidantes, como o permanganato de 
potássio, este óxido decompõe-se, conforme a equação a 
seguir: 
 
+ + →
+ + +
2 2 4 2 4
2 4 2 4 2
5 H O (aq) 2 KMnO (aq) 3 H SO (aq)
5 O (g) 2 MnSO (aq) K SO (aq) 8 H O ( )
 
 
ROCHA-FILHO, R. C. R.; SILVA, R. R. Introdução aos 
Cálculos da Química. São Paulo: McGraw-Hill, 1992. 
 
De acordo com a estequiometria da reação descrita, a 
quantidade de permanganato de potássio necessária para 
reagir completamente com 20,0 mL de uma solução 0,1 
mol/L de peróxido de hidrogênio é igual a 
a) 02,0 10 mol 
b) 32,0 10 mol− 
c) 18,0 10 mol− 
d) 48,0 10 mol−e) 35,0 10 mol− 
 
26. (Ufrrj ) O hidróxido de lítio (LiOH), usado na produção 
de sabões de lítio para a fabricação de graxas lubrificantes a 
partir de óleos, é obtido pela reação do carbonato de lítio 
(Li‚COƒ) com o hidróxido de cálcio (Ca(OH)‚). 
a) Escreva a equação química que representa a reação 
balanceada do carbonato de lítio com o hidróxido de cálcio. 
Massas atômicas: 
Li = 6,941 u 
O = 15,899 u 
H = 1,008 u 
b) Quantos gramas de hidróxido de lítio são produzidos, 
quando se reage totalmente 100mL de uma solução de 
carbonato de lítio a 0,2M com uma solução de hidróxido de 
cálcio a 0,1M. 
 
27. (Uff ) Tem-se uma solução preparada pela dissolução de 
16,7g de naftaleno em 200mL de benzeno líquido, a 20°C. A 
densidade do benzeno à temperatura dada é 0,87g.mL-¢. 
Determine: 
 
a) a fração molar do benzeno e do naftaleno na solução 
b) a percentagem molar do benzeno e do naftaleno na 
solução. 
Dados: Massas molares (g/mol): 
C = 12,0; H = 1,0 
 
28. (Ufsm 2013) O leite de magnésia, usado como 
antiácido e laxante, contém em sua formulação o composto 
Mg(OH)2. A concentração de uma amostra de 10 mL de 
leite de magnésia que foi titulada com 12,5 mL de HC 
0,50 mol.L–1 é, em mol.L–1, de, aproximadamente, 
a) 0,1. 
b) 0,3. 
c) 0,5. 
d) 0,6. 
e) 1,2. 
 
 
29. (Unesp ) Alguns produto de limpeza doméstica 
consistem basicamente de solução aquosa de amônia. 
Para reagir completamente com a amônia presente em 5,00 
mililitros de amostra de um determinado produto de limpeza, 
foram necessários 31,20 mililitros de ácido clorídrico 1,00M. 
A reação que ocorre é: 
 
 NHƒ(aq) + HCØ(aq) ë NH„CØ(aq) 
 
Massas atômicas: N = 14; H = 1. 
 
a) Calcule a concentração molar de amônia na amostra. 
b) Supondo a densidade da solução de amônia igual a 1 
grama por mililitro, calcule a porcentagem em massa de 
amônia presente na amostra. 
 
30. (Unesp) Preparou-se uma solução dissolvendo-se 5,90 
gramas de ácido butanodióico (succínico, massa molar 
118g.mol-¢) em 1000cm¤ de água. Titulou-se 25,0cm¤ desta 
solução com solução de NaOH 0,125M. 
a) Calcular a molaridade da solução do ácido succínico 
preparada. 
 
 
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b) Escrever as equações das reações que ocorrem quando o 
ácido reage parcial e totalmente com a base. 
c) Calcular o volume de NaOH usado na referida titulação, 
considerando se todo o ácido for neutralizado. 
 
31. O leite de magnésia, usado como antiácido e 
laxante, contém em sua formulação o composto 
Mg(OH)2. A concentração de uma amostra de 20 mL 
de leite de magnésia que foi titulada com 12,5 mL de 
HC 1,00 mol.L–1 é, em mol.L–1, de, 
aproximadamente, 
a) 0,1. 
b) 0,3. 
c) 0,5. 
d) 0,6. 
e) 1,2. 
 
32. (Uepg) Sobre as diluições de soluções, assinale o que for 
correto. 
01) Submetendo-se 3 litros de uma solução de H2SO4 1 
mol/L à evaporação até um volume final de 400 mL, a 
concentração final será 1,2 mol/L. 
02) 100 mL de solução de H2SO4 2 mol/L pode ser obtida a 
partir de 50 mL de H2SO4 4 mol/L acrescentando-se 50 mL 
de água. 
04) 1 litro de solução de H2SO4 1 mol/L contém a mesma 
massa (g) de ácido que 2 litros de solução de H2SO4 0,5 
mol/L. 
08) Diluindo-se 200 mL de uma solução de H2SO4 5 mol/L 
para 250 mL, obtém-se uma concentração final de 4 mol/L. 
 
33. (cftmg) Um aluno distraído misturou 0,3 L de uma 
solução de acido clorídrico 11mol L− com 0,1 L de
1HC 2mol L− . Ao perceber o erro, ele decidiu adicionar 
água para reestabelecer a concentração de 11mol L− . O 
volume de 2H O adicionado a mistura e, em mL, igual a 
a) 75. 
b) 100. 
c) 125. 
d) 500. 
 
MÓDULO 03 – DILUIÇÃO E MISTURAS DAS 
SOLUÇÕES 
GABARITOS E RESOLUÇÕES COMENTADAS 
 
Resposta da questão 1: [E] 
Solução de NaCl 
V = 0,2 L 
M = 0,3 mol/L 
 
Solução de CaCl2 
V = 0,1 L 
M = 1,0 mol/L (solução molar) 
 
I) Cálculo do número de mols de cada soluto nas 
soluções iniciais: 
 
0,3 mol de NaCl -------------- 1 L de solução 
X mol de NaCl -------------- 0,2 L de solução 
X = 0,06 mol de NaCl 
 
1,0 mol de CaCl2 -------------- 1 L de solução 
X mol de CaCl2 -------------- 0,1 L de solução 
X = 0,1 mol de CaCl2 
 
II) Cálculo da molaridade de cada sal na solução final: 
Obs.: Na mistura de soluções de solutos diferentes 
que não regam entre si, o número de mols de cada 
soluto na solução final é igual ao número de mols de 
cada soluto na solução final, pois os sais são 
diferentes e não reagem entre si, porém o volume 
final da solução é maior: 0,2 L + 0,1 L = 0,3 L de 
solução. 
 
= =1NaCl
n 0,06 mol
M = 0,20 mol / L de NaCl
Vr 0,3 L
 
= =
2
1
CaCl 2
n 0,1 mol
M = 0,33 mol / L de CaCl
Vr 0,3 L
 
 
III) Cálculo da concentração em mol/L de cada íon na 
solução resultante: 
→
→
+ -
(aq) (aq) (aq)
2+ -
2(aq) (aq) (aq)
1 NaCl 1 Na + 1 Cl
0,20 mol/L 0,20 mol/L 0,20 mol/L
1 CaCl 1 Ca + 2 Cl
0,33 mol/L 0,33 mol/L 2 x 0,33 mol/L
 0,66 mol/L
 
 
[Na+] = 0,20 mol/L] 
[Ca2+] = 0,33 mol/L 
[Cl-] = 0,20 mol/L+ 0,66 mol/L = 0,86 mol/L 
 
Observe que o íon Cl- é um íon-comum em relação 
aos dois sais. 
 
Resposta da questão 2: [E] 
 
Resposta da questão 3: [B] 
Sol (a): 
10 mL de solução HC 2 mol/L 
vamos calcular o nº de mol desta solução 
n = M x V 
n = 2 x 0,01L = 0,02 mol de HC na solução (a) 
Na solução (b) temos n(b) mol de HC 
Sol (a) + sol(b) = Sol final 
n(a) + n(b) = n(total) 
 
 
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0,02 + n(b) = n(total) 
A solução (c) possui 50 mL e 10 mL desta solução foi neutralizado 
com 5 mL de NaOH 2 mol/L vamos calcular o nº de mol de NaOH 
gasto nesta solução que é o mesmo de HC, pois, se trata de uma 
reação 1:1 
N NaOH = MxV = 2 x 5.10−3 = 10.10−3 = 10−2 mol de NaOH 
 
1NaOH + 1HC ----> 1 NaC + 1 H2O 
1mol 1 mol 
10−2 mol 10−2 mo 
 
Então em 10 mL da solução (c) temos 0,01 mol de HC 
Em 50 mL temos 0,05 mol de HC na sol (c) 
(o nº mol total é 0,05 mol) 
Vamos encontrar o n(b): 
n(a) + n(b) = n(total) 
0,02 + n(b) = 0,05 
n(b) = 0,05 - 0,02 
n(b) = 0,03 mol 
Lembre-se que [HC] = n/V(L) 
[HC] = 0,03/0,02 
[HC] = 1,5 mol/L 
 
Resposta da questão 4: [D] 
 
I) Cálculo do volume de plasma: 
As moléculas desse fármaco ficam retidas no espaço 
intravascular e dissolvidas exclusivamente no plasma, que 
representa aproximadamente 60% do sangue em volume, 
sendo que o volume sanguíneo total de 5,0 L. 
5,0 L 100 %
V L 60 %
V 3 L (3 L de plasma)=
 
II) Cálculo da massa máxima de varfarina a partir da qual poderá 
ocasionar o surgimento de hemorragias: 
4,0 mg/L 
4,0 mg de varfarina --------- 1 L de solução (plasma) 
X mg de varfarina ----------- 3 L de solução (plasma) 
X = 12,0 mg de varfarina (massa máxima) 
III) Cálculo do volume de varfarina em uma concentração de 3,0 
mg/mL necessária para atingir a massa calculada no item 
anterior: 
3,0 mg/L 
3,0 mg de varfarina --------- 1 mL de solução 
12 mg de varfarina ----------- Y mL de solução 
Y = 4,0 mL de solução 
 
Resposta da questão 5: [C] 
Resposta da questão 6: [C] 
 
Resposta da questão 7: [C] 
Massa molar do I2 = 2 x 127 = 254 g/mol 
I) Cálculo do número de mols de Na2S2O3 necessário para reagir 
com 2,54 g de I2(s): 
I2 + 2 Na2S2O3 → 2NaI + Na2S4O6 
254g 2 mols 
2,54g X mols 
X = 0,02 mol de Na2S2O3 
II) Cálculo do volume da solução 1,0 mol/L: 
2 2 31mol de Na S O
2 2 3
1,0 L de solução 
0,02mol de Na S O Y L de solução 
Y 0,02 L de solução = 20 mL de solução=
 
 
Resposta da questão 8: [A]Resposta da questão 9: [D] 
 
Resposta questão 10. [D] 
Dados: 
Mg(OH)2 
C = 1,2 g/mL 
V = 3 mL 
HC 
M = 0,16 mol/L 
V = ? 
I) Cálculo da massa de Mg(OH)2 em 3,0 mL de solução: 
C = 1,2 g/mL 
1,2 g de Mg(OH)2 -------------- 1,0 mL de solução 
X g de Mg(OH)2 -------------- 3,0 mL de solução 
X = 3,6 g de Mg(OH)2 
II) Cálculo do número de mols de Mg(OH)2 em 3,0 mL de 
solução: 
1 mol de Mg(OH)2 -------------- 58,3 g 
Y mol de Mg(OH)2 -----------------3,6 g 
Y = 6,17.10-2 mol de Mg(OH)2 
III) Cálculo do número de mols de HCl que neutraliza essa 
quantidade de base: 
1 Mg(OH)2 + 2 HC ----> 1 MgCl2 + 2 H2O 
1 mol 2 mols 
6,17.10-2 mol X mol 
X = 2 x 6,17.10-2 mol = 12,34.10-2 mol de HC 
IV) Calculo do volume da solução 0,16 mol/L de HC: 0,16 mol de 
HC -------------- 1 L de solução 
0,1234 mol de HC -------------- Z L de solução 
Z = 0,772 L = 772 mL de solução 
Observação: se o para o,12 mol de HC, teremos: 
Aproximadamente 750 mL de solução 
0,16 mol de HC -------------- 1 L de solução 
0,12 mol de HC -------------- Z L de solução 
Z = 0,750 L = 750 mL de solução 
 
 
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Resposta da questão 11: [D] 
 
Resposta da questão 12: [C] 
No estoque do laboratório, há uma solução concentrada de HNO3 
a 63% m m, com uma densidade aproximadamente igual a 
11,5g mL .− 
Massa molar do HNO3 = 63 g/mol 
A solução desejada (solução final) apresenta as seguintes 
características: 
M = 0,5mol/L; V = 0,5 L; 
I) Cálculo do número de mols de HNO3 na solução final: M = 
0,5mol/L; V = 0,5 L; 
0,5 mol de HNO3 -------------- 1 L de solução 
X mol de HNO3 -------------- 0,5 L de solução 
X = 0,25 mol de HNO3 
II) Cálculo da massa de HNO3 na solução final:: 
1 mol de HNO3 -------------- 63 g 
0,25 mol de HC-----------------Y g 
Y = 15,75 g de HNO3 
Obs.: em uma diluição a quantidade de soluto não muda, assim 
essa massa de soluto encontrada para a solução final é a mesma 
para a solução inicial. 
III) Cálculo da massa da solução inicial a partir do título em massa 
e da massa do soluto: 
T% = 63% m/m 
63 g de HNO3 -------------- 100 g de solução 
15,75 g de HNO3 -------------- Z g de solução 
Z = 25 g de solução 
IV) Cálculo do volume da solução inicial: 
Como já temos a massa da solução e a densidade da solução, 
será possível calcular o volume da solução. 
d = 1,5 g/mL 
1,5 g de solução ----------------- 1 mL de solução 
25 g de solução -------------------W mL de solução 
W = 16,67 mL  17 mL de solução. 
 
Resposta da questão 13: [E] 
Solução de KC 
V = 0,1 L 
M = 0,1 mol/L 
Solução de MgCl2 
V = 0,1 L 
M = 0,1 mol/L 
I) Cálculo do número de mos de cada soluto nas soluções 
iniciais: 
0,1 mol de KC -------------- 1 L de solução 
X mol de KC -------------- 0,1 L de solução 
X = 0,01 mol de KC 
0,1 mol de MgC2 -------------- 1 L de solução 
X mol de MgC2 -------------- 0,1 L de solução 
X = 0,01 mol de MgC2 
II) Cálculo da molaridade de cada sal na solução final: 
Obs.: Na mistura de soluções de solutos diferentes que não 
regam entre si, o número de mols de cada soluto na solução 
final é igual ao número de mols de cada soluto na solução final, 
pois os sais são diferentes e não reagem entre sí, porém o 
volume final da solução é maior: 0,1 L + 0,1 L = 0,2 L de 
solução. 
1
KCl
n 0,01 mol
M = 0,05 mol / L de KCl
Vr 0,2 L
= = 
2
1
MgCl 2
n 0,01 mol
M = 0,05 mol / L de MgCl
Vr 0,2 L
= = 
III) Cálculo da concentração em molL de cada íon na soluçaõ 
resultante: 
+ -
(aq) (aq) (aq)
2+ -
2(aq) (aq) (aq)
1 KCl 1 K + 1 Cl
0,05 mol/L 0,05 mol/L 0,05 mol/L
1 MgCl 1 Mg + 2 Cl
0,05 mol/L 0,05 mol/L 2 x 0,05 mol/L
 
→
→
 0,10 mol/L
 
[K+] = 0,05 mol/L] 
[Mg2+] = 0,05 mol/L 
[C−] = 0,05 mol/L+ 0,10 mol/L = 0,154 mol/L 
 
Observe que o íon Cl- é um íon-comum em relação aos dois sais. 
 
Resposta da questão 14: [B] 
Resposta da questão 15: [C] 
Resposta da questão 16: [B] 
 
Resposta da questão 17: [C] 
Dados: 
H2C2O4 
V = 25 mL = 25.10−3 L 
M= ? 
KOH 
V = 25 mL = 25.10−3 L 
M= 0,02 mol/L 
I) Cálculo do número de mols de KOH: 
0,02 mol de KOH ------ 1 L 
X mol de KOH ------- 25.10−3 L 
X = 0,5.10−3 mol de KOH 
X = 5,0.10−4 mol de KOH 
II) Cálculo do número de mols de H2C2O4: 
 
 
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2
2 2 4(aq) (aq) 2 4 (aq) 2 ( )
2 2 4(aq)
H C O 2 OH C O 2H O
1 mol de H C O
− −+ → +
2 2 4(aq)
2 mol de OH 
X mol de H C O
−
-4
-4
2 2 4(aq)
5×10 mol
X = 2,5×10 mol H C O
 
III) Cálculo da concentração em mol/L da solução de H2C2O4: 
V = 25 mL = 25.10-3 L 
4
1
3
1 2 1
n 2,5 10 mol
M
V 25 10 L
0,01 mol L 1 10 mol L
−
−
− − −

= = =

=  =  
 
 
Resposta da questão 18: [C] 
Dados: 
Na2CO3 
Massa do comprimido = 1,8656 g 
% em massa de Na2CO3 = ? 
Na2CO3 = 106 g/mol 
HC 
V = 22 mL = 22.10-3 L 
M = 0,4 mol/L 
I) Cálculo do número de mols de HC: 
0,4 mol de HC ------ 1 L 
X mol de HC ------- 22.10-3 L 
X = 8,8.10-3 mol de HC 
 
II) Cálculo do número de mols de Na2CO3 que reagiu com o HC: 
2 3 2 2Na CO 2HC 2NaC H O CO+ → + + 
Pela proporção estequiométrica dos reagentes, teremos: 
2 31 mol de Na CO
2 3
2 mol de HC
X mol de Na CO 3
3
2 3
8,8 10 mol de HC
X 4,4 10 mol de Na CO
−
−

= 
 
III) Cálculo da massa de Na2CO3 que reagiu: 
2 31 mol Na CO
3
106g
4,4 10 mol−
2 3
xg
x 0,4664 g de Na CO=
 
IV) Cálculo pordentagem em massa de Na2CO3 no comprimido: 
1,8656g 100%
0,4664g X%
X 25,00%=
 
 
Questão da questão 19: 
a) Concentração em mol/L = 0,154 mol/L. 
b) V(final) = 3L de soro fisiológico. 
 
Resposta da questão 20: [C] 
Dados: 
C− 
V = 50 mL = 50.10−3 L 
% m/v = ? 
Ag+ 
V = 20 mL = 20.10−3 L 
M = 0,1 mol/L 
I) Cálculo do número de mols de AgNO3: 
0,1 mol de AgNO3 ------ 1 L de solução 
X mol de AgNO3 ------- 20.10−3 L de solução 
X = 2,0.10−3 mol de AgNO3 
II) Cálculo do número de mols de Ag+: 
1 AgNO3 (aq) → 1 Ag+(aq) + 1 NO3− (aq) 
2,0.10−3 mol 2,0.10−3 mol 
A proporção entre o AgNO3 e o Ag+ é de 1 para 1. 
2,0.10-3 mol de Ag+. 
III) Cálculo do número de mols de Cl− que reage com o Ag+: 
1 Ag+(aq) + 1 C−(aq) → 1 AgCl(s) 
2,0.10−3 mol Y mol 
Y = 2,0.10−3 mol de C− 
IV) Cálculo da massa de C−: 
Massa molar do C− = 35,5 g/mol 
1 mol de C− ------------------ 35,5 g 
2,0.10-3 mol de C− --------- Z g 
Z = 71.10-3 g de C− 
V) Cálculo da % m/v C− : 
71.10-3 g de C− ----- 50 mL de solução 
W g de C− ----- 100 mL de solução 
W = 142. 10-3 g = 0,142 g de C− 
0,142 g de C− em 100 mL de solução, ou seja, 0,142% m/v. 
 
 
Resposta da questão 21: [B] 
Na diluição, teremos :
V ' V '
0,96 1000 L 0,70 V '
V ' 1371 L
 =  
 = 

 
 
Resposta da questão 22: [A] 
Dados: 
NaOH 
V = 50 mL = 50.10−3 L 
M = 0,1 mol/L 
HC 
V = 50 mL = 50.10−3 L 
M = 0,1 mol/L 
I) Cálculo do número de mols de NaOH e de HC: 
 
 
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0,10 mol de NaOH
NaOH
1000 mL
n
NaOH
50 mL
n 0,005 mol
0,10 mol de HC
=
HC
1000 mL
n
HC
50 mL
n 0,005 mol=
 
II) Cálculo do número de mols de C− na solução resultante. 
Não há reagente em excesso, pois a proporção do ácido para 
a base é de 1 para 1. 
(aq) (aq) 2 ( ) (aq)NaOH HC H O Na (aq) C
1 mol 1mol 1mol
0,005 mol 0,005 mol X 0,005 mol
+ −+ → + +
=
 
 
III) Cálculo da concetração mol/L de Cl- na solução resultante: 
O volume final da solução correspondeà soma dos volumes 
das duas soluções que foram adicionadas. 
totalV 50mL 50mL 100 mL 0,1L
0,005 mol
[C ] 0,05 mol / L
0,1L
−
= + = =
= =
 
 
Resposta da questão 23: [E] 
I) Cálculo da massa de sólidos totais: 
1000kg (1 tonelada de suco);
12 % em massa de sólidos totais
1000 kg 100%
X kg 12%
X 120 kg (sólidos totais)=
 
II) Cálculo da massa do suco concentrado, sabendo que a sua 
porcentagem é 48% em massa: 
Durante a evaporação de água a quantidade de soluto 
permanece constante, ou seja, a quantidade de soólidos totais 
não se altera. 
 
120 kg 48 %
m' 100 %
m' 250 kg de solução=
 
 
III) Cálculo da massa de água evaporada. 
Massa da solução inicial: 1000 Kg 
Massa da solução final: 250 Kg 
Massa de água evaporada
1000 kg 250 kg 750 kg
=
− =
 
 
Resposta da questão 24: [D] 
Teremos: 
0,15 mol
NaC
1000 mL
n
NaC
NaC
250 mL
n 0,0375 mol
n
[NaC ]
V
0,0375
0,50
V
V 0,075 L 75 mL
=
=
=
= =
 
 
Resposta da questão 25: [D] 
I) Cálculo do número de mols de H2O2 na solução: 
V = 20 mL = 20.10-3 L 
M = 0,1 mol/L 
2 20,1 mol(H O )
2 2
1 L
X mol(H O ) 3
3 
2 2
20.10 L
X 2.10 mol de H O
−
−=
 
II) Cálculo do número de mol de KMnO4 necessário para reagir 
com o peróxido de hidrogênio. 
2 2 4 2 4
2 4 2 4 2
2 2
5 H O (aq) 2 KMnO (aq) 3 H SO (aq)
5 O (g) 2 MnSO (aq) K SO (aq) 8 H O ( )
5 mol H O
+ + →
+ + +
4
3
2 mol KMnO
2.10 mol− 4
3
3 4
4
Y mol KMnO
2.10 x2
Y
5
Y 0,810 mol 8,0 10 mol de KMnO
−
− −
=
= = 
 
 
Resposta da questão 26. 
a) Li2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3 + 2 LiOH 
 
b) Dados: 
m1(LiOH)=? 
 
Li2CO3 
V= 0,1L 
M = 0,2 mol/L 
 
Ca(OH)2 
M = 0,1 mol/L 
 
I) Cálculo do número de mols de Li2CO3: 
0,2 mol de Li2CO3 ------ 1 L de solução 
X mol de Li2CO3 ------- 0,1 L de solução 
X = 0,02 mol de Li2CO3 
 
II) Cálculo do número de mols de LiOH formado a partir de 0,02 
mol de Li2CO3: 
 
 
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2 3 2 3Li CO Ca(OH) CaCO 2 LiOH
1 mol 2 mols
0,02 mol X mol
X = 0,04 mol de LiOH
+ → +
 
 
III) Cálculo da massa de LiOH : 
M1 LiOH = 24,0 g/mol 
1 mol de LiOH ------------------ 24,0 g 
0,04 mol de LiOH --------- Y g 
Z = 0,96 g de LiOH 
 
Resposta da questão 27: 
Dados: 
m1 = 16,7 g de C10H8 (naftaleno) 
M1 = 128 g/mol (C10H8) 
M2 = 78 g/mol (C6H6): benzeno 
I) Cálculo da massa de benzeno (C6H6): 
A partir da densidade e do volume é possível calcular a massa 
de benzeno. 
d2= 0,87 g/mL 
V2= 200 mL 
0,87 g de benzeno ------------- 1 mL 
X g de benzeno ----------------- 200 mL 
X = 174 g de benzeno 
a) 
II) Cálculo do número de mols de soluto e de solvente na solução: 
1
1 10 8
1
m 16,7g
n = 0,13 mol de C H
M 128g / mol
= = 
2
2 6 6
2
m 174g
n = 2,23 mol de C H
M 78g / mol
= = 
III) Cálculo da fração molar do soluto e do solvente na 
solução: 
1
1
1
2
2
1
n 0,13 0,13
X = 0,06
n n2 0,13 2,23 2,36
n 2,23 2,23
X = 0,94
n n2 0,13 2,23 2,36
= = =
+ +
= = =
+ +
 
Assim temos: 
X1 (C6H6) = 0,94 
X2 (C10H8) = 0,06 
b) X1%(C6H6) = 94,00% 
 X2%(C10H8) = 6,00% 
 
Resposta da questão 28: [B] 
Dados: 
Mg(OH)2 
V = 10 mL = 10.10−3 L 
M = ? 
HC 
V = 12,5 mL = 12,5.10−3 L 
M = 0,5 mol/L 
I) Cálculo do número de mols de HC: 
0,5 mol de HC ------ 1 L 
X mol de HC ------- 12,5.10-3 L 
X = 6,25.10−3 mol de HC 
II) Cálculo do número de mols de Mg(OH)2 que reagiu com 
o HC: 
( ) 2 22
-3
-3
Mg OH 2HC MgC 2H O
1 mol 2 mols
Y mol 6,25.10 mol
Y = 3,125.10 mol de HC 
+ → +
 
III) Cálculo da concentração em mol/L deMg(OH)2 : 
3
1
3
2
n 3,125.10 mol
M = 
V 10.10 L
M 0,3125 mol/L de Mg(OH)
−
−
=
=
 
 
Resposta da questão 29: 
Dados: 
NH3 
V= 5,0 mL = 5,0.10-3 L 
HC 
V = 31,2 mL = 31,2.10-3 L 
M = 1,0 mol/L 
a) 
I) Cálculo do número de mols de HC: 
1,0 mol de HC ------ 1 L 
X mol de HC ------- 31,2.10-3 L 
X = 31,2.10-3 mol de HC 
II) Cálculo do número de mols de NH3 que reagiu com o 
HC: 
3 4
3
3
3
NH HC NH C
1 mol 1 mol
Xmol 31,2.10 mol
X = 31,2.10 mol de NH
−
−
+ →
 
III) Cálculo da concentração em mol/L de NH3 : 
3
1
3
n 31,2.10 mol
M = 
V 5.10 L
M 6,24 mol/L
−
−
=
=
 
b) 
d = 1g/mL 
M = 6,24 mol/L 
T%=? 
M1 = 17 g/mol 
 
 
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1M.M 1000.d.T
6,24.17 1000.1.T
106,8
T 0,1068
1000
T% 10,68%
=
=
= =
=
 
O título percentual em massa é de aproximadamente 10,6 % 
Resposta da questão 30: 
Dados: 
m1= 5,90 g de ácido butanodióico 
M1 = 118g/mol 
V= 1000 mL = 1L 
Solução titulada: V = 25 mL = 25.10-3L 
NaOH 
V = ? 
M = 0,125 mol/L 
a) 
I) Cálculo do número de mols de Ác. Butanodióico: 
1
1
1
m 5,9 g
n = 0,05 mol
M 118g / mol
= = 
II) Cálculo da concentração em mol/L da solução de Ác. 
Butanodióico: 
1n 0,05 molM = 0,05 mol / L
V 1,0 L
= = 
b) 
C
O
HO
CH2 CH2 C
O
OH
+ NaOH C
O
HO
CH2 CH2 C
O
O-Na
+ H2O
neutralização parcial do ácido:
neutralização total do ácido:
C
O
HO
CH2 CH2 C
O
OH
+ NaOH C
O
Na+-O
CH2 CH2 C
O
O-Na+
+ H2O22
 
c) 
I) Cálculo do número de mol de Ác. Butanodióico em 25 mL da 
solução que foi titulada: 
M = 0,05 mol/L 
0,05 mol de ácido ------ 1 L de solução 
X mol de ácido ------- 25,0.10-3 L 
X = 1,25.10−3 mol de Ác. Butanodióico 
II) Cálculo do número de mols da base que reagiu com o ácido: 
1 mol de ác. butanodióico ----------- 2 mols de NaOH 
1,25.10−3 mol de ác. butanodióico ----------- X mols de NaOH 
X = 2,5.10−3 de NaOH = 0,025 mol de NaOH 
 
III) Cálculo do volume da solução de NaOH: 
M = 0,125 mol/L 
0,125 mol de NaOH ------ 1 L de solução 
0,025 mol de NaOH ------- XL de solução 
0,025
X = 0,020 L 20,0 mL
0,125
= = 
20 mL da solução de NaOH 
Resposta da questão 31: [B] 
Dados: 
Mg(OH)2 
V = 20 mL = 20.10−3 L 
M = ? 
HC 
V = 12,5 mL = 12,5.10−3 L 
M = 1,0 mol/L 
I) Cálculo do número de mols de HC: 
1,0 mol de HC ------ 1 L 
X mol de HC ------- 12,5.10−3 L 
X = 12,5.10−3 mol de HC 
II) Cálculo do número de mols de Mg(OH)2 que reagiu com o HCl: 
( ) 2 22
-3
-3
Mg OH 2HC MgC 2H O
1 mol 2 mols
Y mol 12,5.10 mol
Y = 6,25.10 mol de HC 
+ → +
 
 
III) Cálculo da concentração em mol/L deMg(OH)2 : 
3
1
3
2
n 6,25.10 mol
M = 
V 20.10 L
M 0,3125 mol de Mg(OH)
−
−
=
=
 
 
Resposta da questão 32: 02 + 04 + 08 = 14. 
01) Falso 
V = 3,0 L 
M = 1 mol/L 
Após à evaporação: 
V = 0,4 L 
M =? 
Em uma evaporação, como em uma diluição à quantidade do 
soluto não se altera. 
 = 
 = 
=
2 4 inicial inicial 2 4 final final
2 4 final
2 4 final
[H SO ] V [H SO ] V
1 3 [H SO ] 0,4
[H SO ] 7,5 mol / L 
02) Verdadeiro 
V = 50 mL 
M = 4 mol/L 
Após à diluição (acréscimo de 50 mL de água): 
V = 100 mL 
M =? 
2 4 inicial inicial 2 4 final final
2 4 final
2 4 final
[H SO ] V [H SO ] V
4 50 [H SO ] 100
[H SO ] 2 mol / L
 = 
 = 
=
 
 
 
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04) Verdadeiro 
1 litro de solução de H2SO4 1 mol/L contém a mesma massa 
(g) de ácido que 2 litros de solução de H2SO4 0,5 mol/L. 
1L 2 41 mol = 98 g (H SO )
e
1L 0,5 mol
2L
2 4
2 0,5 mol = 1mol
1 mol 98 g (H SO )

=
 
 
08) Verdadeiro 
V = 200 mL = 0,2 L 
M = 5 mol/L 
Após à diluição (acréscimo de 50 mL de água): 
V = 250 mL = 0,25 L 
M =? 
 
2 4 inicial inicial 2 4 final final
2 4 final
2 4 final
[H SO ] V [H SO ] V
5 0,2 [H SO ] 0,25
[H SO ] 4 mol / L
 = 
 =
=
 
 
Resposta da questão 33: [B] 
HC 
V = 0,3 L 
M = 1 mol/L 
HC 
V = 0,1 L 
M = 2 mol/L 
I) Cálculo do número de mols de HCl em cada solução: 
1 mol 1 L
X mol 0,3 L
X 0,3 mol de HC=
 
2 mol 1 L
Y mol 0,1 L
Y 0,2 mol de HC=
 
II) Cálculo da concentração em mol/L da solução resultante: 
n(HC ) 0,3 0,2 0,5 mol= + = 
Volume total da solução resultante: 0,4 L (0,3 + 0,1): 
0,5 mol
Concentração Molar 1,25 mol / L
0,4 L
= = 
III) Cálculo do volume de água adicionada na diluição: 
Solução originada após a mistura de soluções de HCl 
V = 0,4 L 
M = 1,25 mol/L 
Solução desejada após a diluição: 
HC 
V = ? 
M = 1 mol/L 
Ao encontrarmos o volume final da solução será possível 
calcularf o volme de água adicionado. 
(início) (início) ( final) ( final)
( final)
( final)
M Volume M Volume
1,25 0,4 1,0 Volume
Volume 0,5 L 500 mL
 = 
 = 
= =
 
Volume de água adicionado: 500 mL – 400 mL = 100 mL 
 
 
 
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MÓDULO 04 
PROPRIEDADES COLIGATIVAS DAS SOLUÇÕES 
 
1. Introdução 
Sob a pressão normal de 1 atm a água pura congela a 0ºC e ferve a 100ºC. No entanto ao dissolvermos, por exemplo, 
sal de cozinha em água ela passará a congelar abaixo de 0ºC e a ferver acima de 100ºC, sob pressão de 1 atm. 
O mesmo fenômeno pode ser observado com outros solventes e com outros solutos, desde que tais solutos não sejam 
voláteis. 
Concluímos que a adição de um soluto não-volátil provoca alteração nas propriedades físicas do solvente, sendo que tais 
alterações não dependem da natureza do soluto, mas de sua concentração. 
Propriedades coligativas das soluções são propriedades que dependem apenas da concentração (número de 
partículas, das partículas dispersas na solução, independentemente da natureza dessas partículas). 
As principais propriedades coligativas das soluções são as que seguem: 
• Diminuição (ou abaixamento) da pressão máxima de vapor do solvente (Tonoscopia ou Tonometria). 
• Aumento (ou elevação) da temperatura de ebulição do solvente (Ebulioscopia ou Ebuliometria). 
• Diminuição ou abaixamento da temperatura de congelação do solvente (Crioscopia ou Criometria). 
• Aumento da Pressão Osmótica do solvente (Osmoscopia ou Osmometria). 
 
Observação: 
Algumas vezes veremos a expressão “ponto de ebulição da solução”, no entanto é o solvente que sofre essas mudanças 
de fase, ou seja, é o solvente que evapora, ou congela etc. 
 
 
1.1. Soluções ideais 
Tudo que veremos a respeito das propriedades coligativas das soluções levará em consideração que as soluções são 
ideais. 
 
Soluções ideais são soluções diluídas, constituídas de solutos não-voláteis, onde não há variação de volume e nem troca 
de calor durante a dissolução do soluto no solvente e onde as partículas do soluto não chegam a interferir umas sobre as outras. 
 
Obs. 1: O soluto, sendo não-volátil, terá pressão de vapor desprezível. 
 
Obs. 2: A pressão de vapor será devida unicamente ao solvente. 
 
As soluções reais são soluções que não seguem as exigências das soluções ideais e por isso possuem um 
comportamento consideravelmente diferente do comportamento das soluções ideais frente aos fenômenos que estudaremos a 
seguir. 
 
1.2 Propriedades coligativas das soluções moleculares 
Iremos estudar em primeiro lugar as propriedades coligativas das soluções moleculares de solutos não-voláteis. Nas 
soluções moleculares devemos saber que: 
O soluto não sofrerá dissociação iônica nem ionização. 
As partículas dispersas na solução serão unicamente moléculas. 
O número de partículas de soluto existentes na solução é igual ao número de moléculas adicionadas no solvente (as 
propriedades coligativas dependem exclusivamente do número de partículas dissolvidas na solução). 
 
Ex.: Se dissolvermos 180 g de glicose C6H12O6 (M1 = 180 g/mol) em água, facilmente descobrimos que 
existem 1 mol de moléculas = 6,02 . 1023 moléculas de glicose dissolvidas (6,02 . 1023 partículas dissolvidas). 
 
 
2. Efeito tonoscópico ou tonometria 
É o abaixamento da pressão máxima de vapor de um líquido, que é ocasionado pela dissolução de um soluto não-volátil. 
 
 
 
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• Antes de estudarmos o efeito tonoscópico, vamos definir pressão máxima de vapor de um líquido e estudar alguns tópicos 
relacionados com a mesma. 
 
2.1. Pressão máxima de vapor de um líquido puro 
Consideremos um cilindro munido de um êmbolo totalmente apoiado em um líquido contido no seu interior. 
 
 
O estabelecimento do equilíbrio líquido – vapor 
 
Ao elevarmos o êmbolo, criaremos um espaço vazio e o líquido começará a vaporizar-se, pois algumas moléculas do 
líquido contêm energia cinética suficiente para vencerem as forças de atração intermoleculares e assim conseguem escapar da 
fase líquida. 
Figura A: inicialmente temos apenas a evaporação do líquido, pois não existiam moléculas do líquido no estado de vapor. 
Figura B: enquanto a evaporação continua, começa a ocorrer também a condensação de uma parte do vapor, provocada 
pelo choque entre moléculas do gás entre si e contra as paredes do recipiente. 
Figura C: A partir de um certo instante o nº- de partículas que evaporam é igual ao número de partículas que se 
condensam e o sistema atinge um equilíbrio dinâmico. A partir desse instante tudo se passa como se a evaporação tivesse 
parado, no entanto continua ocorrendo evaporação e condensação, porém com igual intensidade (velocidade). 
Assim podemos definir pressão máxima de vapor de um líquido como sendo a pressão que o vapor exerce quando 
está em equilíbrio dinâmico com o líquido. 
Ex.: A pressão de vapor da água, a 25ºC é igual a 23,8 mmHg. 
 
)(2OH  )V(2OH 25ºC 
 
Observação: 
Os sólidos também apresentam pressões de vapor que, em geral, são menores que as pressões de vapor dos líquidos. 
 
 
Figura I: ilustração da pressão de vapor em equilíbrio do etanol líquido. Em (a) supomos que não existem 
moléculas na fase gasosa; existe uma pressão zero na célula. Em (b) a velocidade na qual as moléculas 
deixam a fase gasosa é igual à velocidade na qual as moléculas de gás passam para a fase líquida. Essas 
 
 
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velocidades iguais produzem uma pressão de vapor estável que não varia desde que a temperatura 
permaneça constante. 
 
2.2 Pressão de vapor e temperatura 
Quando se aumenta a temperatura de um líquido ou de um sólido ocorre também um aumento na pressão de vapor desse 
sólido ou desse líquido, pois há um aumento na formação de vapor. 
 
 
A pressa de vapor aumenta com a temperatura 
 
Observe o gráfico abaixo que mostra uma curva típica da relação entre pressão de vapor e temperatura. 
 
 
 
 
2.3. Pressão de vapor e volatilidade 
Quanto maior a volatilidade de uma substância, mais facilmente esta substância passará para o estado gasoso (estado 
de vapor), e maior será a sua pressão de vapor. 
Observe a tabela abaixo que mostra a pressão de vapor da água e do bromo a 20ºC. 
 
 Pressão de vapor a 20ºC 
H2O 17,5 mmHg 
Br2 173,0 mmHg 
 
Concluímos que, a 20ºC, a substância bromo é mais volátil, ou seja, evapora mais facilmente que a água. 
 
2.4. Pressão de vapor e ponto de ebulição 
Lembramos que a passagem de um líquido para a fase de gás (ou vapor) chama-se vaporização e esta pode ocorrer 
principalmente através de duas maneiras: a evaporação e a ebulição. 
A evaporação consiste em uma vaporização lenta, calma e superficial do líquido, onde as moléculas mais velozes, com 
maior energia, vencem as forças de atraçãointermoleculares e passam para o estado de gás (ou vapor). 
 
A evaporação depende da superfície de contato entre o líquido e a fase gasosa, ou seja, quanto maior for a superfície de 
contato, mais intensa será a evaporação. É por isso que ao colocarmos uma peça de roupa no varal a colocamos aberta, e não 
dobrada. 
A ebulição consiste em uma vaporização rápida, tumultuada e que ocorre em toda a extensão do líquido, e não apenas 
 
 
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na sua superfície. Esse tipo de vaporização apresenta a formação de bolhas, isto é, de porções de vapor cercadas por uma 
película do líquido. 
As bolhas são formadas pela própria substância que passou do estado líquido para o estado de gás (ou vapor). Essas 
bolhas só são capazes de se formar se a pressão de seu vapor for igual ou maior que a pressão externa, que é constituída pela 
pressão atmosférica mais a pressão da massa líquida, que é comumente desprezível. 
Assim concluímos: 
 
Um líquido entra em ebulição quando a sua pressão de vapor iguala-se à pressão atmosférica. 
 
Exemplo: Ao nível do mar, onde a pressão atmosférica vale 760 mmHg ou 1 atm, a água ferve a 100ºC. Isso quer dizer 
que a 100ºC a pressão de vapor da água é igual a 760 mmHg 
(1 atm). 
O gráfico e a tabela abaixo mostram a variação da pressão de vapor da água com a temperatura. 
 
 
 
TEMPERATURA 
(ºC) 
PRESSÃO 
mmHg 
–10 2,149 
0 4,579 
10 9,209 
20 17,535 
30 31,824 
40 55,324 
50 92,510 
60 149,380 
70 233,700 
80 355,100 
90 525,760 
100 760,000 
110 1074,600 
120 1489,100 
 
Se variarmos a pressão externa a que o líquido está sujeito, estaremos variando seu ponto de ebulição. Assim, no alto 
de uma montanha, onde a pressão atmosférica é menor que 1 atm, a água ferve abaixo de 100ºC, enquanto que em uma panela 
de pressão, onde a pressão atmosférica é superior a 
1 atm, a água pode ferver acima de 100ºC. Por exemplo, sob uma pressão de 4,579 mmHg a água entra em ebulição a zero 
graus celsius. 
 
Observação: 
Considerando diversos líquidos, aquele que tiver maior pressão de vapor será o líquido mais volátil e terá, portanto, menor 
 
 
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ponto de ebulição em relação aos demais, isto é, necessitará de menos energia para igualar sua pressão de vapor à pressão 
externa local. 
 
 
 
Observação: A temperatura na qual um líquido ferve, sob pressão de 1 atm (760 mmHg), é chamada de temperatura 
de ebulição normal ou ponto de ebulição normal. 
 
Exemplo: O ponto de ebulição normal da água = 100ºC. 
 
 
2.5. Estudo do efeito tonoscópico (Tonometria) 
A pressão de vapor de um solvente diminui quando a ele adicionamos um soluto não volátil. 
Observe os valores abaixo a 100ºC. 
• Pressão de vapor da água pura = 760 mmHg. 
• Pressão de vapor de uma solução aquosa com 1 . 10-2 mol de sacarose/kg de água = 759,7 mmHg. 
• Pressão de vapor de uma solução aquosa com 8 . 10-1 mol de sacarose/kg de água = 749,2 mmHg. 
 
Conclusão: 
A pressão de vapor de uma solução é sempre menor que a do respectivo solvente puro. Essa propriedade é denominada 
Tonoscopia. 
 
 
 
Podemos construir o seguinte gráfico: 
 
 
 
Onde: 
P0 = pressão de vapor do solvente puro na temperatura t. 
P = pressão de vapor do solvente na solução na temperatura t. 
P = abaixamento absoluto da pressão de vapor do solvente. 
 
 
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P = P0 – P 
 
Observação: 
0P
P
é o abaixamento relativo da pressão de vapor do solvente em relação ao solvente puro. Esse é o efeito Tonoscópico. 
 
 
2.6 Lei de Raoult 
Em 1887, o químico francês Marie Raoult, enunciou a seguinte lei: 
 
A pressão máxima de vapor de uma solução diluída de soluto não-volátil e não-iônico, é igual ao produto da pressão 
máxima de vapor do solvente puro (P0) pela fração molar do solvente, (X2) na solução. 
 
Matematicamente temos: 20 XPP = 
 
Onde: 
P = pressão máxima de vapor da solução, 
P0 = pressão máxima de vapor no solvente puro. 
X2 = fração molar do solvente na solução. 
 
A partir da expressão anterior podemos deduzir que o abaixamento relativo da pressão de vapor (P/P0), ou seja, o efeito 
tonoscópico, é igual à fração molar do soluto. 
PPX
PPPX
XPPP
)X1(PPXPP
01
001
100
1020
=
−=
−=
−==
 
1
0
X
P
P
=

 ou 1
0
0 X
P
PP
=
−
 
 
Assim temos uma segunda definição para a Lei de Raoult: 
 
Numa solução diluída de um soluto não-volátil e não-iônico, o abaixamento relativo da pressão máxima de vapor é igual 
à fração molar do soluto. 
 
Observação: 
Constata-se que o abaixamento relativo da pressão de vapor 





 
0P
P
 não varia com a temperatura. 
Enquanto a pressão de vapor da solução (P), a pressão de vapor do solvente puro (P0) e consequentemente o próprio 
P(P0 - P) variam com a temperatura. Essa lei é conhecida como a Lei de Babo. 
 
 
Pressão máxima de vapor e a molalidade 
A Lei de Raoult pode ser expressa em função da molalidade: 
 
1
0
0 X
P
PP
=
−
 
21
1
1
nn
n
X
+
= 
 
Em soluções bastante diluídas n2 é muito maior que n1, assim: 
221 nnn + 
 
 
 
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Então: 
2
2
1
1
2
2
1
1
2
1
0
0
m
M
M
m
M
m
M
m
n
n
P
PP
===
−
 
 
Vamos multiplicar o numerador e o denominador do segundo membro da igualdade por 1.000. 
 





















=
−
−
−
t
2
W
21
1
0
0
2
2
1
1
0
0
K
1000
M
mM
m1000
P
PP
1000
1000
m
M
M
m
P
PP

 
 
WK
P
PP
t
0
0 =
−
 ou WK
P
P
t
0
=

 
 
Kt é a constante tonométrica molal do solvente, e só depende do tipo de solvente (não depende do soluto). 
 
1000
M
K 2t = 
 
Temos assim um terceiro enunciado para a Lei de Raoult. 
 
Numa solução bastante diluída de um soluto qualquer, não-volátil e não iônico, o abaixamento relativo da pressão máxima 
de vapor é diretamente proporcional à molalidade da solução. 
 
Observação : 
Em uma solução 1 molal temos: 
 
t
0
t
0
K
P
P
WK
P
P
=

=

 
 
Concluímos que Kt não depende da temperatura. 
 
018,0
1000
18
1000
M
K 2t === 
 
Esse valor (0,018) é conhecido como constante tonométrica da água. 
 
 
Observação : 
Outros valores da constante tonoscópica de algumas substâncias: 
 
• Benzeno (C6H6): M2 = 78 Kt = 78/1000 = 0,078 
• Etanol (C2H6O): M2 = 46 Kt = 46/1000 = 0,046 
• Acetona (C3H6O): M2 = 58 Kt = 58/1000 = 0,058 
 
 
3. Efeito ebulioscópico ou ebuliometria 
É a elevação da temperatura de ebulição de um líquido, ocasionada pela dissolução de um soluto não-volátil. 
 
 
 
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3.1. Ebulição de um líquido puro 
A passagem de uma substância do estado líquido para o estado de vapor é denominada vaporização que se divide em: 
 
• Evaporação: é a passagem lenta do estado líquido para o estado de vapor. Só ocorre na superfície do líquido. 
• Ebulição: é a passagem rápida e tumultuada do estado líquido para o estado de vapor ocorre em toda a extensão do líquido. 
• Calefação: é a passagem instantânea do estado líquido para o estado de vapor. 
 
Um líquido entra em ebulição quando a pressão máxima de seus valores (P0) torna-se igual à pressão externa (pressão 
ambiente).A água ao nível do mar (P = 1 atm = 760 mmHg) ferve a 100ºC. Essa temperatura é chamada de temperatura de ebulição 
normal. 
Em altitudes maiores a pressão atmosférica é menor que 1 atm, e observa-se que a água ferve numa temperatura menor. 
Já em altas pressões (pressão maior que 1 atm) a água ferve numa temperatura maior que 100ºC. 
 
 
 
Observação: 
Observe os valores das pressões de vapor de algumas substâncias à 20ºC. 
• da água = 17,5 mmHg 
• do álcool = 44,3 mmHg 
• do éter = 439,8 mmHg 
 
Quanto mais volátil o líquido, maior será a sua pressão de vapor. 
 
Observação: 
Observe os valores dos P.E. de algumas substâncias a 
1 atm (ou 760 mmHg). 
• da água = 100ºC 
• do álcool = 78,5ºC 
• do éter = 34,5ºC 
 
Quanto maior a pressão de vapor, menor será a sua temperatura de ebulição. 
 
3.2. Elevação do ponto de ebulição do solvente numa solução (Efeito Ebuliométrico) 
Se dissolvermos açúcar em água, sob pressão atmosférica de 760 mmHg, a pressão de vapor da água na solução diminui, 
assim a temperatura deverá subir para que a pressão de vapor da água na solução se torne novamente igual a 760 mmHg. 
 
 
 
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Elevação do PE da água provocado pelo soluto não-volátil. 
 
Observando o gráfico obtemos: 
tE = t - t0 
tE = efeito ebulioscópico ou ebuliométrico. 
t = temperatura de ebulição do solvente na solução. 
t0 = temperatura de ebulição do solvente puro. 
 
3.3. Lei de Raoult 
Numa solução diluída de um soluto não-volátil e não-iônico, a elevação da temperatura de ebulição (tE) é diretamente 
proporcional à molalidade da solução. 
 
WKt EE = ou WKtt E0 =− 
 
Onde KE é a constante de proporcionalidade, chamada constante ebuliométrica e depende só do solvente e não do soluto. 
A constante ebuliométrica molal (KE) pode ser calculada pela fórmula: 
 
V
2
E
L1000
TR
K


= 
 
R = constante geral dos gases = 2 cal/K . mol. 
T = temperatura de ebulição do solvente puro em K. 
Lv = calor latente de vaporização do solvente puro (cal/g) (quantidade de calor necessária para passar 1g do 
 solvente da fase líquida para a fase de vapor, sem alteração da temperatura). 
 
Observe os valores de KE para diversos solventes: 
– água → KE = 0,52 ºC/mol 
– álcool etílico → KE = 1,22 ºC/molal 
– ácido acético → KE = 2,93 ºC/molal 
 
KE corresponde à elevação do ponto de ebulição quando a solução tem molalidade igual a 1. 
 
EEEE Kt1Kt == 
 
Assim considerando o gráfico abaixo e considerando uma solução 1 molal de clorofórmio, o ponto de ebulição dessa 
solução é igual a: 
 
= EE Kt E0 Ktt =−  
+==− 63,32,61t63,32,61t Cº83,64t = 
 
Solvente PE normal KE 
 
 
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água 100,0ºC 0,51ºC 
benzeno 80,2ºC 2,53ºC 
clorofórmio 61,2ºC 3,63ºC 
 
Observação: 
Relação entre o efeito ebuliométrico e tonoscópico. 
O efeito ebuliométrico ( )1t e o tonoscópico 





 
0P
P
 são diretamente proporcionais, ou seja, quanto maior for o 
abaixamento da pressão máxima de vapor da solução (tonoscopia), maior será também a elevação de sua temperatura de 
ebulição. 
 
 
 
4. Crioscopia ou efeito crioscópio ou criometria 
É o abaixamento da temperatura de congelação de um líquido, provocado pela dissolução de outra substância. 
 
Diminuição do ponto de congelação do solvente na solução 
Observe o gráfico que mostra a curva da pressão de vapor de uma substância pura na fase sólida e na fase líquida: 
 
 
 
O ponto A corresponde ao ponto onde a pressão de vapor do sólido é igual a pressão de vapor do líquido, ou seja, nesse 
ponto a fase sólida está em equilíbrio com a fase líquida. 
A temperatura do ponto A corresponde ao ponto de fusão (P.F.) e ao ponto de congelação (tC) da substância pura na 
respectiva pressão. A adição de um soluto não-volátil diminui a pressão de vapor do solvente, ocasionando uma diminuição do 
ponto de congelação do solvente. Esse abaixamento do ponto de congelação de um solvente provocado pela adição de um 
soluto não-volátil é chamado de efeito crioscópico. 
Observe o gráfico seguinte onde estão assinaladas as curvas da pressão de vapor de um solvente puro e de uma solução 
formada por esse solvente e um soluto não volátil. 
 
 
 
Observação: 
Abaixamento da temperatura de congelação da solução (tc) é a diferença entre a temperatura de congelação do solvente 
puro (t0) e a temperatura de início de congelação do solvente na solução (t). 
 
 
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tc é o efeito crioscópico ou criométrico e é calculado pela expressão: 
C
0
CC ttt −= 
 
Lei de Raoult 
Numa solução diluída de um soluto qualquer não-iônico, o abaixamento da temperatura de congelação é diretamente 
proporcional à molalidade da solução. 
 
WKt CC = ou WKtCºt CC =− 
KC = constante crioscópica molal 
 
Observação: 
Quando a solução é 1 molal (W = 1) temos: 
 
CCCC KtWKt == 
 
 
Assim KC representa o abaixamento da temperatura de congelação que ocorre numa solução 1 molal. KC só depende do 
solvente, e não do soluto. 
A constante criométrica molal (KC) pode ser calculada pela expressão: 
f
2
C
L1000
TR
K


= 
 
Onde: 
R = constante universal dos gases perfeitos 
MOLK
cal
2

 
T = temperatura absoluta de congelação do solvente puro (K). 
Lf = calor latente de fusão do solvente puro (cal/g). 
 
Observe o valor de KC para alguns solventes. 
 
SOLVENTE KC (ºC/MOLAL) 
Água 1,86 
Benzeno 5,12 
Álcool etílico 1,99 
Tetracloreto de carbono 31,8 
 
Obs.1: Em uma solução diluída de água e sal comum, que está sendo resfriada, as primeiras porções de gelo que se 
formam são de gelo puro, ou seja, sem sal. Por esse motivo quando se inicia o congelamento de uma solução, como o solvente 
puro congela primeiro, a solução vai ficando cada vez mais concentrada, de modo que a temperatura de congelação da solução 
(t) vai diminuindo gradativamente. Por isso a temperatura de congelação da solução é medida no início da congelação da 
solução. 
 
Obs. 2: Pelo motivo exposto acima o gelo formado a partir da água do mar não é salgado. 
 
Obs. 3: Aplicações práticas do efeito criométrico: 
As fábricas de sorvete adicionam sal à água para resfriá-la muito abaixo de 0ºC, sem que a mesma se solidifique. 
Em países frios colocam-se anticongelantes na água dos radiadores dos automóveis para evitar que quando o carro 
estiver parado a água congele. 
Em países frios coloca-se sal nas rodovias para evitar o acúmulo de gelo. 
 
Resumo 
Comparando as leis determinadas na tonometria, na ebuliometria e na criometria, perceberemos uma grande semelhança 
 
 
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entre elas: 
Na tonometria: WK
P
P
t
0
=

 ; 
1000
M
K 2t = 
 
Na ebuliometria: WKt ee = ; 
V
2
e
L1000
TR
K


= 
 
Na criometria: WKt CC = ; 
f
2
C
L1000
TR
K


= 
 
 
5. Diagrama de fases ou de estado 
Observe o gráfico a seguir que representa a variação da temperatura de ebulição e a variação da temperatura de 
congelação da água em função da variação da pressão: 
 
 
O equilíbrio entre um líquido e seu vapor não está apenas no equilíbrio dinâmico que pode existir 
entre os estados da matéria. Sob condições apropriadas de temperatura e pressão, um sólido pode ter 
equilíbrio com o estado líquido e até mesmo com o gasoso. O diagrama de fase é umgráfico que resume 
as condições de equilíbrio existentes entre os diferentes estados da matéria, além de permitir determinar 
a fase de uma substância estável em qualquer temperatura e pressão. 
A forma geral de um diagrama de fase para uma substância que exibe três fases é mostrada na Figura 
11.26. O diagrama é um gráfico bidimensional, com pressão e temperatura como eixos. Ele contém três 
importantes curvas, cada qual representando as condições de temperatura e pressão em que as várias 
fases podem coexistir em equilíbrio. A mica substância presente no sistema é aquela cujo diagrama de 
fase é examinado. A pressão mostrada no diagrama é a aplicada ao sistema ou gerada pela própria 
substância. As curvas podem ser descritas da seguinte maneira: 
 
 
 
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1. A linha que vai de A a B é a curva de pressão de vapor do líquido. Ela representa o equilíbrio 
entre as fases líquida e gasosa. O ponto nessa curva onde a pressão de vapor equivale a 1 atm é o ponto 
de ebulição normal da substância. A curva de pressão de vapor termina no ponto crítico (B), que equivale 
à temperatura e à pressão críticas da substância. Para frente do ponto crítico, as fases gasosa e líquida 
se tornam indistinguíveis. 
2. A linha AC representa a variação na pressão de vapor do sólido à medida que este se purifica 
em diferentes temperaturas. 
3. A linha que vai de A a D representa a mudança no ponto de fusão do 
sólido com aumento de temperatura. Em geral, essa linha declina lentamente para a direita 
conforme a pressão aumenta. Isso porque, para a maioria das substâncias, o sólido é mais denso que o 
líquido. Um aumento na pressão geralmente favorece a fase sólida mais compacta; assim, temperaturas 
mais altas são necessárias para a fusão do sólido a pressões mais elevadas. O ponto de fusão de uma 
substância é idêntico a seu ponto de congelamento. Esses dois pontos diferem somente na direção. O 
ponto de fusão em 1 atm é o ponto de fusão normal. 
O ponto A, onde as três curvas se encontram, é conhecido como ponto triplo. As três fases estão 
em equilíbrio nessa temperatura e pressão. Qualquer outro ponto nessas três curvas representa um 
equilíbrio entre duas fases. E qualquer outro ponto no diagrama que não encontre uma linha corresponde 
a condições sob as quais uma única fase está presente. A fase gasosa, por exemplo, é estável a baixas 
pressões e elevadas temperaturas, ao passo que a fase sólida é estável a baixas temperaturas e elevadas 
pressões. Já a fase líquida á estável na região situada entre as fases sólida e gasosa. 
 
5.1. Diagramas de fases de H2O e CO2 
A Figura 11.27 mostra os diagramas de fases H2O e CO2. A linha de equilíbrio sólido-líquido (ponto 
de fusão) de CO2 segue o comportamento típico; seu ponto de fusão aumenta com o aumento da pressão. 
Em contraste, o ponto de fusão de H2O diminui com o aumento da pressão. Como visto na Figura 11.11, 
a água está entre as poucas substâncias cuja forma líquida é mais compacta que a respectiva forma 
sólida. 
O ponto triplo da água (0,0098 °C e 4,58 torr) está a uma pressão muito mais baixa que CO2 (–
56,4°C e 5,11 atm). Para CO2 existir como um líquido, a pressão deve exceder a 5,11 atm. 
Consequentemente, CO2 sólido não se funde, mas sublima-se quando aquecido a 1 atm. Portanto, CO2 
não tem um ponto de fusão normal; ao contrário, ele tem um ponto de sublimação normal, –78,5 °C. Como 
 
 
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CO2 sublima-se em vez de se fundir à medida que ele absorve energia a pressões ordinárias, CO2 sólido 
(Gelo Seco) é um composto refrigerante útil. Entretanto, para a água (gelo) sublimar, sua pressão de 
vapor deve estar abaixo de 4,59 torr. Os alimentos são congelados secos quando são colocados 
congelados em uma câmara de baixa pressão (abaixo de 4,58 torr) de forma que o gelo nos alimentos 
sublime. 
 
 
 
 
 
 
6. Osmose (osmometria) 
Quando colocamos hemáceas em água pura, percebemos, utilizando o microscópio, que as mesmas vão inchando 
(turgescência), podendo chegar a arrebentar (hemólise). Isso ocorre porque a água atravessa a membrana da hemácea 
penetrando na célula, mais rapidamente que os líquidos celulares conseguem sair. Por outro lado, ao colocarmos hemáceas em 
água salgada, com alta concentração de sal, elas tendem a murchar (crenação). Isso ocorre porque os líquidos celulares saem 
mais rapidamente do que a água consegue entrar. 
Esses fenômenos são explicados pela osmometria. 
Consideremos um recipiente dividido em dois compartimentos, A e B, por uma membrana semipermeável (MS). 
 
I) Ao colocarmos solvente puro em A e solução do soluto não-volátil no mesmo solvente em B ocorre passagem do solvente 
através da membrana semipermeável (MS) do compartimento A em direção ao compartimento B. Isso ocorre devido a maior 
pressão de vapor do solvente puro em relação à solução do soluto não-volátil, na tentativa de igualarem-se as pressões de 
vapor de ambos os lados da MS. 
 
 
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II) Ao colocarmos uma solução diluída em A e uma solução concentrada do mesmo soluto e do mesmo solvente em B, também 
ocorre passagem do solvente através da membrana semipermeável do compartimento A em direção ao compartimento B, 
devido à maior pressão de vapor da solução diluída em relação à solução concentrada. 
 
 
 
A passagem de solvente através de membranas semipermeáveis é chamada de osmose, palavra que vem do grego 
osmos e significa impulso. 
Observe as definições: 
 
Osmose é a passagem de solvente através de uma membrana semipermeável. 
 
Membrana semipermeável é a membrana que permite apenas a passagem do solvente, ou seja, impede a passagem 
do soluto. 
 
É possível impedir a osmose, ou seja, impedir a passagem do solvente através da membrana semi-permeável, aplicando-
se uma pressão externa conveniente sobre a solução no sentido inverso ao da osmose, e de intensidade mínima igual à pressão 
que o solvente faz atravessar a membrana semipermeável. 
A essa pressão mínima, capaz de impedir a osmose damos o nome de pressão osmótica (p). 
 
 
 
Pressão Osmótica de uma solução é a pressão mínima que deve ser aplicada sobre ela para impedir a passagem do 
solvente puro para a solução, quando ambos estiverem separados por uma membrana semipermeável. 
Se a pressão externa exercida for maior que a pressão osmótica da solução, o fenômeno normal se inverterá, ou seja, o 
solvente passará da solução para o lado do solvente puro. Esse fenômeno é 
 
 
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Figura: (a) osmose é o movimento espontâneo de 
um solvente a partir do solvente puro ou de uma 
solução com baixa concentração de soluto 
(diluída) para uma solução com alta concentração 
de soluto (concentrada). (b) a osmose para 
quando a altura da coluna for tal que a pressão 
exercida sobre o lado esquerdo da membrana é 
suficiente para opor-se ao mivimento resultante 
de solvente. 
 
Figura: a pressão aplicada no braço à esquerda 
do aparelho para o movimento líquido de solvente 
a partir do lado direito da membrana 
semipermeável. Essa pressão aplicada é a 
pressão osmótica da solução. 
chamado de osmose reversa ou osmose invertida e é usada por exemplo para a obtenção de água potável a partir da 
água do mar. 
 
 
 
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6.1 Leis e Fórmulas da Osmometria 
As leis da osmometria foram determinadas experimentalmente por Van’t Hoff. 
Van’t Hoff comprovou que em soluções diluídas de solutos não-iônicos, a pressão osmótica obedece, fundamentalmente, 
a duas leis: 
 
Primeira lei da osmometria: em temperatura constante, a pressão osmótica é diretamente proporcional a molaridade da 
solução. 
 
Matematicamente: 
 
MK = ou 
V
n
K 1= 
 
Segunda lei da osmometria: em molaridade constante, a pressão osmótica é diretamente proporcional a temperatura 
da solução. 
 
Matematicamente: 
 
TK = 
 
Experiências posteriores levaram a concluir que a equação fundamental da osmometria é idêntica à equação dos gases 
perfeitos: 
 
TRnV 1 = ou TR
M
m
V
1
1 = 
 
ou TR
V
n1 = ou TRM = 
 
Onde: 
 
 
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  = pressão osmótica da solução (atm) 
V = volume da solução (L) 
n1 = nº de mol do soluto 
R = constante universal dos gases perfeitos 
 








=
molK
Latm
082,0R 
 
T = temperatura absoluta da solução 
M = molaridade da solução 
m1 = massa do soluto na solução 
M1 = massa molar do soluto 
 
6.2 Classificação das soluções 
As soluções podem ser classificadas quanto às suas pressões osmóticas. 
Considerando-se duas soluções A e B, de pressões osmóticas respectivamente A e B, a mesma temperatura temos: 
A solução A é hipertônica em relação à solução B, quando A > B. 
A solução A é hipotônica em relação à solução B, quando A < B. 
A solução A é isotônica ou isosmótica em relação à solução B, quando A = B. 
 
 
 
7. Propriedades coligativas nas soluções iônicas 
Lembramos que tudo o que foi estudado até agora, neste capítulo, só é válido para soluções moleculares. 
Vamos estudar agora as propriedades coligativas nas soluções iônicas. 
Soluções iônicas são soluções que possuem apenas íons dissolvidos ou íons e moléculas dissolvidos. 
Para as soluções moleculares vimos que o número de partículas de soluto existentes na solução é igual ao número de 
moléculas adicionadas no solvente. Para as soluções iônicas isso não é verdadeiro. (Lembramos que as propriedades coligativas 
dependem exclusivamente do número de partículas dissolvidas na solução). 
O número de partículas de soluto existentes numa solução iônica vai depender: 
– do número de íons presentes em cada fórmula do composto. 
 
– do grau de ionização ou dissociação () desse composto a uma dada temperatura. 
 
Ex.: Consideremos 100 moléculas de H2SO4 com grau de ionização a = 61% ou a = 0,61 a 18ºC. 
 
  
PARTÍCULAS 3
2
432
MOLÉCULA 1
42 HSOOH2OH2SOH1
−+ +⎯→⎯+ 
 
100 moléculas de H2SO4 











+
ionizada. - não 
 forma na permanecem
 SOH de moléculas 39 *
SO íons 61 
e OH íons 122 originando
 ionizam se moléculas 61 *
42
-2
4
3
 
 
Total de partículas: 
( ) ( ) ( ) partículas 222SOH39SO61OH122 42243 =++ −+ 
 
Assim concluímos que a ionização ou dissociação do soluto aumenta o número de partículas na solução, aumentando 
 
 
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assim o efeito coligativo. Ou seja, uma solução iônica sempre tem efeitos coligativos mais intensos que uma solução molecular 
de mesma molaridade. 
 
Observe a comparação: 
 
 
 
No exemplo anterior concluimos que as propriedades coligativas da solução iônica correspondem numericamente ao 
dobro do valor da solução covalente, já que as propriedades coligativas dependem apenas do número de partículas de soluto, e 
não da sua natureza. 
 







 
2
2
P
P
 iônica = 2 





 
2
2
P
P
 molecular (tonoscopia) 
 
(tE) iônica = 2 x (tE) molecular (ebulioscopia) 
(tC) iônica = 2 x (tC) molecular (crioscopia) 
() iônica = 2 x () molecular (osmose) 
 
Assim Van’t Hoff propôs a criação de um fator de correção (i), que passou a ser chamado de fator de Van’t Hoff. 
O fator de Van’t Hoff (i) é o número que mostra quantas vezes o efeito coligativo iônico é maior que o efeito coligativo 
molecular para soluções de mesma molaridade. 
 
molecular coligativo efeito
iônico coligativo efeito
i = ou 
 
(efeito coligativo iônico) = (efeito coligativo molecular) x i 
 
No exemplo anterior temos: 
(Efeito coligativo do sal) = 2 x (Efeito coligativo do açúcar). 
 
Concluímos assim que o fator de Van’t Hoff traduz, também, o aumento do número de partículas causado pela 
dissociação: 
 
 
 
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iniciais partículas de número
finais partículas de número
i = 
 
No exemplo da solução de NaC apresentado anteriormente temos: 
 
)(NaC soluto de moléculas"" 106,02
)C(Na totais íons 1012,04
i
22
22



+
=
−+
 
 
2i = 
 
Consequentemente obtemos as seguintes fórmulas: 
 
iWK
P
P
t
0
=

 (tonometria) 
 
iWKt EE = (ebuliometria) 
 
iWKt CC = (criometria) 
 
iTRnV 1 = ou iTRM = (osmometria) 
 
Van’t Hoff demonstrou que o fator de correção i podia ser calculado pela relação: 
 
( )1q1i −+= 
 
Onde: 
 = grau de ionização ou dissociação do composto; 
q = número total de íons liberados na ionização de 1 molécula ou na dissociação de 1 agregado iônico do composto; 
 
 
Variação do fator de Van’t Hoff: 
A partir da expressão: i = 1 +  (q - 1), concluímos: 
Em uma solução molecular (a = 0), assim temos: 
 
i = 1 + 0 . (q – 1)  1i = 
 
Em uma solução de um composto iônico totalmente ionizado ( = 1); assim temos: 
 
i = 1 + 1 . (q – 1)  i = 1 + q – 1  qi = 
 
Portanto: qi0  
 
Observação : 
Sempre uma solução vai sendo diluída, o valor de  tende a 100% ( = 1) e consequentemente o valor de i tende a se 
igualar ao valor de q. 
 
8. Estimativa da dissociação percentual a partir dos dados de abaixamento do ponto de 
congelamento 
No ácido acético em solução aquosa 1,00 m existe o equilíbrio descrito por 
 
 
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2 3 2 2 3 2HC H O (aq) H (aq) C H O (aq)
+ −+ 
 
 
 
A solução aquosa de ácido acético descrita anteriormente congela a –1,90 °C, que é um valor apenas um 
pouco mais baixo o esperado (–1,86 °C), caso não ocorresse ionização. E claro, então, que ocorreu 
alguma ionização, mas não muita. Podemos estimar a ionização percentual utilizando o procedimento a 
seguir. 
 
Primeiramente usamos os dados para calcular a molalidade aparente da solução, ou seja, a molalidade 
de todas as substâncias dissolvidas, HC2H3O2 + C2H3O2– + H+. Usaremos novamente a Equação 12.4 
f f( T K m) = , mas agora m representará a molalidade aparente; Kf vale 1,86 °C/m. 
 
f
1
f
T 1,90 C
Molaridade aparente =
K 1,86 Cm
1,02
−
 
=

= m
 
 
Se há 1,02 mol de todos os solutos em 1 kg de solvente, ficamos com 0,02 mol de solutos a mais do que 
no início, pois começamos com 100 mol de ácido acético. Como obtivemos exatamente uma molécula 
extra para cada molécula de ácido acético, que é ionizada, os 0,02 mol adicionais devem ter se originado 
da ionização de 0,02 mol de ácido acético. Assim, a ionização percentual é 
 
moles de ácidos ionizados
Ionização percentual = 100%
moles de ácidos disponíveis
0,02
100% 2%
1,00

=  =
 
 
Em outras palavras, estimamos por este procedimento a ionização percentual em ácido acético 1,00m 
em 2%. (Outros tipos de medida são mais precisos e, na realidade, a ionização percentual do ácido 
acético nesta concentração é menor que 1%.) 
 
 
9. Associação de moléculas do soluto e propriedades coligativas 
Alguns solutos moleculares produzem efeitos coligativos mais fracos do que seríamos levados a prever 
a partir de sua concentração molal. Isto não é observado com frequência, mas indica a existência de outro 
fenômeno a que devemos dar um pouco de atenção, ou seja, a associação de partículas do soluto. 
Quando dissolvido em benzeno, por exemplo, o ácido benzóico tem suas moléculas associadas formando 
 
 
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dímeros. Estes são ligados por pontes de hidrogênio, indicadas por linhas pontilhadas na equação abaixo. 
 
 
 
Por causa da associação, o abaixamento do ponto de congelamento de uma solução 1,00 m de ácido 
benzóico em benzeno é apenas a metade do valor calculado. A formação do dímero faz com que o ácido 
benzóico passe a ter uma massa molecular efetiva que é o dobro da normal. Esta massa molecular efetiva 
maior reduz a concentração molal pela metade, o mesmo acontecendo com o efeito sobre o abaixamento 
do ponto de congelamento. 
 
Di-significa 2, assim, um dímero é o resultado da combinação de duas moléculas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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PROPRIEDADES COLIGATIVAS 
Exercícios de Aprendizagem 
 
01. (Fuvest) A adição de um soluto à água altera a 
temperatura de ebulição desse solvente. Para 
quantificar essa variação em função da concentração 
e da natureza do soluto, foram feitos experimentos, 
cujos resultados são apresentados abaixo. Analisando 
a tabela, observa-se que a variação de temperatura de 
ebulição é função da concentração de moléculas ou 
íons de soluto dispersos na solução. 
 
Volume 
de 
água 
(L) 
Soluto 
Quantidade 
de 
matéria de 
soluto 
(mol) 
Temperatura 
de 
ebulição 
(°C) 
1 - - 100,00 
1 NaC 0,5 100,50 
1 NaC 1,0 101,00 
1 sacarose 0,5 100,25 
1 2CaC 0,5 100,75 
 
Dois novos experimentos foram realizados, 
adicionando-se 1,0 mol de Na2SO4 a 1 L de água 
(experimento A) e 1,0 mol de glicose a 0,5 L de água 
(experimento B). Considere que os resultados desses 
novos experimentos tenham sido consistentes com os 
experimentos descritos na tabela. Assim sendo, as 
temperaturas de ebulição da água, em °C, nas 
soluções dos experimentos A e B, foram, 
respectivamente, de 
a) 100,25 e 100,25. 
b) 100,75 e 100,25. 
c) 100,75 e 100,50. 
d) 101,50 e 101,00. 
e) 101,50 e 100,50. 
 
02. (Unicamp) Evidências experimentais mostram que 
somos capazes, em média, de segurar por um certo tempo um 
frasco que esteja a uma temperatura de 60°C, sem nos 
queimarmos. Suponha uma situação em que dois béqueres 
contendo cada um deles um líquido diferente (X e Y) tenham 
sido colocados sobre uma chapa elétrica de aquecimento, que 
está à temperatura de 100°C. A temperatura normal de 
ebulição do líquido X é 50°C e a do líquido Y é 120°C. 
a) Após certo tempo de contato com esta chapa, qual dos 
frascos poderá ser tocado com a mão sem que se corra o risco 
de sofrer queimaduras? Justifique a sua resposta. 
b) Se a cada um desses frascos for adicionada quantidade 
igual de um soluto não volátil, mantendo-se a chapa de 
aquecimento a 100°C, o que acontecerá com a temperatura 
de cada um dos líquidos? Explique. 
 
03. (Ufc ) O gráfico a seguir (fig. 1) apresenta os pontos de 
ebulição em função da massa molar para as moléculas do 
tipo H‚X, onde X é um elemento do grupo 16 da tabela 
periódica. 
 
 
 
a) Defina, em função da pressão de vapor, a temperatura de 
ebulição. 
b) Desenhe um gráfico, apresentando o perfil da pressão de 
vapor em função da massa molar para esses hidretos. 
 
04. (Fuvest) A porcentagem em massa de sais no 
sangue é de aproximadamente 0,9%. Em um 
experimento, alguns glóbulos vermelhos de uma 
amostra de sangue foram coletados e separados em 
três grupos. Foram preparadas três soluções, 
identificadas por X, Y e Z, cada qual com uma diferente 
concentração salina. A cada uma dessas soluções foi 
adicionado um grupo de glóbulos vermelhos. Para 
cada solução, acompanhou-se, ao longo do tempo, o 
volume de um glóbulo vermelho, como mostra o 
gráfico. 
 
 
 
Com base nos resultados desse experimento, é correto 
afirmar que 
a) a porcentagem em massa de sal, na solução Z, é 
menor do que 0,9%. 
b) a porcentagem em massa de sal é maior na solução 
Y do que na solução X. 
c) a solução Y e a água destilada são isotônicas. 
 
 
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d) a solução X e o sangue são isotônicos. 
e) a adição de mais sal à solução Z fará com que ela e 
a solução X fiquem isotônicas. 
 
05. (Ita) Considere que sejam feitas as seguintes afirmações 
em relação à pressão de vapor saturante de líquidos e/ou 
sólidos: 
I - As pressões de vapor da água líquida e do gelo têm o 
mesmo valor a -10°C. 
II - Tanto a pressão de vapor de líquidos como a de sólidos 
aumentam com o aumento da temperatura. 
III - A pressão de vapor de um líquido depende das forças de 
interação intermoleculares. 
IV - No ponto triplo da água pura, a pressão de vapor do gelo 
tem o mesmo valor que a pressão de vapor da água líquida. 
V - A pressão de um vapor em equilíbrio com o respectivo 
líquido independe da extensão das fases gasosas e líquida. 
Qual das opções a seguir se refere a todas afirmações 
CORRETAS? 
a) I e II. 
b) I e IV. 
c) I, II, III e V. 
d) II, III, IV e V. 
e) I, II, III, IV e V. 
 
06. (Ita ) Considere as seguintes afirmações relativas aos 
sistemas descritos a seguir, sob pressão de 1atm: 
I. A pressão de vapor de uma solução aquosa de glicose 
0,1mol/L é menor do que a pressão de vapor de uma solução 
de cloreto de sódio 0,1mol/L a 25°C. 
II. A pressão de vapor do n-pentano é maior do que a pressão 
de vapor do n-hexano a 25°C. 
III. A pressão de vapor de substâncias puras como: acetona, 
éter etílico, etanol e água, todas em ebulição, tem o mesmo 
valor. 
IV. Quanto maior for a temperatura, maior será a pressão de 
vapor de uma substância. 
V. Quanto maior for o volume de um líquido, maior será a 
sua pressão de vapor. 
Destas afirmações, estão CORRETAS 
a) apenas I, II, III e IV. 
b) apenas I, II e V. 
c) apenas I, IV e V. 
d) apenas II, III e IV. 
e) apenas III, IV e V. 
 
07. (Ufsc) Chegando ao apartamento dos pais em 
Florianópolis, Carlos resolve fazer um café. Coloca 
água para ferver e aguarda. Algum tempo depois 
comenta: “– Essa água parece que demora mais para 
ferver aqui do que em Urubici!”. 
 
Com base nas propriedades físicas das substâncias, é 
CORRETO afirmar que: 
01) numa altitude menor a camada de ar sobre o local 
é maior, logo a temperatura de ebulição da água é 
maior. 
02) a pressão de vapor de um líquido não é 
dependente da temperatura. 
04) devido às forças intermoleculares, o ponto de 
ebulição da água é maior que o do H2S. 
08) um líquido entra em ebulição quando sua pressão 
de vapor é menor que a pressão atmosférica. 
16) uma mistura de água com açúcar tem ponto de 
ebulição maior que água pura. 
32) o Mar Morto, na Jordânia, localiza-se a uma 
altitude de –395 metros, assim, o ponto de ebulição 
da água neste local deve ser maior que 100 °C. 
 
08. (Uem) Considere as soluções A e B abaixo, a 
25 C, e assinale o que for correto. 
 
A – solução aquosa a 25 C, contendo 90 mols de 
água e 10 mols de glicose. 
B – solução aquosa a 25 C,contendo 80 mols de 
água e 20 mols de sacarose. 
 
Dados: pressão de vapor da água pura a 
25 C 3,8 kPa. = 
01) A pressão de vapor da solução A é menor do que 
a pressão de vapor da solução B. 
02) A pressão de vapor da solução B é menor do que 
a pressão de vapor de 100 mols de água pura. 
04) A pressão de vapor da solução A é igual a pressão 
de vapor de 110 mols de água pura. 
08) Ao se adicionar 50 mols de água à solução B, sua 
pressão de vapor aumentará. 
16) Ao se misturar a solução A com a solução B, a 
mistura terá uma pressão de vapor maior do que a 
pressão de vapor da água pura. 
 
09. (Uem) Ao se preparar uma salada de folhas de 
alface, utilizando sal e vinagre, devemos temperá-la e 
comê-la imediatamente, pois, ao ser deixada em 
repouso por alguns minutos, as folhas de alface 
murcham, dando à salada um aspecto indesejado. 
Considerando o exposto, é correto dizer que o fato 
pode ser explicado 
01) pelo efeito ácido do vinagre, que contém ácido 
acético, que é um ácido forte que “queima” as 
folhas do alface fazendo-as murchar. 
02) pelo efeito do calor liberado pela dissolução do sal 
no vinagre. 
04) pelo efeito osmótico, no qual ocorre um movimento 
da água contida nas folhas da alface para a 
solução resultante do tempero. 
08) pelo efeito de tonoscopia, no qual ocorre um 
abaixamento da pressão máxima de vapor da água 
 
 
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contida nas folhas da alface. 
16) pelo aumento da pressão osmótica no interior das 
células da folha da alface, que aumentam de 
volume até se romperem, levando ao 
murchamento das folhas. 
 
10. (Ufrgs) Mesmo quando a água destilada é 
extremamente pura, não se pode injetá-la diretamente 
no sangue de um paciente, pois há o risco de 
a) autodissociação da água, produzindo ácido. 
b) aumento da concentração de oxigênio do sangue. 
c) aumento súbito do pH do sangue. 
d) precipitação de sais minerais. 
e) ruptura das hemácias, devido à diminuição da 
pressão osmótica do sangue. 
 
 
11. (Uftm) Três soluções aquosas de nitrato de sódio, 
nitrato de alumínio e glicose, com concentrações 0,5 
mol/L, foram aquecidas em três béqueres, sob as 
mesmas condições ambientes, até a ebulição. As 
temperaturas das três soluções foram monitoradas 
com três termômetros devidamente calibrados. 
 
 
 
A solução que a 25 ºC apresenta maior pressão de 
vapor e a solução que apresenta maior temperatura de 
ebulição são, respectivamente, 
a) glicose e nitrato de alumínio. 
b) glicose e nitrato de sódio. 
c) nitrato de alumínio e glicose. 
d) nitrato de alumínio e nitrato de alumínio. 
e) nitrato de sódio e glicose. 
 
12. Uma solução contém 0,01 mol de sacarose (C12H22O11) e 
0,02 mol de sulfato de sódio (Na2SO4) dissolvidos em 372 g 
de água. Sabendo que essa solução congela a -0,34°C, 
descubra o grau de dissociação do Na2SO4 nessa solução. 
(Dado: Kc=1,86°C/1000 g). 
 
PROPRIEDADES COLIGATIVAS 
Exercícios de Fixação 
 
1. (Upe) Leia. 
 
– Bom dia, disse um senhor ao se sentar em um banco 
de um quiosque à beira-mar. 
Depois, ele pediu: 
– Um caldinho de feijão, uma porção de salada, uma 
caipirinha e um pão de alho. 
Enquanto saboreava o seu pedido, puxou uma 
conversa com o pessoal e, ao longo do papo, fez os 
comentários indicados a seguir: 
 
I. As verduras de uma salada temperada com sal 
tendem a perder água e a murchar por causa do 
efeito osmótico. 
II. O açúcar (C12H22O11) adicionado nessa bebida é 
batido com cachaça, fatias de limão e gelo. Além de 
adoçá-la, por osmose, ele auxilia na extração do 
suco da fruta. 
III. O fermento biológico utilizado na preparação de 
pães, como esse, tem, em sua composição, 
bicarbonato de sódio, que libera CO2 no 
aquecimento do produto e faz a massa crescer. 
IV. O uso de panela de pressão faz, na produção do 
caldinho, o cozimento do feijão ser mais rápido, 
porque, ao se aumentar a pressão do sistema, 
ocorre a redução do ponto de ebulição da água. 
 
Após consumir todos os produtos, o cliente perguntou 
ao dono do quiosque: 
– Gostou da aula? Como sabe, estou me preparando 
para entrar na universidade. (E emendou...) Posso 
deixar no pendura, dessa vez? 
O dono do bar sorriu de ladinho e disse: 
– Eu até poderia deixar no fiado, principalmente pelo 
fato de o senhor, como sempre, só ter tomado uma 
caipirinha. Mas, como nem todas essas suas 
afirmativas estão corretas, ou o senhor paga a conta 
ou chamo aquele policial ali! (E deu uma risada) 
Depois, pegou uns livros, pediu que uma pessoa da 
cozinha assumisse o quiosque e, sorrindo, falou para 
o cliente: até mais, te espero na universidade. Boa 
sorte! 
 
Quais dos comentários do cliente do quiosque, citados 
acima, estão CORRETOS? 
a) I e II. 
b) I e III. 
c) I e IV. 
d) II e III. 
e) II e IV. 
 
2. (Ufpr) Em festas e churrascos em família, é costume 
usar geleiras de isopor para resfriar bebidas enlatadas 
ou engarrafadas. Para gelar eficientemente, muitas 
pessoas costumam adicionar sal e/ou álcool à mistura 
gelo/água. A melhor eficiência mencionada se deve ao 
fato de que a presença de sal ou álcool: 
a) aumenta a taxa de transferência de calor. 
b) abaixa a temperatura do gelo. 
c) aumenta a temperatura de ebulição. 
d) abaixa a temperatura de fusão. 
 
 
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e) abaixa a dissipa玢o de calor para o exterior. 
 
3. (Uece 2015) A purificação da água através do processo 
de osmose é citada, em 1624, na obra Nova Atlântida, de 
Francis Bacon (1561-1626). A dessalinização de uma 
solução de sulfato de alumínio pelo processo citado acima 
ocorre utilizando-se uma membrana semipermeável. 
Considerando a concentração em quantidade de matéria da 
solução 0,4 mol / L, 0 admitindo-se o sal totalmente 
dissociado e a temperatura de 27 C, a diferença da 
pressão osmótica que se estabelece entre os lados da 
membrana no equilíbrio, medida em atmosferas, é 
a) 39,36. 
b) 49,20. 
c) 19,68. 
d) 29,52. 
 
4. (Uftm) Construiu-se uma câmara selada (figura 1), 
contendo dois béqueres, um deles com solvente puro 
e o outro contendo 125 mL de solução saturada com 
concentração 148 g L, preparada com o mesmo 
solvente. Após algumas horas, verificou-se a 
transferência do solvente (figura 2). O fenômeno 
observado na câmara é semelhante ao que ocorre 
quando duas soluções são separadas por uma 
membrana semipermeável. 
 
 
 
a) Compare e justifique as diferenças de pressões de 
vapor dos dois líquidos que estavam na câmara 
indicada na figura 1. Dê o nome do fenômeno 
descrito no texto. 
b) Sabendo-se que o volume de solvente transferido 
foi 75 mL, calcule a concentração da solução, em 
g L, que está na câmara indicada na figura 2. 
 
5. (Ufpb) A escassez de água própria para o consumo 
humano tem provocado a busca pelo aproveitamento 
das águas de oceanos e mares. Para aproveitamento 
da água salgada, foram desenvolvidos equipamentos 
de dessalinização que se baseiam na aplicação da 
osmose reversa. Esses equipamentos têm permitido 
que bilhões de litros de água potável sejam produzidos 
anualmente no mundo inteiro. Por definição, a osmose 
é a passagem de um solvente através de uma 
membrana semipermeável (MS). Os processos de 
osmose e osmose reversa estão representados na 
figura ao lado Considerando essas informações e 
observando a figura, verifica-se: 
 
 
a) Em A e B, os sais conseguem atravessar a 
membrana semipermeável. 
b) Em A, o fluxo através da membrana ocorreu no 
sentido da água salgada para a água doce. 
c) Em A, a concentração de sais na água salgada foi 
aumentada. 
d) Em B, o fluxo deágua, no sentido da água salgada 
para água doce, exigiu aplicação de pressão 
externa. 
e) Em A, está representado o processo que ocorre nos 
dessalinizadores. 
 
06. (Ufsc ) A panela de pressão permite que alimentos sejam 
cozidos em água muito mais rapidamente do que em panelas 
convencionais. Sua tampa possui uma borracha de vedação 
que não deixa o vapor escapar a não ser através de um 
orifício sobre o qual assenta um peso (válvula) que controla 
a pressão. O esquema da panela de pressão e um diagrama 
de fases da água são apresentados abaixo. A pressão exercida 
pelo peso da válvula é de 0,4 atm e a pressão atmosférica 
local é de 1,0 atm. 
 
 
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De acordo com as informações do enunciado e do gráfico 
acima, assinale a(s) proposição(ões) CORRETA(S). 
(01) A água, dentro da panela de pressão, entrará em 
ebulição a 110°C. 
(02) Reduzindo o peso da válvula pela metade, a água entrará 
em ebulição a 100°C. 
(04) Aumentando a intensidade da chama sob a panela, a 
pressão interna do sistema aumenta. 
(08) Se, após iniciar a saída de vapor pela válvula, a 
temperatura for reduzida para 60°C, haverá condensação de 
vapor d'água até que a pressão caia para 0,5 atm. 
(16) Na vaporização da água o principal tipo de interação que 
está sendo rompida entre as moléculas são ligações de 
hidrogênio. 
 
07. (Ufscar ) A figura a seguir apresenta as curvas de pressão 
de vapor de três líquidos puros, 1, 2 e 3, em função da 
temperatura. 
 
Considere que os líquidos estão submetidos à mesma pressão 
e analise as seguintes afirmações: 
 
I. Quando os líquidos estão em suas respectivas temperaturas 
de ebulição, a pressão de vapor do líquido 1 é maior que a 
dos líquidos 2 e 3. 
II. Quando se adiciona um soluto não volátil ao líquido 2, 
observa-se um aumento no seu ponto de ebulição. 
III. Na temperatura ambiente, o líquido 3 é o mais volátil. 
IV. A maior intensidade das forças intermoleculares no 
líquido 3 é uma explicação possível para o comportamento 
observado. 
Está correto apenas o que se afirma em 
a) I e II. 
b) I e IV. 
c) II e III. 
d) II e IV. 
e) III e IV. 
 
08. (Unb ) Um aluno, interessado em estudar as propriedades 
de soluções colocou em uma caixa dois copos contendo 
volumes iguais de soluções aquosas de um mesmo soluto 
não-volátil, fechando-a hermeticamente, conforme ilustra a 
figura a seguir: 
 
 
 
A solução contida no copo I era mais concentrada que a 
contida no copo II. A temperatura externa à caixa 
permaneceu constante durante o experimento. Acerca das 
observações que poderiam ser feitas a respeito desse 
experimento, julgue os itens seguintes. 
 
(1) Após alguns dias, o volume da solução contida no copo I 
diminuirá. 
(2) As concentrações das soluções nos dois copos não se 
alterarão com o tempo porque o soluto não é volátil. 
(3) O ar dentro da caixa ficará saturado de vapor d'água. 
(4) Após alguns dias, as duas soluções ficarão com a mesma 
pressão de vapor. 
 
09. (Unesp) Considere cinco soluções aquosas diferentes, 
todas de concentração 0,1mol/L, de glicose (C†H�‚O†) e de 
quatro eletrólitos fortes, NaCØ, KCØ, K‚SO„ e ZnSO„, 
respectivamente. A solução que apresenta o maior 
abaixamento do ponto de congelação é a de: 
a) C†H�‚O†. 
b) NaCØ. 
c) KCØ. 
d) K‚SO„. 
 
 
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e) ZnSO„. 
 
10. (Enem 2012) Osmose é um processo espontâneo que 
ocorre em todos os organismos vivos e é essencial à 
manutenção da vida. Uma solução 0,15 mol/L de NaC 
(cloreto de sódio) possui a mesma pressão osmótica das 
soluções presentes nas células humanas. 
A imersão de uma célula humana em uma solução 0,20 
mol/L de NaC tem, como consequência, a 
a) absorção de íons Na+ sobre a superfície da célula. 
b) difusão rápida de íons Na+ para o interior da célula. 
c) diminuição da concentração das soluções presentes na 
célula. 
d) transferência de íons Na+ da célula para a solução. 
e) transferência de moléculas de água do interior da célula 
para a solução. 
 
 
11. (Ufrj) O gráfico a seguir representa, de forma 
esquemática, curvas de pressão de vapor em função da 
temperatura de três líquidos puros - água, etanol, éter 
dietílico - e de uma solução aquosa de uréia. 
 
 
 
Identifique as curvas 1, 2 e 3 representadas no gráfico. 
Justifique a sua resposta. 
 
12. (Unesp) No gráfico a seguir, as curvas I, II, III e IV 
correspondem à variação da pressão de vapor em função da 
temperatura de dois líquidos puros e das respectivas soluções 
de mesma concentração de um mesmo sal nesses dois 
líquidos. O ponto de ebulição de um dos líquidos é 90°C. 
 
Utilizando os números das curvas respectivas: 
a) Indicar quais curvas correspondem aos líquidos puros. 
Indicar entre os dois qual é o líquido mais volátil e justificar. 
b) Indicar quais curvas correspondem às soluções. Justificar. 
 
13. (Pucmg 2015) Analise as soluções aquosas abaixo. 
 
I. solução de glicose 12 22 11(C H O ) 0,1mo / L. 
II. solução de sulfato de cobre 4(CuSO ) 0,1mo / L. 
III. solução de cloreto de potássio (KC ) 0,2 mo / L. 
IV. solução de nitrato de prata 3(AgNO ) 0,5 mo / L. 
 
Considerando que as espécies iônicas estão 100% 
ionizadas, assinale a afirmativa INCORRETA. 
a) O ponto de congelação da solução IV é o mais baixo de 
todas as soluções dadas. 
b) O ponto de ebulição da solução I é o mais baixo de todas 
as soluções dadas. 
c) A pressão de vapor da solução II é mais alta que a 
pressão de vapor da solução I. 
d) A solução III tem ponto de ebulição mais baixo do que o 
ponto de ebulição da solução IV. 
 
 
14. (Ufsj) Considere as soluções aquosas abaixo a 
uma pressão de 1,0 atm 
 
Solução A: 0,6 mol/L de glicose. 
Solução B: 0,1 mol/L de ácido nítrico. 
Solução C: 0,2 mol/L de cloreto de magnésio. 
 
Sobre essas soluções, é CORRETO afirmar que 
a) as soluções A e C apresentam o mesmo ponto de 
congelamento. 
b) as três soluções apresentam ponto de ebulição 
abaixo de 100°C. 
c) a solução B apresenta o maior ponto de ebulição. 
d) a solução C é a que apresenta menor pressão de 
vapor. 
 
15. (Ueg) O gráfico abaixo mostra a pressão de vapor 
de dois sistemas diferentes em função da temperatura. 
 
 
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Após a análise do gráfico, responda aos itens a seguir. 
 
a) se A e B forem compostos diferentes, explique qual 
deles é mais volátil; 
b) se A e B forem soluções do mesmo solvente e 
soluto, em diferentes concentrações, explique o que 
irá acontecer se dois compartimentos idênticos 
contendo quantidade igual das duas soluções forem 
separados por uma membrana semipermeável. 
 
16. (Uftm) Considere duas soluções aquosas: 
solução I: 500 mL de solução de cloreto de cálcio 0,1 
mol · L–1 
solução II: 500 mL de solução de glicose 0,2 mol · L–1 
Na figura está representada a curva de pressão de 
vapor d’água em função da temperatura. 
 
 
 
a) Calcule a massa de cloreto de cálcio utilizada na 
preparação da solução I. 
b) Inclua no gráfico, representado no espaço destinado 
à resolução, mais duas curvas referentes às 
soluções I e II. 
 
17. (Unesp ) O soro glicosado é uma solução aquosa 
contendo 5% em massa de glicose (C†H�‚O†) e isotônica em 
relação ao sangue, apresentando densidade 
aproximadamente igual a 1 g.mL-¢. 
a) Sabendo que um paciente precisa receber 80 g de glicose 
por dia, que volume desse soro deve ser ministrado 
diariamente a este paciente?b) O que aconteceria com as células do sangue do paciente 
caso a solução injetada fosse hipotônica? Justifique sua 
resposta, utilizando as propriedades coligativas das soluções. 
 
18. (Udesc 2015) A pressão osmótica no sangue humano é 
de aproximadamente 7,7 atm e os glóbulos vermelhos 
(hemácias) possuem aproximadamente a mesma pressão; 
logo, pode-se afirmar que estas são isotônicas em relação 
ao sangue. Sendo assim, o soro fisiológico, que é uma 
solução aquosa de cloreto de sódio utilizada para repor o 
líquido perdido por uma pessoa em caso de desidratação, 
também deve possuir a mesma pressão osmótica para evitar 
danos às hemácias. 
 
Em relação à informação, assinale a alternativa correta. 
a) A pressão osmótica do soro não é afetada quando a 
concentração de cloreto de sódio é modificada. 
b) A injeção de água destilada no sangue provoca a 
desidratação e, consequentemente, a morte das hemácias. 
c) O uso de uma solução aquosa saturada de cloreto de 
sódio não afeta a pressão osmótica do sangue. 
d) A injeção de água destilada no sangue provoca uma 
absorção excessiva de água pelas hemácias, provocando 
um inchaço e, consequentemente, a morte das hemácias. 
e) A injeção de uma solução aquosa saturada de cloreto de 
sódio provoca uma absorção excessiva de água pelas 
hemácias, causando um inchaço e, consequentemente, a 
morte das hemácias. 
 
19. (Udesc 2015) A pressão de vapor de um solvente 
líquido diminui devido à presença de um soluto não volátil 
(efeito tonoscópico), afetando a temperatura de fusão 
(efeito crioscópico) e a temperatura de vaporização do 
solvente (efeito ebulioscópico). Faz-se uso destes 
fenômenos, por exemplo, nos anticongelantes utilizados nos 
radiadores de automóveis e nos sais empregados para fundir 
gelo em regiões onde há ocorrência de neve. Os líquidos A, 
B, C e D, listados abaixo, estão a 1atm e a 25 C e 
apresentam, respectivamente, pressões de vapor AP , BP , 
CP e DP . 
 
Líquido A: 100mL de solução 0,01mol / L de NaC em 
água. 
Líquido B: 100mL de água. 
Líquido C: 100mL de solução 0,01mol / L de glicose em 
água. 
Líquido D: 50mL de água. 
 
Assinale a alternativa correta com relação à pressão de 
vapor dos líquidos A, B, C e D. 
a) D B C AP P P P=   
b) A C B DP P P P   
c) A C D BP P P P=   
d) D B A CP P P P  = 
 
 
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e) D A C BP P P P =  
 
 
20. (Ufrn) Sorvete em cinco minutos. 
 
Uma receita rápida, prática e que parece mágica para o 
preparo de um sorvete de morango recomenda o seguinte 
procedimento: 
 
Despeje o leite, o açúcar e a essência de morango num saco 
de plástico de 0,5 litro e certifique-se de que ele fique bem 
fechado. Coloque 16 cubos de gelo e 6 colheres de sopa de 
sal comum ( )NaC num outro saco plástico de 1 litro. Insira 
o saco de 0,5 litro dentro do saco de 1 litro e feche muito 
bem. Agite as bolsas de plástico por 5 minutos e, após esse 
tempo, remova o saco de 0,5 litro de dentro do outro. Em 
seguida, corte um dos bicos inferiores do saco de 0,5 litro e 
despeje o sorvete no recipiente de sua preferência. 
 
O que parece mágica, ou seja, o congelamento do sorvete a 
uma temperatura (-20°C) mais baixa que 0°C, pela solução 
aquosa de NaC , é explicado pela propriedade coligativa de 
diminuição da temperatura de início de solidificação. 
Outro soluto que pode produzir a mesma diminuição da 
temperatura que o NaC é 
a) cloreto de potássio ( )KC . 
b) cloreto de cálcio ( )2CaC . 
c) glicose ( )6 12 6C H O . 
d) glicerina ( )3 8 3C H O . 
 
21. (Ufu) O estudo das propriedades coligativas das 
soluções permite-nos prever as alterações nas propriedades 
de seu solvente. 
 
A respeito das propriedades coligativas, assinale a 
alternativa correta. 
a) Se for colocada água com glutamato de monossódio 
dissolvido para congelar em uma geladeira, a temperatura de 
fusão da água na solução permanecerá a mesma que a da 
água pura. 
b) As propriedades coligativas independem do número de 
partículas do soluto na solução, da natureza das partículas e 
de sua volatilidade. 
c) Se forem preparadas duas soluções aquosas de mesma 
concentração, uma de glutamato de monossódio e outra de 
açúcar, a temperatura de ebulição da água na solução será 
maior que a da água na solução de açúcar. 
d) Em uma panela tampada, a pressão de vapor da solução 
aquosa de glutamato de monossódio é maior do que a pressão 
de vapor da água pura porque a presença do sal facilita a 
evaporação do solvente. 
 
22. (Ufrgs) Assinale a alternativa que completa 
corretamente as lacunas no texto a seguir, na ordem em que 
aparecem. 
 
Dois copos contendo igual volume de líquido são colocados 
sob uma campânula impermeável, como na figura que segue. 
 
 
 
O copo 1 contém água do mar e o copo 2 água pura. Com o 
tempo, o líquido do copo 1 apresentará um volume............... 
líquido do copo 2. Esse fato se explica pelo efeito............... . 
a) maior que o - tonoscópico 
b) menor que o - tonoscópico 
c) igual ao - osmótico 
d) maior que o - osmótico 
e) menor que o - osmótico 
 
23. (Pucmg ) Certas propriedades físicas de um solvente, tais 
como temperatura de ebulição e de solidificação, são 
alteradas quando nele dissolvemos um soluto não-volátil. 
Para se verificar esse fato, quatro sais distintos foram 
dissolvidos em frascos contendo a mesma quantidade de 
água, formando as soluções I, II, III e IV, como indica o 
esquema a seguir: 
 
 
 
Assinale a alternativa que apresenta soluções em ordem 
CRESCENTE de abaixamento da temperatura de 
solidificação. 
a) IV < I < II < III 
b) III < I < II < IV 
c) IV < II < I < III 
d) III < II < I < IV 
 
24. (Pucsp) Osmose é a difusão do solvente através de uma 
membrana semipermeável do meio menos concentrado para 
 
 
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o meio mais concentrado. A pressão osmótica (™) de uma 
determinada solução é a pressão externa a qual essa solução 
deve ser submetida para garantir o equilíbrio osmótico com 
o solvente puro. A osmose é uma propriedade coligativa, ou 
seja, depende somente do número de partículas dispersas em 
solução e não da natureza do soluto. 
Preparou-se as seguintes soluções aquosas: 
Solução 1 - HCØ(aq) 0,01 mol/L; 
Solução 2 - HƒCCOOH(aq) 0,01 mol/L; 
Solução 3 - C�‚H‚‚O��(aq) 0,01 mol/L; 
Solução 4 - MgCØ‚(aq) 0,01 mol/L. 
 
Considerando-se a natureza dessas soluções, pode-se 
concluir a respeito de suas pressões osmóticas que 
a) ™ƒ < ™� = ™‚ < ™„ 
b) ™„ < ™ƒ < ™‚< ™� 
c) ™‚ = ™ƒ < ™„ = ™� 
d) ™� = ™‚ = ™ƒ < ™„ 
e) ™ƒ < ™‚ < ™� < ™„ 
 
25. (Uem ) Considere duas soluções A e B. A solução A é 
constituída de 1,0 L de AØ‚(SO„)ƒ(aq) 0,15 mol/L e a solução 
B é constituída de 1,0 L de Ba(NOƒ)‚(aq) 0,15 mol/L. 
Sabendo-se que os sais estão 100% ionizados nas soluções e 
que ambas estão ao nível do mar, assinale o que for correto. 
 
01) A solução A possui menor temperatura de congelação do 
que a solução B. 
02) A solução B entra em ebulição a uma temperatura menor 
do que a solução A. 
04) A solução A possui maior pressão osmótica que a 
solução B. 
08) Misturando-se as duas soluções, a concentração de íons 
Ba£® é de 0,30 mol/L. 
16) Uma solução de glicose 0,15 mol/L apresentará efeito 
coligativo superior ao da solução A. 
32) Crioscopia é a propriedade coligativa que corresponde à 
diminuição da pressão de vapor de um líquido. 
 
26. (Ufc ) Durante o processo de produção da "carne de sol" 
ou "carne seca", após imersão em salmoura (solução aquosa 
saturadade cloreto de sódio), a carne permanece em repouso 
em um lugar coberto e arejado por cerca de três dias. 
Observa-se que, mesmo sem refrigeração ou adição de 
qualquer conservante, a decomposição da carne é retardada. 
Assinale a alternativa que relaciona corretamente o processo 
responsável pela conservação da "carne de sol". 
a) Formação de ligação hidrogênio entre as moléculas de 
água e os íons Na® e Cl-. 
b) Elevação na pressão de vapor da água contida no sangue 
da carne. 
c) Redução na temperatura de evaporação da água. 
d) Elevação do ponto de fusão da água. 
e) Desidratação da carne por osmose. 
 
27. (Ufpe ) Por que a adição de certos aditivos na água dos 
radiadores de carros evita que ocorra o superaquecimento da 
mesma, e também o seu congelamento, quando comparada 
com a da água pura? 
a) Porque a água mais o aditivo formam uma solução que 
apresenta pontos de ebulição e de fusão maiores que os da 
água pura. 
b) Porque a solução formada (água + aditivo) apresenta 
pressão de vapor maior que a água pura, o que causa um 
aumento no ponto de ebulição e de fusão. 
c) Porque o aditivo reage com a superfície metálica do 
radiador, que passa então a absorver energia mais 
eficientemente, diminuindo, portanto, os pontos de ebulição 
e de fusão quando comparados com a água pura. 
d) Porque o aditivo diminui a pressão de vapor da solução 
formada com relação à água pura, causando um aumento do 
ponto de ebulição e uma diminuição do ponto de fusão. 
e) Porque o aditivo diminui a capacidade calorífica da água, 
causando uma diminuição do ponto de fusão e de ebulição. 
 
28. (Ufpi ) Osmose reversa tem sido utilizada para obter água 
doce a partir de água salgada nos últimos períodos de seca 
no Nordeste. Assumindo uma concentração de 0,6M em 
NaCØ para a água do mar, indique a pressão mínima a ser 
aplicada para que ocorra este processo a 27°C. 
Dado: R = 0,082 L.atm/mol.K 
a) 1,3 atm 
b) 2,7 atm 
c) 14,8 atm 
d) 29,5 atm 
e) 59,0 atm 
 
29. (Ufrs ) O gráfico a seguir representa os diagramas de 
fases da água pura e de uma solução aquosa de soluto não-
volátil. 
 
 
 
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Considere as seguintes afirmações a respeito do gráfico. 
 
I - As curvas tracejadas referem-se ao comportamento 
observado para a solução aquosa. 
II - Para uma dada temperatura, a pressão de vapor do líquido 
puro é maior que a da solução aquosa. 
III - A temperatura de congelação da solução é menor que a 
do líquido puro. 
IV - A 0,010 °C e 4,58 mmHg, o gelo, a água líquida e o 
vapor de água podem coexistir. 
V - A temperatura de congelação da solução aquosa é de 0 
°C. 
 
Quais estão corretas? 
a) Apenas I e II. 
b) Apenas I, IV e V. 
c) Apenas II, III e V. 
d) Apenas I, II, III e IV. 
e) Apenas II, III, IV e V. 
 
30. (Pucpr 2015) 100 mg de nitrato de cálcio foram 
dissolvidos em 
350 cm de água, à temperatura de 50 C. 
Assinale a alternativa CORRETA, a qual traz a pressão a ser 
aplicada para impedir a osmose. Dado: 
Ma (g mol) : Ca 40, N 14, O 16, R 0,082 atm mol K.= = = =  
a) 0,78 atm. 
b) 0,5 atm. 
c) 1,25 atm. 
d) 0,969 atm. 
e) 0,87 atm. 
 
31. (Cefet MG 2015) O Mar Morto corresponde a uma 
grande extensão de águas localizadas entre Israel e a Jordânia 
e apresenta alto teor salino, em torno de 300g de sal por 
litro de água, inviabilizando a vida marinha. Essa 
característica é responsável pelo fato de suas propriedades 
serem distintas daquelas pertencentes à água pura, como, por 
exemplo, 
a) maior pressão de vapor. 
b) menor pressão osmótica. 
c) maior temperatura de fusão. 
d) menor condutibilidade elétrica. 
e) maior temperatura de ebulição. 
 
32. (Ufal ) Tem-se três soluções aquosas à mesma 
temperatura: 
- solução aquosa 0,30 mol/L de glicose (C†H�‚O†) 
- solução aquosa 0,15 mol/L de cloreto de sódio (NaCØ) 
- solução aquosa 0,10 mol/L de dicromato de potássio 
(K‚Cr‚O‡) 
 
a) O que se pode afirmar em relação à pressão osmótica 
dessas soluções quando cada uma delas é posta em contato, 
através de membrana semi-permeável, com o solvente puro? 
Justifique sua resposta. 
b) Sob pressão de 1 atm essas soluções fervem à 
temperaturas diferentes da água pura, ou seja 100 °C? 
Justifique sua resposta. 
 
33. (Ufrj) Certas propriedades físicas de um solvente, tais 
como temperatura de ebulição e de solidificação, são 
alteradas quando nele dissolvemos um soluto não volátil. 
Para verificar esse fato, quatro sais distintos foram 
dissolvidos em frascos contendo a mesma quantidade de 
água, como indica o esquema a seguir: 
 
 
 
a) Coloque as soluções I, II, III e IV em ordem crescente de 
abaixamento da temperatura de solidificação que ocorre 
devido à adição do soluto. 
b) Sabendo que o volume final da solução do frasco II é de 3 
litros, calcule a concentração de K‚SO„, em g/L. 
 
 
 
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34. (Pucrs 2015) Tanto distúrbios intestinais graves quanto 
a disputa em uma maratona podem levar a perdas 
importantes de água e eletrólitos pelo organismo. 
Considerando que essas situações exigem a reposição 
cuidadosa de substâncias, um dos modos de fazê-lo é por 
meio da ingestão de soluções isotônicas. Essas soluções 
a) contêm concentração molar de cloreto de sódio igual 
àquela encontrada no sangue. 
b) contêm massa de cloreto de sódio igual à massa de 
sacarose em dado volume. 
c) têm solvente com capacidade igual à do sangue para 
passar por uma membrana semipermeável. 
d) apresentam pressão osmótica igual à pressão 
atmosférica. 
e) apresentam pressão osmótica igual à da água. 
 
35. (Uern 2015) Um estudante de química, realizando um 
experimento em laboratório, colocou dois copos iguais e nas 
mesmas condições de temperatura e pressão, dentro de uma 
tampa transparente. No copo 1 continha apenas água e, no 
copo 2, uma solução de 0,3mol / L de cloreto de sódio. 
 
 
 
Com relação ao experimento, é correto afirmar que o 
estudante chegou à seguinte conclusão: 
a) O ponto de ebulição nos dois copos é igual. 
b) A pressão de vapor no copo 1 é menor que a do copo 2. 
c) A solução presente no copo 2 congela mais rápido que a 
do copo 1. 
d) Com o decorrer do tempo, o volume do copo 1 diminui e 
o do copo 2 aumenta. 
 
MÓDULO 04 – PROPRIEDADES 
COLIGATIVAS DAS SOLUÇÕES 
GABARITOS E RESOLUÇÕES COMENTADAS 
 
Resposta da questão 1: [A] 
Comentários sobre as afirmativas: 
I. Verdadeira. O efeito osmótico ocorre porque o meio 
extracelular torna-se hipertônico (mais concentrado) em 
função dos temperos, o que provoca a perda de água das 
células. 
II. Verdadeira. O açúcar torna o meio extracelular também 
hipertônico, favorecendo a perda de líquido pelo limão. 
III. Falsa. O bicarbonato de sódio é componente do fermento 
químico, e não do biológico que é constituído por 
microrganismos (leveduras) que, ao realizarem a fermentação, 
liberam gás carbônico. 
IV. Falsa. O aumento da pressão interna provoca um aumento na 
temperatura de ebulição do líquido, o que acelera o cozimento 
do feijão. 
 
Resposta da questão 2: [D] 
A presença de soluto altera as propriedades coligativas da solução. 
Quanto maior o número de partículas, maior a temperatura de 
ebulição e menor a temperatura de congelamento. 
Observações teóricas: 
LEI DE RAOULT: 
1º) Numa solução muito diluída de um soluto, não volátil e não 
iônico, o abaixamento relativo da pressão máxima de vapor é 
diretamente proporcional à molalidade da solução. 
2º) Numa solução líquida, que possua um soluto não volátil e não 
iônico, a elevação da temperaturade ebulição é diretamente 
proporcional à molalidade da solução. 
3º) Numa solução líquida, que possua um soluto não volátil e não 
iônico, o abaixamento da temperatura de congelamento é 
diretamente proporcional à molalidade da solução. 
 
Resposta da questão 3: [B] 
A pressão osmótica ( ) é dada por: 
V N R T i =    
Onde: 
V = volume 
N = número de mol 
R = constante universal dos gases (0,082 atm L/mol K)  
T = temperatura 
i = fator de Van’t Hoff 
Fator de Van’t Hoff: 
3 2
2 4 3 4A (SO ) 2A 3SO
número de part. finais
i
número de part. iniciais
5
i 5
1
+ −→ +
=
= =
 
Voltando à equação teremos: 
V N R T i
0,4 0,082 300 5
1
49,20 atm
 =   
  
 =
 =
 
Resposta da questão 4: 
a) Na câmara da figura 1 temos um recipiente com um líquido 
puro (maior pressão de vapor) e outro recipiente com uma 
solução saturada (menor pressão de vapor). Ocorre 
transferência de solvente do meio de maior pressão de vapor 
para o de menor pressão de vapor; este fenômeno é 
denominado osmose. 
b) Tem-se 125 mL de solução saturada com concentração 148 
g/L. 
75 mL da solução foram transferidos, ou seja, 
 
 
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148 g
soluto
1L
m
soluto
0,125 L
m 18,5 g=
 
final
final
V 125 75 200 mL
V 0,2 L
18,5 g
= + =
=
soluto
0,2 L
m'
soluto
1L
m' 92,5 g Concentração (câmara 2) 92,5 g / L=  =
 
 
Resposta da questão 5: [D] 
O processo de osmose ocorre quando um líquido atravessa uma 
membrana permeável ao mesmo tempo no sentido da solução 
menos concentrada (hipotônica) para a mais concentrada 
(hipertônica). Esse processo é passivo, ou seja, ocorre sem a 
necessidade de fornecimento de energia externa. Podemos 
observar a ocorrência deste processo em A, em que a água 
salgada é considerada hipertônica em relação à água doce. 
Entretanto, com fornecimento de energia, é possível provocarmos 
o processo inverso, chamado osmose reversa em que o solvente 
atravessa a membrana no sentido contrário ao anteriormente 
citado. Nesse caso a água atravessa a membrana na direção do 
meio hipotônico (água doce), conforme a figura B. A pressão 
externa provoca a osmose reversa mostrada. 
 
Resposta da questão 6: 01 + 16 = 17 
Resposta da questão 7: [D] 
Resposta da questão 8: F F V V 
Resposta da questão 9: [D] 
 
Resposta da questão 10: [E] 
Na osmose, o solvente migra da região de maior pressão de vapor 
para a de menor pressão de vapor. 
Solução 1 de cloreto de sódio (0,15 mol/L; mesma pressão 
osmótica das soluções presentes nas células humanas): 
0,30 mol de partículas
Em 1litro de solução :
NaC Na C
0,15 mol 0,15 mol 0,15 mol
+ −→ + 
Solução 2 de cloreto de sódio (0,20): 
0,40 mol de partículas
Em 1litro de solução :
NaC Na C
0,20 mol 0,20 mol 0,20 mol
+ −→ + 
 
Conclusão: A pressão de vapor é maior na solução 1, pois 
apresenta menor número de partículas, consequentemente o 
solvente vai migrar da célula humana para a solução salina (0,20 
mol/L). 
 
Resposta da questão 11: 
1 = Éter dietílico 
2 = Etanol 
3 = Solução aquosa de uréia 
 
Resposta da questão 12: 
a) - Líquidos puros - I e III 
 - Mais volátil - I (possui menor temperatura de ebulição 
sob determinada pressão) 
b) II e IV - adição de solução não volátil diminui a pressão 
máxima de vapor e aumenta o ponto de ebulição. 
 
Resposta da questão 13: [C] 
[I] solução de glicose 12 22 11(C H O ) 
0,1mo / L 0,1mol de partículas em 1L. 
[II] solução de sulfato de cobre 4(CuSO ) 
2 2
4
0,1mo / L 0,2 mol de partículas em1L
(0,1 mol de Cu e 0,1 mol de SO ).+ −

 
[III] solução de cloreto de potássio (KC ) 
0,2 mo / L 0,4 mol de partículas em 1L
(0,2 mol de K e 0,2 mol de C ).+ −

 
[IV] solução de nitrato de prata 3(AgNO ) 
3
0,5 mo / L 1,0 mol de partículas em1L
(0,5 mol de Ag e 0,5 mol de NO ).+ −

 
Conclusão: 
O ponto de congelação da solução [IV] é o mais baixo de todas as 
soluções dadas, pois possui maior número de partículas em 
relação às outras soluções. 
O ponto de ebulição da solução [I] é o mais baixo de todas as 
soluções dadas, pois possui o menor número de partículas em 
relação às outras soluções. 
A pressão de vapor da solução [II] é mais baixa que a pressão de 
vapor da solução [I], pois a solução [II] possui maior número de 
partículas do que a solução [I]. 
A solução [III] tem ponto de ebulição mais baixo do que o ponto de 
ebulição da solução [IV], pois a solução [III] possui menor número 
de partículas do que a solução [IV]. 
 
Resposta da questão 14: [A] 
Devemos considerar que a intensidade de um efeito coligativo 
observado numa solução depende diretamente do numero de 
partículas dispersas. Assim, vamos calcular esse número para 
todas as soluções. 
Solução A: A glicose não sofre dissociação ou ionização. Assim, 
na solução há 0,6 mol/L de partículas dispersas. 
Solução B: O ácido nítrico é um eletrólito forte, que consideraremos 
100% ionizado. 
3 3
0,1mol/L 0,1 mol/L
HNO (aq) H (aq) NO (aq)+ −→ + 
Apresenta no total, 0,2 mol/L de partículas dispersas. 
 
Solução C: O cloreto de magnésio é um eletrólito, que vamos 
considerar 100 dissociado. 
 
 
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2
2
0,2mol/L 0,4mol/L
MgC (aq) Mg (aq) 2C (aq)+ −→ + 
Apresenta no total, 0,6 mol/L de partículas dispersas. 
Concluímos que as soluções A e C apresentam manifestam os 
efeitos coligativos (abaixamento de temperatura de congelamento, 
de pressão de vapor, pressão osmótica e aumento de ponto de 
ebulição) em mesma intensidade. 
Resposta da questão 15: 
a) De acordo com o gráfico, o composto A é mais volátil, pois 
apresenta maior pressão de vapor. 
 
b) Como a solução B apresenta menor pressão de vapor, 
concluímos que possui maior quantidade de partículas de 
soluto do que a solução A. 
No processo de osmose o solvente migrará do meio de maior 
pressão de vapor A, para o meio de menor pressão de vapor B. 
 
Resposta da questão 16: 
a) Cálculo da massa de cloreto de cálcio utilizada na preparação 
da solução I: 
A solução I tem 500 mL de volume e concentração de 0,1 mol.L–1. 
1000 mL (solução) 20,1 mol (CaC )
500 mL (solução)
2
2
2
CaC
CaC
CaC
n
n 0,05 mol
m 0,05 111 5,55 g
=
=  =
 
b) Teremos: 
Solução I (500 mL de solução de cloreto de cálcio 0,1 mol.L–1) 
2
2
0,15 mol de partículas
CaC Ca 2C
0,05 mol 0,05 mol 2 0,05 mol
+ −→ +
 
Solução II (500 mL de solução de glicose 0,2 mol.L–1) 
1000 mL (solução) 0,2 mol (glicose)
500 mL (solução) gli cos e
gli cos e
n
n 0,10 mol=
 
6 12 6 1 6 12 6
0,10 mol de partículas
(C H O ) 1 C H O
0,10 mol 0,10 mol
→
 
Conclusão: a solução II é mais concentrada do que a solução 
I. 
 
Como a solução II é mais concentrada do que a água, sua curva 
aparece logo abaixo da curva da água. Já a solução I é mais 
concentrada do que a solução I, por isso sua curva aparece abaixo 
da curva II. 
 
. 
Resposta da questão 17: 
a) 1,6 L 
b) As células do sangue tem maior pressão osmótica, por isso 
receberão água da solução injetada. a células inchará devido 
a entrada de solvente. 
 
Resposta da questão 18: [D] 
A injeção de água destilada no sangue provoca a elevação da 
pressão de vapor do solvente, ou seja, da água e 
consequentemente uma absorção excessiva deste composto 
pelas hemácias, provocando um inchaço e, consequentemente, a 
morte das hemácias. 
 
Resposta da questão 19: [A] 
2 ( )
2 ( )
Líquido A : 0,01M 2 0,02 mol / L
Líquido B : H O
Líquido C : 0,01M 1 0,01 mol / L
Líquido D : H O
 =
 =
 
Os líquidos B e D não irão sofrer abaixamento na sua pressão de 
vapor, pois o volume não influenciana pressão de vapor. Assim 
teremos: 
D B C AP P P P=   
 
Resposta da questão 20: [A] 
Assumindo que os dois compostos têm 100% de solubilidade em 
água, o KC pode produzir a mesma diminuição de temperatura 
que o NaC , pois apresenta o mesmo número de mols de 
partículas (dissolução iônica) e consequentemente o mesmo efeito 
crioscópico. 
NaC Na C
(2 mols de partículas)
KC K C
(2 mols de partículas)
+ −
+ −
→ +
→ +
 
 
 
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Resposta da questão 21: [C] 
Resposta da questão 22: [A] 
Nestes exemplos de transferência de solvente de um 
recipiente para o outro o fenômeno envolvido é 
tonoscopico ou tonoscopia, porém neste caso ocorre 
um fenômeno análogo a osmose. Desta forma a 
melhor resposta seria tonoscopia e o aluno poderia 
fazer referência que ocorre um fenômeno análogo a 
osmose. 
 
isso se deve a uma diferença da pressão de vapor, é 
um fenômeno de tonoscopia. É semelhante a osmose, 
mas não existe uma membrana semipermeável, por 
isso é tonoscopia! 
 
a passagem de solvente do copo com água, para o 
copo que contém água com sal ocorre devido a 
diferença na pressão de vapor. Observe a figura que 
consta na nossa apostila. leia a explicação da figura. 
 
Resposta da questão 23: [C] 
Resposta da questão 24: [E] 
Quanto maior o número de partículas na solição, maior 
será a pressão osmótica () dessa solução. 
Assim temos: 
Solução 01: 
+ −→ +(aq) (aq) (aq)
0,01 mol/L 0,01mol/L 0,01 mol/L
HCl H Cl 
Total de íons na solução: 0,02 mol/L 
Solução 02: 
Considerando que o ácido fraco se ioniza 5%, teremos que a 
quantidade de ácido que se ionizou foi: 5% de 0,01 mol/L que 
corresponde a 0,01 mol/L x 5.10-2 = 5.10-4 mol/L 
+ −
− − −
⎯⎯→ +⎯⎯

3 (aq) (aq) 3 (aq)
4 4 4
H CCOOH H H CCOO
0,01mol / L 0 0 (início)
5,0.10 mol / L 5,0.10 mol / L 5,0.10 mol / L (reage e forma)
0,01mol / L − −4 4 5,0.10 mol / L 5,0.10 mol / L (equilíbrio)
 
No equilíbrio a molaridade tota de partículas na 
solução é igual a: 0,01 mol/L + 5.10-4 mol/L + 5.10-4 mol/L ≈ 
0,01mol/L 
Este conteúdo aqui utilizado será estudado no módulo de equilíbrio 
químico. 
Solução 03: 
→12 22 11(s) 12 22 11(aq)
0,01 mol/L
C H O C H O 
Solução 04: 
+ −→ +22(aq) (aq) (aq)
0,01 mol/L 0,01mol/L 0,02mol/L
MgCl Mg 2Cl 
Total de íons na solução:0,01 mol/L + 0,02 mol/L = 0,03 mol/L 
Quanto maior a concentração em mol/L de partículas na solução, 
maior será a pressão osmótica da solução. 
Assim temos a seguinte ordem de pressão osmótica para as 
soluções: 
3<2<1<4 
Resposta da questão 25: 07 
Resposta da questão 26: [E] 
Resposta da questão 27: [D] 
Resposta da questão 28: [D] 
Resposta da questão 29: [D] 
 
Resposta da questão 30: [D] 
3
2
3
2
M R T i
M concentração molar
m 100 10
M 1,22 10 mol / L
MM V 164 50 10
1,22 10 0,082 (273 50) 3
 0,969 atm
−
−
−
−
 =   
=

= = = 
  
 =    + 
 =
 
 
Resposta da questão 31: [E] 
Quanto maior o número de partículas presente na solução, maior 
sua temperatura de ebulição, ou efeito coligativo. 
 
Resposta da questão 32: 
 a) A pressão osmótica é maior quando o número de partículas na 
solução é maior. 
Número de partículas na solução de glicose em um litro: 0,30 mol. 
Número de partículas na solução de NaC em um litro: 0,30 
mol. 
Número de partículas na solução de K2Cr2O7 em um litro: 0,30 mol. 
Como o número de partículas é o mesmo a pressão osmótica 
dessas soluções é igual. 
b) Sim. Porque a pressão de vapor dessas soluções é menor do 
que a da água pura. 
 
Resposta da questão 33: 
a) 
Solução 01: 
+ −→ +2 24(aq) (aq) 4 (aq)
0,2 mol/L 0,2mol/L 0,2mol/L
MgSO Mg SO 
Total de íons = 0,2 mol/L + 0,2 mol/L = 0,4 mol/L. 
Solução 02: 
+ −→ + 22 4(aq) (aq) 4 (aq)
0,2mol/L0,1 mol/L 0,1mol/L
K SO 2K SO 
Total de íons = 0,2 mol/L + 0,1 mol/L = 0,3 mol/L 
Solução 03: 
+ −→ +3 22 4 3(aq) (aq) 4 (aq)
0,1 mol/L 0,2mol/L 0,3mol/L
Al (SO ) 2Al 3SO 
Total de íons = 0,2 mol/L + 0,3 mol/L = 0,5 mol/L 
Solução 04: 
 
 
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+ −→ +2 24(aq) (aq) 4 (aq)
0,1 mol/L 0,1mol/L 0,1mol/L
ZnSO Zn SO 
Total de íons = 0,1 mol/L + 0,1 mol/L = 0,2 mol/L. 
Quanto maior a concentração em mol/L de partículas na solução, 
maior será a pressão osmótica da solução. 
Assim temos a seguinte ordem de pressão osmótica para as 
soluções: IV < II < I < III 
b) V = 3,0 L; n1 = 0,1 mol; K2SO4 = 174 g/mol 
1,0 mol ------ 174 g 
0,1 mol------- X 
X = 17,4 g 
 
17,4 g ------ 3,0L 
X g------- 1,0 L 
X = 5,8 g 
C = 5,8 g/L 
 
Resposta da questão 34: [C] 
Soluções isotônicas apresentam a pressão osmótica próxima a do 
sangue, por isso podem ser utilizadas para reposição de eletrólitos 
perdidos pelo corpo. 
O item A não está correto, pois se o soro fisiológico tivesse a 
mesma concentração molar do sangue em relação ao NaC, o soro 
teria o dobro da concentração molar do sangue em relação aos 
íons, pois o NaC se dissocia totalmente em Na+ e C−, ou seja, o 
fator de Van’t Hoff (i) é igual a 2. Como o NaC é um composto 
iônico, temos que considerar molaridade total dos íons! 
 
Resposta da questão 35: [D] 
O solvente migra do meio menos concentrado (maior pressão de 
vapor) para o meio mais concentrado (menor pressão de vapor). 
vapor do copo 1 vapor do copo 2
água solução
pura 0,3 mol /L
p p
 
 
Conclusão: com o decorrer do tempo, o volume do copo 1 diminui 
e o do copo 2 aumenta. 
 
 
 
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MÓDULO 05 
TERMOQUIMICA 
1. Natureza da Energia e Tipos de Energia 
 
"Energia" é um termo muito usado, que representa um conceito abstrato. Por exemplo, quando nos 
sentimos cansados, podemos dizer que não temos energia; por outro lado, ouvimos falar da necessidade 
de encontrarem alternativas para os recursos energéticos não renováveis. Ao contrário da matéria, a 
energia é reconhecida por seus efeitos, e não podemos vê-Ia, tocá-la, cheirá-la ou pesá-la. 
A energia normalmente é definida como a capacidade de realizar trabalho. Definimos trabalho como 
"força X distância", entretanto, veremos, em breve, que há outros tipos de trabalho. Todas as formas de 
energia são capazes de gerar trabalho (isto é, de exercer uma força ao longo de uma distância), mas nem 
todas são igualmente relevantes para a química. A energia das marés, por exemplo, pode ser controlada 
para produzir trabalho útil, porém, a relação entre as marés e a química é pequena. Os químicos definem 
trabalho corro a variação de energia diretamente resultante de um processo. A energia cinética - energia 
produzida por um objeto em movimento - é uma forma de energia com interesse especial para os 
químicos. Outras formas são energia radiante, energia térmica, energia química e energia potencial. 
A energia radiante, ou energia solar, provém do Sol e é a fonte de energia primária da Terra. A 
energia solar aquece a atmosfera e a superfície da Terra. estimula o crescimento da vegetação pelo 
processo conhecido como fotossíntese e influencia os padrões climáticos globais. 
Energia térmica é a energia associada ao provimento randômico dos átomos e das moléculas. Em 
geral, pode ser calculada a partir de medidas de temperatura. Quanto mais intenso for o movimento dos 
átomos e das moléculas em uma amostra de matéria mais quente essa se tornará e maior será sua 
energia térmica. Contudo, precisamos fazer uma distinção cuidadosa entre energiatérmica e temperatura. 
Uma xícara de café a 70°C está a uma temperatura mais elevada que uma banheira cheia de água quente 
a X10°C, mas há muito mais energia térmica armazenada na água da banheira porque o seu volume e a 
sua massa são muito maiores que os do café, e, consequentemente, se há mais moléculas de água, 
maior é o movimento molecular. 
Energia química é uma forma de energia ar-mazenzada dentro das unidades estruturais das 
substâncias químicas; sua quantidade é determinada pelo tipo e arranjo dos átomos na substância 
considerada. Quando as substâncias participam de reações químicas, a energia química é liberada, 
armazenada ou convertida em outras formas de energia. 
Energia potencial é a energia disponível couro consequência da posição de um objeto. Por 
exemplo, por causa da sua altitude, uma rocha no alto de um penhasco tem maior energia potencial e 
deve provocar maior impacto ao cair dentro da água do que uma rocha semelhante colocada no meio do 
penhasco. A energia química pode ser considerada uma forma de energia potencial porque está 
associada às posições relativas e aos arranjos dos átomos que compõem uma dada substância. 
Todas as formas de energia podem ser interconvertidas (pelo menos, em princípio). Sentimo-nos 
quentes quando estamos expostos ao Sol, pois a energia solar radiante se transforma em energia térmica 
na nossa pele. Quando praticamos exercício físico, a energia química armazenada nos nossos corpos é 
usada para produzir energia cinética. Quando uma bola começa a rolar ladeira abaixo, a sua energia 
potencial é convertida em energia cinética. É possível, sem dúvida. dar muitos outros exemplos. Embora 
a energia possa assumir formas diferentes e interconvertíves, os cientistas chegaram à conclusão de que 
ela não pode ser destruída nem criada. Quando uma forma de energia desaparece, outra (de igual 
grandeza) deve aparecer, e vice-versa. Esse princípio é conhecido como a lei da conservação da energia: 
a quantidade total de energia no universo é sempre constante. 
 
 
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À medida que a água passa pela barragem. 
 
 
À sua energia potencial é convertida em energia cinética. 
Essa energia é usada para gerar eletricidade e denomina-se energia hidroelétrica. 
 
2. Variações de Energia em Reações Químicas 
 
As variações de energia que ocorrem durante as reações químicas frequentemente, apresentam tanto 
interesse prático quanto as relações de massa discutidas no Capítulo 3. Por exemplo, na vida cotidiana, 
a importância da realização de reações de combustão a partir do gás natural e do petróleo deve-se em 
maior parte à liberação de energia térmica do que à formação dos produtos água e dióxido de carbono. 
Quase todas as reações químicas absorvem ou produzem (liberam) energia, geralmente na forma 
de calor. É importante compreender a distinção entre energia térmica e calor. Calor é a transferência de 
energia térmica entre dois corpos que estão a temperaturas diferentes. Falamos muitas vezes em "fluxo 
de calor" de um objeto quente para um objeto frio. Embora o termo "calor" implique transferência de 
energia, costumamos falar em "calor absorvido" ou "calor liberado" quando descrevemos variações de 
energia que ocorrem em um processo. A área de estudo das variações de calor que ocorrera nas reações 
químicas chama-se termo química. 
Para analisarmos as variações de energia associadas às reações químicas, temos primeiro de 
definir o sistema, ou seja, a parte específica do universo que nos interessa. Para os químicos, um sistema 
geralmente inclui substâncias envolvidas em transformações químicas e físicas. Por exemplo. em um 
experimento de neutralização ácidobase, o sistema pode ser um béquer contendo 50 mL de HCl ao qual 
se adicionaram 50 mL de NaOH. O restante do universo fora do sistema designa-se vizinhança. 
Há três tipos de sistemas. Um sistema aberto pode trocar massa e energia, geralmente na forma de 
calor, com a vizinhança. Por exemplo, um sistema aberto pode consistir em certa quantidade de água 
dentro de um recipiente aberto, como mostrado na Figura 1(a). Se fecharmos o frasco, como na Figura 
1(b), de modo que o vapor d'água não possa escapar do recipiente nem condensar-se dentro dele, 
criamos um sistema fechado que permite transferência de energia (calor), mas não de massa. Se colocar-
mos água em um recipiente totalmente isolado, construímos um sistema isolado que não permite 
transferência de massa nem de energia, como mostrado na Figura 1(c). 
A combustão do gás hidrogênio em oxigênio é uma das muitas reações químicas que liberam 
quantidades consideráveis de energia: 
 
+ → +2 2 22H (g) O (g) 2H O(l) energia 
 
 
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Nesse caso, a mistura reacional (moléculas de hidrogênio; oxigênio e água) é chamada de sistema 
e o restante do universo, de vizinhança. Uma vez que a energia não pode ser criada nem destruída, 
qualquer energia perdida pelo sistema deve ser adquirida pela vizinhança. Então, o calor produzido no 
processo de combustão é transferido do sistema para a vizinhança. Essa reação é um exemplo de 
processo exotérmico, que é qualquer processo que libera calor, isto é, transfere energia térmica para o 
meio exterior. 
Considere, agora, outra reação, a decomposição do óxido de mercúrio(II) (HgO) em temperaturas 
elevadas: 
 
energia + 2HgO(s) → 2Hg(l) + O2(g) 
 
 
Três sistemas constituídos por água dentro de um frasco: (a) um sistema aberto que permite 
transferência de massa e de energia com a vizinhança; (b) um sistema fechado que permite 
transferência de energia, mas não de massa; e (c) um sistema isolado que não permite transferência de 
massa nem de energia (aqui o frasco está envolvido por uma câmara de vácuo). 
 
O desastre do Hindenburg. O Hindenburg, um dirigível alemão preenchido com hidrogênio, foi destruído 
por um incêndio de grandes proporções em Lakehurst, Nova Jersey, em 1937. 
 
Essa reação é um exemplo de processo endotérmico, no qual calor tem de ser fornecido ao sistema (isto 
é, ao HgO) pela sua vizinhança. 
Nas reações exotérmicas, a energia total dos produtos é menor do que a energia total dos reagentes. 
Essa diferença corresponde ao calor fornecido pelo sistema à vizinhança. Acontece exatamente o 
contrário para as reações endotérmicas. Nesse caso, a diferença de energia entre os produtos e os 
 
 
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reagentes é igual ao calor fornecido ao sistema pela vizinhança. 
• Endotérmico: absorve calor da vizinhança. 
• Exotérmico: transfere calor para a vizinhança. 
• Uma reação endotérmica mostra-se fria. 
 
• exemplo de uma reação endotérmica: 
• 2 NH4SCN(s) + Ba(OH)2.8H2O(s) → Ba(SCN)2(aq) + 2 NH3(aq) + 10 H2O(l) 
• 6CO2 + 6H2O + energia solar→C6H12O6 + 6O2 
• Uma reação exotérmica mostra-se quente. 
 
• exemplo de uma reação exotérmica: 
• 2Al(s) + Fe2O3(s) → Al2O3(s) + 2 Fe(l). 
• CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) + calor 
 
3. Entalpia de Reações 
 
A maior parte das reações consiste em processos que ocorrem a pressão constante; nesses casos, 
podemos igualar a troca de calor à variação da entalpia. Para qualquer reação do tipo 
 
reagentes → produtos 
 
definimos a variação de entalpia, denominada entalpia de reação,  H, como a diferença entre as 
entalpias dos produtos e às entalpias dos reagentes: 
 
 H = H(produtos) - H(reagentes) (9) 
 
A entalpia de reação pode ser positiva ou negativa, dependendo do processo. Para um processo 
endotérmico(em que ocorre absorção de calor peló sistema a partir da vizinhança),  H é positivo (isto 
é,  H > 0). Para um processo exotérmico (em que ocorre liberação de calor pelo sistema para a 
vizinhança),  H é negativo (isto é,  H < 0). 
Por analogia, a variação da entalpia pode ser analisada da mesma forma que a variação de saldo 
no extrato de uma conta bancária. Suponha que o saldo inicial seja R$ 100. Depois de uma transação 
(depósito ou saque), a variação do saldo bancário, AX, é dada por 
 
 X = Xfinal – Xinicial 
 
em que X representa o saldo bancário. Se for efetuado um depósito de R$ 80 na conta, então  X = R$ 
180 - R$ 100 = R$ 80. Esse exemplo corresponde ao que ocorre no caso de uma reação endotérmica. 
(O saldo aumenta e a entalpia do sistema, também.) 
No entanto, um saque de R$ 60 significa  X = R$ 40 - R$ 100 = -R$ 60. 0 sinal negativo de AX indica 
que o saldo diminuiu. Analogamente, um valor negativo de  H reflete uma diminuição na entalpia do 
sistema, como consequência de um processo exotérmico. A diferença entre essa analogia e a Equação 
(9) é que, enquanto o saldo bancário exato é sempre conhecido, não há como saber os valores das 
entalpias de cada produto e de cada reagente. Na prática, apenas a diferença entre esses valores pode 
ser medida. 
 
 
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Apliquemos agora a ideia de variações de entalpia a dois processos comuns, o primeiro envolvendo 
uma transformação física e o segundo, uma transformação química. 
 
• Quando H é positivo, o sistema ganha calor da 
vizinhança. 
• Quando H é negativo, o sistema libera calor para a 
vizinhança. 
 
 
3.1. Equações Termoquímicas 
 
A 0°C e à pressão de 1 atm, o gelo se funde, gerando água no estado líquido. Medidas experimentais, 
mostram que, nessas condições, para cada mol de gelo convertido em água líquida, o sistema (gelo) 
absorve 6,01 quilojoules (kJ) de energia térmica. Sendo a pressão constante, o calor transferido é igual à 
variação de entalpia,  H. Além disso, trata-se de um processo endotérmico, conforme é esperado para 
uma transformação que envolve absorção de energia como é a fusão do gelo [Figura 5(a)]. 
Consequentemente, o valor de  H tem sinal positivo. A equação para essa transformação física é 
 
H2O(s) → H2O(l)  H = 6,01 kJ/mol 
 
O aparecimento de "por mol" na unidade de  H significa que se trata de uma variação de entalpia por 
mol de reação (ou de processo), tal conto está escrito, isto é, para a conversão de 1 mol de gelo em 1 
mol de água no estado líquido. 
Um outro exemplo é a combustão do metano (CH4), o componente principal do gás natural: 
 
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)  H = -890,4 kJ/mol 
 
De acordo com nossa experiência sabemos que a combustão do gás natural libera calor para a 
vizinhança, sendo assim é um processo exotérmico. Sob pressão constante esse calor transferido é igual 
à variação de entalpia e  H deve ter sinal negativo [(Figura 5(b)]. Mais uma vez, a unidade "por mol" de 
reação para  H significa que quando 1 mol de CH4 reage com 2 mol de O2 para gerar 1 mol de CO2, e 2 
mol de H2O líquida, são liberados 890,4 kJ de calor para a vizinhança. 
As equações para a fusão do gelo e para a combustão do metano são exemplos de equações 
terrnoquímnicas, que mostram as variações da entalpia assim como as 
 
 
 
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Figura 5 - (a) A fusão de 1 mol de gelo a 0°C (processo endotérmico) resulta em um aumento de 6,01 kJ 
na entalpia do sistema. (b) A combustão de 1 mol de metano em oxigênio gasoso (processo exotérmico) 
resulta em uma diminuição de 890,4 kJ na entalpia do sistema. 
 
relações de massa. É essencial apresentar uma equação já balanceada ao citara variação da entalpia de 
uma reação. Os pontos que se seguem são úteis para escrever e interpretar equações termoquímicas: 
 
1. Ao escrevermos equações termoquímicas, devemos sempre especificar os estados físicos de todos 
os reagentes e produtos, porque esses ajudam a determinar as variações reais da entalpia. Por 
exemplo, na equação da combustão do metano, se indicarmos o vapor d'água em vez de água líquida 
como um dos produtos, 
 
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)  H = -802,4 kJ/mol 
 
a variação da entalpia será igual a -802,4 kJ em vez de -890,4 kJ, pois são necessários 88.0 kJ para 
converter 2 mols de água líquida em vapor d'água, isto é, 
 
2H2O(l) → 2H2O(g)  H = 88,0 kJ/mol 
 
2. Se multiplicarmos os membros de ambos os lados de uma equação termoquímica por um fator n, 
então o valor de  H também deve variar de acordo com o mesmo fator. Assim, para a fusão do gelo, 
se n = 2, temos 
 
2H2O(s) → 2H2O(l)  H = 2(6,01 kJ/mol) = 12,0 kJ/mol 
3. Quando invertemos uma equação, mudamos os papéis dos reagentes e dos produtos. Como 
consequência, o valor de  H para a equação permanece o mesmo, mas o seu sinal muda. Por 
exemplo, se uma reação consome energia térmica da vizinhança (é endotérmica), então a reação 
inversa deve liberar energia térmica de volta para a vizinhança (isto é, deve ser exotérmica) e a 
expressão da variação da entalpia deve também mudar de sinal. Dessa forma, invertendo os 
processos da fusão do gelo e da combustão do metano, temos as seguintes equações termoquímicas 
 
H2O(1) → H2O(s)  H = -6,01 kJ/mol 
CO2(g) + 2H2O(l) → CH4(g) + 2O2(g)  H = 890,4 kJ/mol 
 
 
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e um processo que era endotérmico passa a ser exotérmico e vice-versa. 
 
EXEMPLO 1 
Dada a equação termoquímica 
 
SO2(g) + 
1
2
O2(g) → SO3(g)  H = -99,1 kJ/mol 
 
calcule o calor liberado quando 74,6 g de SO2 (massa molar = 64,07 g/mol) se convertem em SO3. 
Estratégia A equação termoquímica mostra que para cada mol de SO2 queimado são liberados 99,1 kJ 
de calor (observe o sinal negativo). Por conseguinte, o fator de conversão é 
 
2
99,1kJ
1molSO
−
 
 
Quantos mols de SO2 existem em 74,6 g de SO2? Qual é o fator de conversão entre gramas e mols? 
 
Solução 
 
Precisamos calcular, em primeiro lugar, o número de mols de SO2 contidos em 74,6 g do composto e 
determinar, então, quantos quilojoules são produzidos pela reação exotérmica. A sequência de 
conversões é a seguinte: 
 
gramas de SO2 → mols de SO2 → quilojoules de calor gerado 
 
Consequentemente, o calor produzido é dado por 
 
274,6gSO
21molSO
x
264,07 gSO 2
99,1kJ
x
1molSO
−
115kJ= − 
 
 
Verificação Uma vez que 74,6 g é maior que a massa molar do SO2, espera-se que o calor liberado seja 
maior que -99,1 kJ. O sinal negativo indica que essa reação é exotérmica. 
 
3.2. Reação Exotérmica 
É aquela que produz ou libera calor. 
Em uma reação exotérmica, o calor flui do sistema para o meio ambiente. 
 
Reagentes ⎯⎯⎯ →⎯ calor libera produtos + calor 
 Hr (maior) Hp (menor) 
H = Hp – Hr 
Hp < Hr 
H < 0 
 
O sinal negativo no H indica que a reação é exotérmica, portanto libera calor. 
 
 
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Ex.: H2(g) + 
2
1
O2(g) → H2O(l) H = – 68,3Kcal 
H2(g) + 
2
1
O2(g) → H2O(l) + 68,3 Kcal 
H2(g) + 
2
1
O2(g) – 68,3 Kcal → H2O(l) 
 
3.2.1. Gráfico de uma reação exotérmica 
 
Ex.: H2(g) + 
2
1
O2(g) → H2O(l) H = – 68,3 Kcal/mol 
 
H = Hp – Hr 
Hp < Hr 
H < 0 
Reação exotérmica. 
 
3.3. Reação Endotérmica 
É aquela que absorve calor. 
Em uma reação endotérmica, ocalor flui do meio ambiente para o sistema. 
 
Reagentes produtos – calor 
Hr (menor) Hp(maior) 
H = Hp – Hr 
Hp > Hr 
H > 0 
 
O sinal positivo no H indica que a reação é endotérmica, portanto absorve calor: 
 
Ex.: N2(g) + O2(g) → 2NO(g) H = + 43Kcal 
N2(g) + O2(g) → 2NO(g) – 43 Kcal 
N2(g) + O2(g) + 43 Kcal → 2NO(g) 
 
3.3.1. Gráfico de uma reação endotérmica 
 
Ex.: H2O(l) → H2(g) + 
2
1
O2(g) H = + 68,3 Kcal/mol 
⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯
calor absorve

 
 
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H = Hp = Hr 
Hp > Hr 
H > O 
Reação endotérmica 
 
4. Fatores que influenciam o valor de H 
 
4.1. Quantidade de reagentes e produtos 
Ex.: 2H2(g) + 1O2(g) → 2H2O(i) H = - 571,6 KJ 
 Multiplicando a equação por 2: 
 
 4H2(g) + 2O2(g) → 4H2O(l) H = – 1143,2 KJ 
 Dividindo a equação inicial por 2: 
 
 H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) H = – 285,8 KJ 
 
 
Conclusão: 
Se a equação for multiplicado ou dividido por um número, o mesmo acontecerá com a quantidade 
de calor. 
 
 
4.2. Influências do estado físico de reagentes e produtos 
A mudança no estado físico de um ou mais participantes da reação pode alterar o valor de H, 
como veremos no exemplo a 25ºC e 1 atm. 
 
 
 
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H2(g) + ½ O2(g) → H2O(V) H1 = – 58,12 kcal/mol 
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) H2 = – 68,56 kcal/mol 
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(s) H3 = – 70,00 kcal/mol 
 
 
 
 
• H2O(l) → H2O(v) H° = +44,00 kJ.mol-1 
• H2O(s) → H2O(l) H° = +6,01 kJ.mol-1 
• H2O(s) → H2O(v) H° = +50,01 kJ.mol-1 
 
 
4.3. Influência da alotropia (estado alotrópico) 
Alotropia: É o fenômeno em que um mesmo elemento químico forma substâncias simples 
diferentes. 
Elemento Alótropos 
Carbono 
Grafite* 
Diamante 
Fulerenos 
Nanotubos 
Grafenos 
Oxigênio 
Oxigênio (O2)* 
Ozônio (O3) 
Fósforo 
Vermelho * 
Branco 
Enxofre 
Rômbico* 
Monoclínico 
* Alótropo mais estável, portanto de menor entalpia 
 
Observe a estrutura espacial dos três alótropos do carbono: 
 
 
 
GRAFITE DIAMANTE FULERENO 
 
 
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Ex.; C(grafite) + O2(g) → CO2(g) H1 = – 94,0 Kcal 
 C(diamante) + O2(g) → CO2(g) H2 = – 94,5 Kcal 
 
4.4. Influência da temperatura na qual a reação ocorre 
Mudanças na temperatura influenciam o grau de agitação das 
moléculas, ou seja, seu conteúdo de energia (entalpia). 
Ex. 1: 
H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(g) H = – 57,78 Kcal (18ºC) 
H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(g) H = – 57,79 kcal (25ºC) 
 
Ex. 2: 
1Fe2O3(s) + 3H2(g) → 2Fe(s) + 3H2O(l) H = – 35,1 Kcal (25ºC) 
1Fe2O3(s) + 3H2(g) → 2Fe(s) + 3H2O(l) H = – 29,7 KJ (85ºC) 
 
 
4.5. Influenciam da dissolução 
Quando uma substância é dissolvida em uma solvente, essa dissolução é acompanhada de uma 
variação no conteúdo energético. O fenômeno pode ser endotérmico ou exotérmico. À medida que se 
aumenta a quantidade de solvente (água), o calor liberado ou absorvido tende a se tornar constante, ou 
seja, o H correspondente recebe o nome de entalpia ou calor de solução ou entalpia ou calor de 
dissolução. 
A dissolução de uma substância em um solvente qualquer é acompanhada de liberação ou 
absorção de energia. Essa energia envolvida na dissolução é somada a energia envolvida na reação. 
 
H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) ∆Ha = - 184,9 kJ 
H2(aq) + Cl2(aq) → 2HCl(aq) ∆Hb = - 335,6 kJ 
 
 
4.6. Influência da pressão 
A influência da pressão sobre o H de reações que envolvem sólidos e líquidos é muito pequena, 
praticamente desprezível. Mesmo em reações que envolvem substâncias no estado gasoso, a influência 
da pressão é pequena, só tendo importância prática em pressões muitíssimo elevadas. Como de um 
modo geral a grande maioria das reações são realizadas sob pressão ambiente, não devemos levar em 
consideração a sua influência sobre o H dessas reações. 
 
5. Entalpia-Padrão de Formação e de Reação 
 
• Se existe mais de um estado para uma substância sob condições padrão, o estado mais estável é 
 
 
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utilizado. 
• A entalpia padrão de formação da forma mais estável de um elemento é zero. 
• H2(g) H=0 C(grafite) H=0 O2(g) H=0 S(rômbico) H=0 
• H2(l) H≠0 C(diamante) H ≠0 O3(g) H ≠0 S(monoclínico) H ≠ 0 
 
Exceção: 
• P(branco) ; menos estável; estado-padrão; H=0 
• P(vermelho); mais estável; H≠0 
 
A Equação (9) nos diz que  H também pode ser calculado se soubermos os valores reais das 
entalpias de todos os reagentes e produtos. Porém, como já foi dito, não existe maneira de medir o valor 
absoluto da entalpia de uma substância, apenas valores relativos a uma referência arbitrária podem ser 
determinados. Esse problema é semelhante ao que os geógrafos encontram quando querem especificar 
as altitudes de determinados vales ou montanhas. Em vez de tentarem inventar uma escala "absoluta" 
de altitude (baseada talvez na distância a partir do centro da Terra?), eles entraram em acordo para que 
todas as alturas e profundidades geográficas sejam expressas em relação ao nível do mar, uma referência 
arbitrária cuja altitude é definida como "zero' metro. Do mesmo modo, os químicos concordaram em 
admitir um ponto de referência arbitrário para a entalpia. 
O ponto de referência equivalente ao "nível do mar" para as expressões de entalpia chama-se 
entalpia padrão deformação (
o
fH ). Diz-se que as substâncias estão no estado-padrão a 1 atm, e daí se 
origina o termo "entalpia-padrão. O sobrescrito indica que a medida foi feita nas condições-padrão (1 
atm), e o subscrito 'f' significa formação. Por convenção, a entalpia-padrão de foração de qualquer 
elemento na sua fornia mais estável é zero. Considere o elemento oxigênio, por exemplo. O oxigênio 
molecular (O2) é mais estável do que sua correspondente forma alotrópica, o ozônio (O3), a 1 atm e 25°C. 
Dessa forma, podemos escrever 
o
fH (O2) = 0, mas 
o
fH (O3)  0. De um modo semelhante, considerando 
as formas alotrópicas do carbono, temos que a grafite é mais estável que o diamante, a 1 atm e 25°C, e 
desse modo 
o
fH (C, grafite) = 0 e 
o
fH (C, diamante)  0. Com base nessa descrição para os elementos, 
podemos agora definir a entalpia-padrão de formação de um composto como a transferência de calor que 
ocorre quando 1 rnol do composto é formado a partir de seus elementos à pressão de 1 atm. A Tabela 
6.4 apresenta uma lista das entalpias -padrão de formação para vários elementos e compostos. Observe 
que embora não haja especificação de temperatura para o estadopadrão, usaremos sempre valores de 
o
fH medidos a 25°C em nossas discussões, uma vez que a maioria do dados da termodinâmica é 
coletada a essa temperatura. 
 
 
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• Exemplos: 
• 2C(grafite) + 3H2(g) + ½ O2(g) → C2H5OH(l) Hf°+ -277,7 kj 
• ½ H2(g) + ½ N2(g) + 3/2 O2(g) → HNO3(l) Hf°+ -173,2 kj 
• ½ H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) Hf°+ -285,9 kj 
 
• Exemplos: (calores de formação endotérmicos) 
• 6C(grafite) + 3H2(g) → C6H6(l) Hf°= +49,0 kj 
• 2C(grafite) + H2(g) → C2H2(g) Hf°= +226,8 kj 
• 2C(grafite) + 2H2(g) → C2H4(g) Hf°= +52,3 kj 
 
• ½ N2(g) + ½ O2(g) → NO(g) Hf°= +90,4 kj 
• ½ N2(g) + O2(g) → NO2(g) Hf°= +33,8 kj 
• N2(g) + ½ O2(g) → N2O(g) Hf°= +81,6 kj 
•N2(g) + 2O2(g) → N2O4(g) Hf°= +9,7 kj 
• N2(g) + 5/2 O2(g) → N2O5(g) Hf°= +11,0 kj 
 
• Exemplos: (calor de formação de substâncias simples) 
• C(grafite) → C(diamantte) Hf° > 0 
• 2/3O2(g) → O3(g) Hf° > 0 
• S(rômbico) → S(monoclínico) Hf° > 0 
 
 
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• (+ estável) (- estável) 
 
• P(branco) → P(vermelho) Hf°< 0 
(- estável) (+ estável) 
 
A importância das entalpias-padrão de formação é que, uma vez conhecidos os seus valores, 
podemos prontamente calcular a entalpia-padrão de reação, 
o
reacH , definida como a entalpia de uma 
reação realizada à pressão de 1 atm. Por exemplo, considere a reação hipotética 
 
aA + bB → cC + dD 
 
em que a, b. c e d são os coeficientes estequiométricos. Para essa reação, 
o
reacH é dado por 
 
( ) ( ) ( ) ( )o o o o oreac f f f fH c H C d H D a H A b H B    =  +  −  +     (17) 
 
Podemos generalizar a Equação (6.17) como: 
 
( ) ( )o o oreac f fH n H produtos n H reagentes =   −   (18) 
 
na qual m e n representam os coeficientes estequiométricos para os reagentes e os produtos e  (sigma) 
significa "o somatório de". Observe que nos cálculos os coeficientes estequiométricos são apenas 
números, desprovidos de unidades. 
O valor de 
o
reacH pode ser calculado por meio da Equação (18), somente se os valores de 
o
fH dos 
compostos que participam na reação forem conhecidos. Existem dois métodos que podem ser aplicados 
para determinar esses valores: o método direto e o método indireto. 
 
5.1. O Método Direto (Calor de Formação das substâncias) 
Esse método de medida de 
o
fH aplica-se a compostos que podem ser prontamente sintetizados a partir 
dos seus elementos. Suponha que queiramos saber qual é a entalpia de formação do dióxido de carbono. 
Devemos medir a entalpia da reação que ocorre entre o carbono (grafite) e o oxigênio molecular, nos 
seus estados-padrão, produzindo dióxido de carbono. também no estado-padrão: 
 
C(grafite) + O2(g) → CO2(g) 
o
reacH = -393,5 kJ/mol 
 
Conforme sabemos, experimentalmente, essa reação se completa. Assim, com base na Equação (6.17), 
podemos escrever 
 
o
reacH = 
o
fH (CO2, g) – [
o
fH (C, grafite) + 
o
fH (O2, g)] 
= -393,5 kJ/mol 
 
Como tanto a grafite como o 02 são formas alotrópicas elementares estáveis, 
o
fH (C, grafite) e 
o
fH (O2,g) 
 
 
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são iguais a zero. Portanto, 
 
o
reacH = 
o
fH (CO2, g) = -393,5 kJ/mol 
ou 
o
fH (CO2, g) = -393,5 kJ/mol 
Note que o fato de considerarmos o valor arbitrário zero para o âHf de cada elemento na sua forma mais 
estável, no estado-padrão, não afeta de modo algum os nossos cálculos. Lembre-se de que em 
termoquímica estamos interessados apenas nas variações de entalpia já que esses valores podem ser 
determinados experimentalmente, ao contrário dos valores absolutos da entalpia. A escolha do zero como 
"nível de referência" do valor de entalpia facilita os cálculos. Referindo-nos novamente à analogia com a 
altitude terrestre, verificamos que a altitude do Monte Evereste é 2.654 m maior do que a do Monte 
McKinley. Essa diferença não é afetada pela decisão de fixar o nível do mar a 0 m ou a 300 m. 
Outros compostos que podem ser estudados pelo método direto são SF6, P4O10 e CS2. As equações 
que representam as suas obtenções são 
 
S(ortorrômbico) + 3F2(g) → SF6(g) 
P4(branco) + 5O2(g) → P4O10(s) 
C(grafite) + 2S(ortorrômbico) → CS2(l) 
 
Observe que S(ortorrômbico) e P(branco) são as formas alotrópicas mais estáveis, respectivamente, dos 
elementos enxofre e fósforo, a 1 atm e 25°C e, portanto, os correspondentes valores de 
o
fH são iguais 
a zero. 
 
5.2. O Método Indireto (Lei de Hess) 
Há muitos compostos que não podem ser sintetizados diretamente a partir dos seus elementos. Em 
alguns casos as reações se processam muito lentamente, em outros, ocorrem reações paralelas que 
produzem substâncias diferentes do composto desejado. Nesses casos, o 
o
fH pode ser determinado por 
uma aproximação indireta baseada na lei de Hess do somatório de calores, ou simplesmente lei de Hess, 
instituída pelo químico suíço Germain Hess. A lei de Hess pode ser enunciada do seguinte modo: quando 
os reagentes são convertidos em produtos, a variação de entalpia é a mesma quer a reação se dê em 
uma única etapa ou em uma série de etapas. Em outras palavras, se conseguirmos quebrar a reação de 
interesse em uma série de reações cujos valores de 
o
reacH possam ser medidos, poderemos calcular o 
valor de 
o
reacH para a reação global. A lei de Hess baseia-se no fato de H ser uma função do estado, e 
assim,  H depende apenas dos estados inicial e final (isto é, apenas da natureza dos reagentes e dos 
produtos). A variação da entalpia será a mesma quer a reação total ocorra em uma única etapa ou em 
muitas etapas. 
 
 
 
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Figura 9 
A variação de entalpia para a formação de 1 mol de CO2 a partir de grafite e 0, pode ser quebrada em 
duas etapas de acordo com a lei de Hess. 
 
A seguir temos uma analogia para a lei de Hess. Suponha que subamos de elevado] do primeiro ao 
sexto andar de um edifício. O ganho na nossa energia potencial gravitacional (que corresponde à variação 
de entalpia para o processo global) é o mesmo se fore mos diretamente para o sexto andar ou se pararmos 
em cada andar durante o nosso percurso de subida (subdividindo o percurso em uma série de etapas). 
Suponha que estejamos interessados na entalpia-padrão de formação do monóxidc de carbono 
(CO). Podemos representar a reação como 
 
C(grafite) + 
1
2
O2(g) → CO(g) 
 
No entanto, a queima da grafite também produz dióxido de carbono (CO2) e por issc não podemos medir 
diretamente a variação de entalpia para o CO com base na reaçãc acima. Em vez disso, podemos 
empregar uma rota indireta baseada na lei de Hess. E possível realizar separadamente, duas reações 
completas, 
(a) C(grafite) + O2(g) → CO2(g) 
o
reacH = -393,5 kJ/mol 
(b) CO(g) + 
1
2
O2(g) → CO2(g) 
o
reacH
 = -283,0 kJ/mol 
Primeiro, invertemos a equação (b) para obter 
(c) CO2(g) → CO(g) + 
1
2
O2(g) 
o
reacH = +283,0 kJ/mol 
Como as equações químicas podem ser adicionadas ou subtraídas da mesma forme que equações 
algébricas, podemos realizar as operações (a) + (c), obtendo 
(a) C(grafite) + O2(g) → CO2(g) 
o
reacH = -393,5 kJ/mol 
(c) CO2(g) → CO(g) + 
1
2
O2(g) 
o
reacH = +283,0 kJ/mol 
_______________________________________________ 
(d) C(grafite) + 
1
2
O2(g) → CO(g) 
o
reacH = -110,5 kJ/mol 
 
 
 
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Portanto 
o
fH (CO) = -110,5 kJ/mol. Retomando, vemos que a reação global é a de formação de CO2 
[Equação (a)], que pode ser quebrada em duas partes [Equações (d e (b)]. A Figura 9 mostra o esquema 
global do nosso procedimento. 
A regra geral para a aplicação da lei de Hess é arranjar uma série de equações quími cas 
(correspondendo a uma série de etapas) de tal forma que, quando somadas, todas a espécies se 
cancelem com exceção dos reagentes e dos produtos que fazem parte d; reação global. Isso significa 
que nos interessam os elementos à esquerda da seta e o com posto desejado à direita da seta. Muitas 
vezes será necessário multiplicar algumas ou to das as equações que representam as etapasindividuais, 
por coeficientes apropriados. 
 
EXEMPLO 2 
Calcule a entalpia-padrão de formação do acetileno (C2H2) a partir dos seus elementos: 
 
2C(grafite) + H2(g) → C2H2(g) 
 
As equações para cada etapa e as correspondentes variações de entalpia são 
(a) C(grafite) + O2(g) → CO2(g) 
o
reacH = -393,5 kJ/mol 
(b) H2(g) + 
1
2
O2(g) → H2O(g) 
o
reacH = -285,8 kJ/mol 
(c) 2C2H2(g) + 5O2(g) → 4CO2(g) + 2H2O(l) 
o
reacH = -2598,8 kJ/mol 
 
Estratégia 
O nosso objetivo nesse caso é calcular a variação de entalpia para a formação de C2H2 a partir dos seus 
elementos C e H. Porém, a reação não ocorre diretamente, por isso devemos recorrer ao método indireto 
usando a informação fornecida pelas Equações (a), (b) e (c). 
 
Solução 
Na síntese de C2H2 são necessários 2 mols de grafite como reagente. Assim, multiplicamos a Equação 
(a) por 2 para obter 
(d) 2C(grafite) + 2O2(g) → 2CO2(g) 
o
reacH = 2(-393.5 kJ/mol) 
= -787,0 kJ/mol 
 
Em seguida, será necessário 1 mol de H, como reagente. que é fornecido pela Equação (b). Por último, 
é preciso produzir 1 mol de C2H2. Na Equação (c) tem-se 2 mols de C2H2 como reagente, então temos de 
inverter a equação e dividi-la por 2: 
(e) 2CO2(g) + H2O(l) → C2H2(g) + 
5
2
O2(g) 
o
reacH = 
1
2
 (2598,8 kJ/mol) 
= 1299.4 kJ/mol 
 
Adicionando as Equações (d), (b) e (e). obtemos 
 
2C(grafite) + 2O2(g) → 2CO2(g) 
o
reacH = -787,0 kJ/mol 
 
 
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H2(g) + 
1
2
O2(g) → H2O(l) 
o
reacH = -285,8 kJ/mol 
2CO2(g) + H2O(l) → C2H2(g) + 
5
2
O2(g) 
o
reacH = 1299,4 kJ/mol 
___________________________________________________________ 
2C(grafite) + H2(g) → C2H2(g) 
o
reacH = 226,6 kJ/mol 
 
 
Portanto, o 
o
fH = 
o
reacH = 226,6 kJ/mol. O valor de 
o
fH indica que quando 1 mol de C2H2 é sintetizado 
a partir de 2 mols de C (grafite) e 1 mol de H2. 226.6 kJ de calor são absorvidos pelo sistema reacional a 
partir da vizinhança. Consequentemente, o processo é endotérmico. 
CS2(l) + 3O2(g) → CO2(g) + 2SO2(g) 
o
reacH = -1073,6 kJ/mol 
 
EXEMPLO 3 
O pentaborano-9, B5H9, é um líquido incolor e muito reativo que pode inflamar-se produzindo uma chama 
ou até mesmo explodir quando exposto ao oxigênio. A reação é 
 
2B5H9(I) + 12O2(g) → 5B2O3(s) + 9H2O(I) 
 
Nos anos 1950, o pentaborano-9 foi considerado um combustível potencial para foguetes uma vez que 
produz grande quantidade de calor por grama. Porém, a ideia foi abandonada porque o B2O3 sólido, que 
se forma na combustão do B5H9, é um abrasivo, que poderia destruir rapidamente o tubo de descarga do 
foguete. Calcule o calor liberado (em quilojoules) quando um grama de composto reage com o oxigênio. 
A entalpia-padrão de formação do B5H9 é 73,2 kJ/mol. 
 
Estratégia 
A entalpia de uma reação é a diferença entre o somatório das entalpias dos produtos e o somatório das 
entalpias dos reagentes. A entalpia de cada espécie (reagente ou produto) é dada pelo produto do 
coeficiente estequiométrico pela entalpia-padrão de formação da espécie. 
 
Solução 
Usando os valores de 
o
fH , podemos escrever 
o
reacH = [5
o
fH (B2O3) + 9
o
fH (H2O)] - [2
o
fH (B5H9) + 12
o
fH (O2)] 
= [5(-1263,6 kJ/mol)+ 9(-285,8 kJ/mol)] - [2(73,2 kJ/mol) + 12(0 kJ/mol)] 
= - 6318,0 kJ – 2572,2 kJ – 146,4 kJ 
= -9036,6 kJ 
Este é o calor lierado na combustão de 2 mols de B5H9 que reagiram. 
 
para converter essa razão em kJ/g B5H9. A massa molar de B5H9 é 63,12 g, então 
 
- 9036,6 kJ -------- 2 mols de B5H9 
 
 
 
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- 9036,6 kJ ---------2 x 63,12g 
X kJ -------------------1g 
 
X= - 71,58 kJ/g B5H9 
 
 
 
6. Calor de Combustão 
 É a energia de envolvida na combustão total de 1,0 mol de um combustível. 
O comburente utilizado geralmente é o gás oxigênio. 
• 1C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l) H = -2.220 kJ.mol-1 
• 1C4H10(g) + 13/2O2(g) → 4CO2(g) + 5H2O(l) H = -2.874 kJ.mol-1 
• 1C5H12(g) + 8 O2(g) → 5CO2(g) + 6H2O(l) H = -3.537 kJ.mol-1 
• 1C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)H = - 1.368 kJ.mol-1 
• 1C(grafite) + O2(g) → CO2(g) H = - 393,5 kJ.mol-1 
• 1H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) H = -286 kJ.mol-1 
 
7. Entalpias de Neutralização 
 É o calor liberado na reação de 1 mol de íons H+(aq) com 1 mol de íons OH-(aq) na formação de 
1 mol de H2O(l); 
 
1 H+(aq) + 1 OH-(aq) → 1 H2O(l) H = -58 kj/mol = -13,8 kcal/mol 
 
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) H = -58 kj/mol 
HBr(aq) + KOH(aq) → KBr(aq) + H2O(l) H = -58 kj/mol 
H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq)→ Na2SO4(aq) + 2 H2O(l) H = -116 kj 
½ H2SO4(aq) + NaOH(aq) → ½Na2SO4(aq) + 1 H2O(l) H = -58 kj/mol 
Quando o ácido ou a base ou ambos são fracos, além da reação de neutralização dos íons H+(aq) 
com os íons OH-(aq) na formação de H2O(l), ocorrem também outras reações como solvatação e hidrólise. 
HCN(aq) + NaOH(aq) → NaCN(aq) + H2O(l) H = -2,8 kcal/mol 
H3CCOOH(aq) + NH4OH(aq) → H3CCOONH4(aq) + H2O(l) H = -12,0 kcal/mol 
 
8. Energia de Ligação 
 
• Energia de ligação: é a energia necessária para romper 1 mol de ligações de uma substância na fase 
gasosa, sob pressão constante. 
• A quebra de uma ligação é sempre um fenômeno endotémico; 
• A formação de uma ligação é sempre um fenômeno exotérmico; 
 
Uma medida da estabilidade de uma molécula é a sua energia de ligação, definida como a variação de 
entalpia necessária para quebrar uma ligação em 1 mol de moléculas no estado gasoso. (As energias de 
ligações em sólidos e líquidos são influenciadas pelas moléculas vizinhas.) Por exemplo a energia de 
ligação determinada experimentalmente para a molécula de hidrogênio, diatômica, é a seguinte: 
 
 
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H2(g) → H(g) + H(g) ∆H° = 436,4 kJ/mol 
 
Essa equação indica-nos que a quebra das ligações covalentes em 1 mol de moléculas de H2 no estado 
gasoso requer a energia de 436,4 kJ/mol. Para a molécula de cloro, que é menos estável, 
 
Cl2(g) → Cl(g) + Cl(g) ∆H° = 242,7 kJ/mol 
 
As energias de ligação também podem ser medidas diretamente para moléculas que contêm elementos 
diferentes, tal como o HCl, 
 
HCI(g) → H(g) + Cl(g) ∆H° = 431,9 kJ/mol 
 
e para moléculas que apresentam ligações duplas e triplas: 
 
O2(g) → O(g) + O(g) ∆H° = 498,7 kJ/mol 
N2(g) → N(g) + N(g) ∆H° = 941,4 kJ/mol 
 
Medir as forças de ligações covalentes em moléculas poliatômicas é mais complicado. Por exemplo, as 
medidas mostram que a energia necessária para quebrar a primeira ligação O–H é diferente daquela 
necessária para quebrar a segunda ligação O—H na molécula de H2O: 
 
H2O(g) → H(g) + OH(g) ∆H° = 502 kJ/mol 
 OH(g) → H(g) + O(g) ∆H°= 427 kJ/mol 
 
Em cada caso, é quebrada uma ligação O – H, mas a primeira etapa é mais endotérmica do que a 
segunda. A diferença entre os dois valores de H° sugere que a segunda ligação O – H sofre influência 
das variações do ambiente químico. 
 
Podemos compreender agora por que as energias das ligações O – H, em duas moléculas diferentes tais 
como o metanol (CH3OH) e a água (H2O) não são iguais: os seus ambientes químicos são diferentes. 
Portanto, para moléculas poliatômicas temos de considerar a energia média de ligação. Por exemplo, 
podemos medir as energias de ligações O – H para de moléculas poliatômicas diferentes e obter a energia 
média da ligação O – H dividindo a soma das energias de ligação por 10. A Tabela 9.2 mostra as energias 
médias de ligação de várias moléculas diatômicas e poliatômicas.Como foi afirmado anteriormente, as 
ligações triplas são mais fortes do que as ligações duplas, as quais, por sua vez, são mais fortes do que 
as ligações simples. 
 
8.1. Utilização de Energias de Ligação em Termoquímica 
Comparando as mudanças termoquímicas que ocorrem durante algumas reações, verificamos a 
ocorrência de uma grande variação de entalpia ao considerar diferentes reações. Por exemplo, a 
combustão do gás hidrogênio na presença de oxigênio gasoso é razoavelmente exotérmica: 
 
1
2 2 22
H (g) O (g) H O(l) H 285,8kJ/mol+ →   = − 
 
 
 
 
 
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Por outro lado, a formação da glicose (C6H12O6) a partir de água e dióxido de carbono, realizada de modo 
eficiente pela fotossíntese, é altamente endotérmica: 
 
6CO2(g) + 6H2O(l) → C6H12O6(s) + 6O2(g) ∆H° = 2801 kJ/mol 
 
Podemos explicar essas variações se considerarmos a estabilidade das moléculas de cada reagente e 
de cada produto. Afinal, a maioria das reações químicas envolve a quebra e a formação de ligações. 
Dessa forma, o conhecimento das energias de ligação e, portanto, da estabilidade das moléculas nos dá 
alguma indicação sobre a natureza termoquímica das reações que as moléculas sofrem. 
 
Em muitos casos, é possível prever a entalpia de reação aproximada, utilizando as energias médias de 
ligação. Como toda quebra de ligação química requer energia e toda formação de ligação química é 
sempre acompanhada de liberação de energia, podemos estimar a entalpia de uma reação contando o 
número total de ligações quebradas e formadas na reação e registrando todas as variações de energia 
correspondentes. A entalpia de reação na fase gasosa é dada por 
 
H EL(reagentes) EL(produtos)
 energia total fornecida energia total liberada
  =  − 
= −
 
 
 
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em que EL representa a energia média de ligação e é o somatório. A Equação (9.1), tal como está escrita, 
 
 
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considera a convenção do sinal para ∆H°. Assim, se a energia total fornecida for maior do que a energia 
total liberada, ∆H° é positivo e a reação é endotérmica. Por outro lado, se a liberação for maior do que a 
absorção de energia, ∆H° é negativo e a reação é exotérmica (Figura 9.6). Se todas as moléculas, dos 
reagentes e dos produtos, forem diatômicas, a Equação (9.1) fornecerá resultados precisos porque as 
energias de ligação de moléculas diatômicas são conhecidas com precisão. Se algumas ou todas as 
moléculas dos reagentes e produtos forem poliatômicas, a Equação (9.1) fornecerá somente resultados 
aproximados, uma vez que as energias de ligação usadas nos cálculos são energias médias. 
 
EXEMPLO 4 
Calcule a variação de entalpia para a combustão do hidrogênio gasoso: 
 
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) 
 
Estratégia: Observe que H2O é uma molécula poliatômica e que precisamos utilizar o valor da energia 
média para a ligação O – H. 
Solução: Construímos a seguinte tabela: 
 
Tipos de ligações 
quebradas 
Número de ligações 
Quebradas 
Energia de ligação 
(Kj/mol) 
Variação de energia 
(kJ/mol) 
H – H (H2) 2 436,4 872,8 
O = O 1 498,7 498,7 
 
Tipos de ligações 
formadas 
Número de ligações 
Formadas 
Energia de ligação 
(Kj/mol) 
Variação de energia 
(kJ/mol) 
O – H (H2O) 4 460 1840 
Em seguida, obtemos a energia total fornecida e a energia total liberada: 
energia total fornecida = 872,8 kJ/mol + 498,7 kJ/mol = 1371,5 kJ/mol 
energia total liberada = 1840 kJ/mol 
Utilizando a Equação (9.1), temos 
 
∆H° = 1371,5 kJ/mol – 1840 kJ/mol = –469 kJ/mol 
 
Esse resultado é apenas uma estimativa, pois a energia da ligação O – H é uma quantidade média. 
Alternativamente, podemos utilizar a Equação (6.18) e os dados do Apêndice 2 para calcular a entalpia 
de reação: 
 
f 2 f 2 f 2H 2 H (H O) [2 H (H ) H (O )]
2( 241,8kJ/mol) 0 0
483,6kJ/mol
    =  −  + 
= − − −
= −
 
 
 
 
 
 
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9. Calorimetria 
 
No laboratório, as trocas de calor em processos físicos e 
químicos são medidas com um calorímetro, um recipiente 
fechado projetado especificamente para esse fim. Como o 
estudo sobre calorimetria, isto é, a medida das trocas de calor, 
depende da compreensão dos conceitos de calor específico e 
capacidade calorífica, vamos começar por considerar essas 
duas grandezas. 
 
 
 
9.1. Calor Específico e Capacidade Calorífica 
O calor específico (c) de uma substância é a quantidade de calor necessária para elevar de um grau 
Celsius a temperatura de um grama da substância. A capacidade calorífica (C) de uma substância é a 
quantidade de calor necessária para elevar de um grau Celsius a temperatura de dada quantidade da 
substância. O calor específico é uma propriedade intensiva enquanto a capacidade calorífica é uma 
propriedade extensiva. A relação que existe entre a capacidade calorífica e o calor específico de uma 
substância é 
 
C = ms 
 
em que m é a massa da substância em gramas. Por exemplo, o calor específico da água é 4,184 J/g . °C 
e a capacidade calorífica de 60,0 g de água é 
 
(60,0 g)(4,184 Jig . °C) = 251 J/°C 
 
Observe que as unidades do calor específico são J/g . °C e da capacidade calorífica, J/°C. A Tabela 2 
mostra os calores específicos de algumas substâncias comuns. 
Se conhecermos o calor específico e a massa de uma substância, a variação da temperatura da 
amostra (  t) nos indicará a quantidade de calor (q) que foi absorvida ou liberada em determinado 
processo. A equação para calcular o calor transferido é a seguinte: 
 
q = ms  t 
q = C  t 
 
em que nt é a massa da amostra e t é a variação de temperatura: 
 
 t = tfinal – tinicial 
 
Os sinais de q seguem a mesma convenção utilizada para a variação de entalpia: q é positivo para 
 
 
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processos endotérmicos e negativo para processos exotérmicos. 
 
EXEMPLO 5 
 
Uma amostra de 466 g de água é aquecida de 8,50°C a 74,60°C. Calcule a quantidade de calor (em 
quilojoules) absorvida pela água. 
 
Estratégia Sabemos qual a quantidade e qual o calor específico da água. Com essa informação e 
considerando o aumento de temperatura, podemos calcular a quantidade de calor absorvida (q). 
 
Solução 
Usando a Equação (6.12), podemos escrever 
 
q = ms  t 
= (466 g)(4,184 J/g . °C)(74,60°C - 8.50°C) 
= 1.29 x 105J x 
1kJ
1000J
 
= 129 kJ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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TERMOQUÍMICA 
Exercícios de Aprendizagem 
 
01. (Ufc ) O besouro bombardeiro ('Brachinus') repele seus 
predadores ao expelir substâncias químicas na forma de um 
"spray químico". Este inseto possui glândulas na 
extremidade do seu abdômen, as quais contêm dois 
compartimentos. Um destes contém uma solução aquosa de 
hidroquinona, C†H„(OH)‚, e peróxido de hidrogênio, H‚O‚, 
e o segundo compartimento contém uma mistura de enzimas. 
Quando ameaçado, o besouro comprime as glândulas, 
provocando a mistura das substâncias contidas nos 
compartimentos, permitindo que se processea seguinte 
reação química exotérmica: 
 
 
 
a) Represente as fórmulas moleculares e empíricas, 
respectivamente, para os reagentes e produtos químicos 
desta reação. 
 
b) Com base nas reações dadas a seguir, calcule a variação 
de entalpia da reação I. 
 
II- C†H„(OH)‚(aq) ë C†H„O‚(aq) + H‚(g); ÐH(II)=177kJ 
III- H‚O(Ø) + 1/2 O‚(g) ë H‚O‚(aq); ÐH(III)=94,6kJ 
IV-H‚(g) + 1/2 O‚(g) ë H‚O(Ø) ; ÐH(IV)=-286kJ 
 
c) Esboce um gráfico para ilustrar o perfil energético da 
reação, destacando a função das enzimas na reação I 
 
02. (Ufc) Dadas as reações: 
I. H‚(g) + CØ‚(g) ë 2HCØ(g) 
II. N‚(g) + 3H‚(g) ë 2NHƒ(g) 
e as energias de ligação: 
 
a) Determine o ÐH para as reações I e II. 
b) Baseado apenas nos valores de ÐH, qual das reações é 
mais favorável. 
 
03. (Unicamp) A hidrazina (H‚N-NH‚) tem sido utilizada 
como combustível em alguns motores de foguete. A reação 
de combustão que ocorre pode ser representada, 
simplificadamente, pela seguinte equação: 
 
 H‚N - NH‚(g) + O‚(g) ë N‚(g) + 2 H‚O(g) 
 
A variação de entalpia dessa reação pode ser estimada a 
partir dos dados de entalpia das ligações químicas 
envolvidas. Para isso, considera-se uma absorção de energia 
quando a ligação é rompida, e uma liberação de energia 
quando a ligação é formada. A tabela abaixo apresenta dados 
de entalpia por mol de ligações rompidas. 
 
 
 
a) Calcule a variação de entalpia para a reação de combustão 
de um mol de hidrazina. 
b) Calcule a entalpia de formação da hidrazina sabendo-se 
que a entalpia de formação da água no estado gasoso é de -
242 kJ mol-1. 
 
04. (Unicamp) A variação de entalpia de uma reação 
na fase gasosa, ÐHr, pode ser obtida indiretamente 
por duas maneiras distintas: 1) pelas diferenças entre 
as entalpias de formação, ÐHf, dos produtos e dos 
reagentes; 2) pela diferença entre as entalpias de 
ligação, ÐHØ, das ligações rompidas e das ligações 
formadas. 
Considerando a reação e as tabelas a seguir: 
 
 
 
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a) Determine o valor de ÐHr. 
b) Calcule a entalpia de formação para o HƒCCØ(g). 
 
05. (Ufc) A quantidade de energia liberada na queima de 
combustíveis é denominada entalpia de combustão. As 
entalpias de combustão de algumas substâncias são dadas na 
tabela I. Para comparar a eficiência da combustão de 
diferentes combustíveis, são necessárias especificações de 
algumas condições. 
 
Substância Entalpia de combustão 
(kj.mol-1) 
Densidade 
(g/mL) 
Hidrogênio, H2 - 286 0,07 (*) 
Metanol, 
CH3OH 
- 726 0,79 
Etanol, 
C2H5OH 
- 1367 0,80 
Octano, C8H18 - 5470 0,70 
(*) calculada com o gás a 0°C 
 
Identifique, dentre as substâncias relacionadas na tabela I, a 
que teria a maior eficiência nas seguintes situações: 
a) aplicações nas quais o uso da menor massa do combustível 
é o mais importante requerimento, por exemplo, nos foguetes 
espaciais. Justifique. 
b) aplicações nas quais o uso do menor volume do 
combustível é o mais importante requerimento, 
por exemplo, nos veículos automotores. Justifique. 
 
06. (Upe) Um dos contaminantes do petróleo e do gás 
natural brutos é o H2S. O gás sulfídrico é originário de 
processos geológicos, baseados em diversos mecanismos 
físico-químicos ou microbiológicos, os quais necessitam de: 
uma fonte de enxofre, por exemplo, íons sulfato; um 
mediador, como as bactérias ou as elevadas temperaturas de 
subsuperfície, e um agente catalisador cuja presença alterará 
a velocidade da reação de oxi-redução da matéria-orgânica. 
Um dos processos tecnológicos para a remoção do H2S no 
petróleo se baseia na sua reação com o oxigênio, conforme 
indicado na equação (I). 
 
( ) ( ) ( ) ( ) ( )2 2 22 H S g O g 2 S s 2 H O l+ → + 
 
No entanto, com base na premissa econômica, é comum o 
lançamento contínuo de baixos teores de H2S diretamente na 
atmosfera, sem tratamento que acabam reagindo na 
atmosfera e retornando ao ambiente sob forma de SO2, 
conforme mostra a equação II, indicada a seguir: 
 
( ) ( ) ( ) ( ) ( )2 3 2 2H S g O g SO g H O II+ → + 
 
Mainier, F. B.; Rocha, A.A. H2S: novas rotas de remoção 
química e recuperação de enxofre. 2º Congresso Brasileiro 
de P&D em Petróleo & Gás (Adaptado) 
 
( ) ( ) ( ) ( )
( ) ( ) ( ) ( )
+ → +
 = −
+ → +
 = +
2 2 2 2
2 2 2
Dados: 
2 H S g 3 O g 2 SO s 2 H O
H 1124 kJ
3 S s 2 H O 2 H S g SO g
H 233 kJ
 
 
A seguir, são apresentadas quatro afirmativas associadas à 
contaminação do petróleo e do gás natural brutos com o H2S. 
 
I. O tipo de processamento dado ao petróleo e ao gás natural 
pode contribuir para a formação da chuva ácida. 
II. A oxidação do H2S com agentes oxidantes, como 
oxigênio, no tratamento do petróleo é um dos principais 
fatores que tem comprometido a existência da camada de 
ozônio. 
III. O sulfato de cálcio (CaSO4) e/ou o sulfato de bário 
(BaSO4), presente(s) em sedimentos marinhos, serve(m) 
como fonte natural de 
2
4SO
−
 para os mecanismos de 
geração de H2S que se misturam ao petróleo. 
IV. Quando 16 kg de enxofre são produzidos, de acordo com 
a equação I, a variação de entalpia para a reação e a 
quantidade de calor produzido no tratamento oxidativo 
do H2S com o oxigênio são, respectivamente, 
5H 530 kJ e 1,3 x 10 kJ. = − 
 
Considerando as informações contidas no texto e o 
conhecimento acerca das temáticas envolvidas, está 
CORRETO apenas o que se afirma em 
a) I e II. 
b) II e III. 
c) III e IV. 
d) I, III e IV. 
e) II, III e IV. 
 
07. (Unifesp) A explosão da nitroglicerina, C3H5(NO3)3, 
explosivo presente na dinamite, ocorre segundo a reação: 
 
( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( )3 5 3 2 2 2 234C H NO 12CO g 10H O g 6N g O g→ + + + 
São fornecidas as seguintes informações: 
 
 
 
 
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Entalpia de formação de CO2 gasoso 
–400 
kJ.mol–1 
Entalpia de formação de H2O gasoso 
–240 
kJ.mol–1 
Entalpia de formação de C3H5(NO3)3 
líquido 
–365 
kJ.mol–1 
Volume molar de gás ideal a 0°C e 1 atm 
de pressão 
22,4 L 
 
Considerando que ocorra a explosão de 1 mol de 
nitroglicerina e que a reação da explosão seja completa, 
calcule: 
a) o volume de gases, medido nas condições normais de 
pressão e temperatura. 
b) a entalpia da reação, expressa em kJ.mol–1. 
 
08. (Ita ) A 25°C e pressão de 1atm, a queima completa 
de um mol de n-hexano produz dióxido de carbono e 
água no ESTADO GASOSO e libera 3883kJ, enquanto 
a queima completa da mesma quantidade de n-
heptano produz as mesmas substâncias no ESTADO 
GASOSO e libera 4498kJ. 
a) Escreva as equações químicas, balanceadas, para 
as reações de combustão em questão. 
b) Utilizando as informações fornecidas no enunciado 
desta questão, faça uma estimativa do valor do calor 
de combustão do n-decano. Deixe claro o raciocínio 
utilizado na estimativa realizada. 
c) Caso a água formada na reação de combustão do 
n-hexano estivesse no ESTADO LÍQUIDO, a 
quantidade de calor liberado seria MAIOR, MENOR 
OU IGUAL a 3883kJ? Por quê? 
 
09. (Fuvest ) Considere os dados da figura 1: 
a) Qual dos alcenos (A ou B) é o mais estável? Justifique. 
Neste caso, considere válido raciocinar com entalpia. A 
desidratação de álcoois, em presença de ácido, pode produzir 
uma mistura de alcenos, em que predomina o mais estável. 
b) A desidratação do álcool da figura 2 , em presença de 
ácido, produz cerca de 90% de um determinado alceno. Qual 
deve ser a fórmula estrutural desse alceno? Justifique. 
 
 
 
10. (Fuvest) O 2-metilbutano pode ser obtido pela 
hidrogenação catalítica, em fase gasosa, de qualquer dos 
seguintes alcenos isoméricos: 
 
2-metil-2-buteno+ H‚ ë 2-metilbutano 
ÐH1 = - 113 kJ/mol 
 
2-metil-1-buteno + H‚ ë 2-metilbutano 
ÐH‚ = - 119 kJ/mol 
 
3-metil-1-buteno + H‚ ë 2-metilbutano 
ÐHƒ = - 127 kJ/mol 
 
a) Complete o esquema da figura com a fórmula estrutural 
de cada um dos alcenos que faltam. Além disso, ao lado de 
cada seta, coloque o respectivo ÐH de hidrogenação. 
b) Represente, em uma única equação e usando fórmulas 
moleculares, as reações de combustão completa dos três 
alcenos isoméricos. 
c) A combustão total de cada um desses alcenos também leva 
a uma variação negativa de entalpia. Essa variação é igual 
para esses três alcenos? Explique. 
 
 
 
TERMOQUÍMICA 
Exercícios de Fixação 
 
01. (Enem 2011) Um dos problemas dos combustíveis que 
contêm carbono é que sua queima produz dióxido de 
carbono. Portanto, uma característica importante, ao se 
 
 
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escolher um combustível, é analisar seu calor de combustão 
o
c( h ) , definido como a energia liberada na queima 
completa de um mol de combustível no estado padrão. O 
quadro seguinte relaciona algumas substâncias que contêm 
carbono e seu ocH . 
 
Substância Fórmula ocH (kJ/mol) 
benzeno 6 6C H ( ) - 3 268 
etanol 2 5C H OH ( ) - 1 368 
glicose 6 12 6C H O (s) - 2 808 
metano 4CH (g) - 890 
octano 8 18C H ( ) - 5 471 
 
 
Neste contexto, qual dos combustíveis, quando queimado 
completamente, libera mais dióxido de carbono no 
ambiente pela mesma quantidade de energia produzida? 
a) Benzeno. 
b) Metano. 
c) Glicose. 
d) Octano. 
e) Etanol. 
 
 
02. (Ufrn) Numa universidade do Nordeste, pesquisadores da 
área de produtos naturais chegaram a uma importante 
descoberta: partindo da fermentação do suco de certa espécie 
de cacto comum na caatinga, obtiveram álcool isopropílico 
(CHƒCHOHCHƒ) a baixo custo. Em princípio, esse álcool 
pode ser convertido em acetona (CHƒCOCHƒ), pelo processo 
abaixo, com rendimento de 90%, nas condições dadas. 
 
 
 
A partir de 30g de isopropanol, a massa de propanona obtida 
e o calor absorvido no processo são, mais aproximadamente: 
DADOS: Massas Molares (g/mol) 
H = 1,0 
C = 12,0 
O = 16,0 
a) 52 g e 3,2 kJ 
b) 29 g e 1,8 kJ 
c) 26 g e 1,6 kJ 
d) 54 g e 3,6 kJ. 
 
 
03. (Fuvest) Os hidrocarbonetos isômeros antraceno e 
fenantreno diferem em suas entalpias (energias). Esta 
diferença de entalpia pode ser calculada, medindo-se o calor 
de combustão total desses compostos em idênticas condições 
de pressão e temperatura. Para o antraceno, há liberação de 
7060 kJ mol-¢ e para o fenantreno, há liberação de 7040 kJ 
mol-¢. 
Sendo assim, para 10 mols de cada composto, a diferença de 
entalpia é igual a 
a) 20 kJ, sendo o antraceno o mais energético. 
b) 20 kJ, sendo o fenantreno o mais energético. 
c) 200 kJ, sendo o antraceno o mais energético. 
d) 200 kJ, sendo o fenantreno o mais energético. 
e) 2000 kJ, sendo o antraceno o mais energético. 
 
4. (Espcex (Aman) 2016) Quantidades enormes de energia 
podem ser armazenadas em ligações químicas e a quantidade 
empírica estimada de energia produzida numa reação pode 
ser calculada a partir das energias de ligação das espécies 
envolvidas. Talvez a ilustração mais próxima deste conceito 
no cotidiano seja a utilização de combustíveis em veículos 
automotivos. No Brasil alguns veículos utilizam como 
combustível o Álcool Etílico Hidratado Combustível, 
conhecido pela sigla AEHC (atualmente denominado 
comercialmente apenas por ETANOL). 
Considerando um veículo movido a AEHC, com um 
tanque de capacidade de 40 L completamente cheio, além 
dos dados de energia de ligação química fornecidos e 
admitindo-se rendimento energético da reação de 100%, 
densidade do AEHC de 30,80 g / cm e que o AEHC é 
composto, em massa, por 96% da substância etanol e 4% 
de água, a quantidade aproximada de calor liberada pela 
combustão completa do combustível deste veículo será de 
 
Dados: massas atômicas: C 12 u ; O 16 u ; H 1u= = = 
 
 
a) 
52,11 10 kJ 
b) 
33,45 10 kJ 
c) 
58,38 10 kJ 
d) 
44,11 10 kJ 
e) 
40,99 10 kJ 
 
05. (Pucmg) Sejam dados os processos abaixo: 
I. Fe(s) ë Fe(Ø) 
II. H‚O(Ø) ë H‚(g) + 1/2 O‚(g) 
 
 
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III. C(s) + O‚(g) ë CO‚(g) 
IV. H‚O(v) ë H‚O(s) 
V. NHƒ(g) ë 1/2 N‚(g) + 3/2 H‚(g) 
 A opção que representa somente fenômenos químicos 
endotérmicos é: 
a) I, II e V 
b) II e V apenas 
c) III e IV apenas 
d) II, III e V 
 
 
TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO: 
Baseado no texto a seguir responda à(s) questão(ões). 
 
Reações conhecidas pelo nome de Termita são 
comumente utilizadas em granadas incendiárias para 
destruição de artefatos, como peças de morteiro, por 
atingir temperaturas altíssimas devido à intensa 
quantidade de calor liberada e por produzir ferro 
metálico na alma das peças, inutilizando-as. Uma 
reação de Termita muito comum envolve a mistura 
entre alumínio metálico e óxido de ferro III, na 
proporção adequada, e gera como produtos o ferro 
metálico e o óxido de alumínio, além de calor, 
conforme mostra a equação da reação: 
 
2 3 2 32 A (s) Fe O (s) 2 Fe (s) A O (s) calor
Reação de Termita
+ → + +
 
 
Dados: 
Massas atômicas: A 27 u; Fe 56 u= = e O 16 u= 
Entalpia Padrão de Formação: 
−
−
− −
= − 
= − 
=  = 
0 1
f 2 3
0 1
f 2 3
0 0 1 0 0 1
f f
H A O 1675,7 kJ mol ;
H Fe O 824,2 kJ mol ;
H A 0 kJ mol ; H Fe 0 kJ mol
Δ
Δ
Δ Δ
 
06. (Espcex (Aman)) Considerando a equação de 
reação de Termita apresentada e os valores de 
entalpia (calor) padrão das substâncias componentes 
da mistura, a variação de entalpia da reação de 
Termita é 
a) 
0
fH 2111,2 kJΔ = + 
b) 
0
fH 1030,7 kJΔ = − 
c) 
0
fH 851,5 kJΔ = − 
d) 
0
fH 332,2 kJΔ = − 
e) 
0
fH 1421,6 kJΔ = − 
 
07. (Uel) No Brasil, são utilizados combustíveis obtidos de 
diferentes fontes. Do petróleo são extraídos, por exemplo, o 
propano, constituinte do gás de botijão, e o n-octano, 
principal constituinte da gasolina. Da cana de açúcar é obtido 
o etanol, empregado como combustível automotor. As 
equações termoquímicas de combustão, não balanceadas, 
dos combustíveis propano, n-octano e etanol são 
respectivamente representadas por: 
CƒHˆ (g) + O‚ (g) ë CO‚ (g) + H‚O (Ø) 
ÐH¡ = - 2.220 kJ/mol 
 
CˆH�ˆ (g) + O‚ (g) ë CO‚ (g) + H‚O (Ø) 
ÐH¡ = - 5.471 kJ/mol 
 
C‚H…OH (Ø) + O‚ (g) ë CO‚ (g) + H‚O (Ø) 
ÐH¡ = - 1.368 kJ/mol 
Com base nas fórmulas dos combustíveis e nas equações, 
considere as afirmativas a seguir. 
I. A soma dos coeficientes estequiométricos da reação de 
combustão do etanol é 8. 
II. 50 g de n-octano libera maior quantidade de energia do 
que 100 g de propano. 
III. O propano e o n-octano são hidrocarbonetos saturados. 
IV. O n-octano é aquele que libera maior quantidade de 
CO‚(g) por mol de combustível. 
Estão corretas apenas as afirmativas: 
a) I e II. 
b) II e III. 
c) III e IV. 
d) I, II e IV. 
e) I, III e IV. 
 
08. (Uerj) As equações químicas a seguir representam 
reações de síntese, realizadas em diferentes condições, para 
a obtenção de uma substância hipotética XY. 
I - X‚ (g) + Y‚ (g) ë 2 XY (Ø) + Q1 
II - X‚ (g) + Y‚(g) ë 2 XY (s) + Q‚ 
III - X‚ (g) + Y‚(g) ë 2 XY (g) + Qƒ 
Considere Q� , Q‚ e Qƒ as quantidades de calor liberadas, 
respectivamente, nas reações I, II e III. A relação entre essas 
quantidades está expressa na seguinte alternativa: 
a) Q� > Q‚ > Qƒ 
b) Q‚ > Q� > Qƒ 
c) Qƒ > Q� > Q‚ 
d) Qƒ > Q‚ > Q� 
 
 
TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO: 
O fosgênio é um gás extremamente venenoso, tendo sido 
usado em combates durante a Primeira GuerraMundial 
 
 
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como agente químico de guerra. É assim chamado porque foi 
primeiro preparado pela ação da luz do sol em uma mistura 
dos gases monóxido de carbono (CO) e cloro 2(C ), 
conforme a equação balanceada da reação descrita a seguir: 
(g) 2(g) 2(g)CO C COC .+ → 
 
 
9. (Espcex (Aman) 2015) Considerando os dados 
termoquímicos empíricos de energia de ligação das espécies, 
a entalpia da reação de síntese do fosgênio é 
 
Dados: 
Energia de Ligação 
 745 kJ / mol 
 1080 kJ / mol 
 328 kJ / mol 
 243 kJ / mol 
 
 
a) 522 kJ+ 
b) 78 kJ− 
c) 300 kJ− 
d) 100 kJ+ 
e) 141 kJ− 
 
10. (Ufc) Dentre as diversas alternativas de uso da energia 
solar, os denominados "aquecimentos solares ativos" 
baseiam-se nos efeitos térmicos originados das reações 
químicas. Por exemplo, a reação reversível de formação do 
sulfato de sódio decahidratado pode ser usada para estocar 
energia solar. Em temperaturas acima de 32,3 °C, o sal 
hidratado absorve calor, liberando moléculas de água, 
formando solução concentrada do sal. Quando a temperatura 
cai abaixo de 32,3 °C, o sal é rehidratado e calor é liberado 
da reação reversa. 
 
Na‚SO„.10H‚O (s) + calor ë Na‚SO„ (aq) + 10H‚O (Ø) 
 
Na‚SO„ (aq) + 10H‚O (Ø) ë Na‚SO„.10H‚O (s) + calor 
 
Assinale a alternativa correta. 
a) A eficiência na troca de calor durante o processo será tanto 
maior quanto menores forem as variações de temperatura 
experimentadas, T‚-T� (T‚ > 32,3 °C > T�). 
b) Em temperaturas acima de 32,3 °C, as ligações químicas 
H-O são quebradas liberando calor. 
c) O calor envolvido nas reações origina-se da quebra das 
ligações Na-S, S-O e da formação das ligações do sal 
hidratado. 
d) O processo reversível descrito é exotérmico em valores de 
temperatura acima de 32,3 °C, tornando-se endotérmico em 
temperaturas abaixo de 32,3 °C. 
e) As variações de calor das reações originam-se da liberação 
ou da absorção de água da rede cristalina do sal. 
 
11. (Ufc) Dentre as diversas utilidades da água líquida, cita-
se sua elevada capacidade de extinguir incêndios, que é 
decorrente, principalmente, do seu elevado calor de 
vaporização (ÐH(vap) = 9,72 kcal/mol, a 100°C). 
Assinale a alternativa correta. 
a) O calor de vaporização de uma substância resulta do 
rompimento das interações intermoleculares do estado 
gasoso. 
b) A evaporação de 18 g de água, a 100°C, libera 9.720 
calorias, acarretando o resfriamento da vizinhança. 
c) A evaporação de 1g de água, a 100°C, pode causar o 
resfriamento da vizinhança, correspondente a 540 calorias. 
d) O elevado calor de vaporização da água resulta do fato de 
ela ocupar maior volume no estado líquido do que no estado 
sólido. 
e) A evaporação de um líquido, por se constituir em um 
fenômeno químico, envolve o rompimento de ligações 
químicas. 
 
12. (Cefet MG 2015) Para diminuir o efeito estufa causado 
pelo 2CO , emitido pela queima de combustíveis 
automotivos, emprega-se um combustível que produza 
menor quantidade de 2CO por kg de combustível 
queimado, considerando-se a quantidade de energia liberada. 
No Brasil, utilizasse principalmente a gasolina (octano) e o 
etanol, cujas entalpias de combustão encontram-se 
relacionadas na tabela seguinte. 
 
Composto o 1cH (kJ mo )
− 
etanol 1370− 
gasolina 5464− 
 
A análise dessas informações permite concluir que a(o) 
__________ libera mais energia por mol de gás carbônico 
produzido, sendo que o valor encontrado é de___________ 
1kJ mo .− 
Os termos que completam, corretamente, as lacunas são 
a) etanol, 685. 
b) etanol, 1370. 
c) gasolina, 683. 
d) gasolina, 685. 
 
 
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e) gasolina, 5464. 
 
13. (Ufla) Com base no conceito de entalpia de formação (H) 
e dado o diagrama de entalpia de formação de H‚O a seguir, 
a alternativa INCORRETA é 
 
 
a) a entalpia de formação de H‚O(s) é 42 kJ. 
b) o processo de formação de 1 mol de H‚O(l) libera 286 kJ 
de energia. 
c) a quantidade de energia envolvida na formação de H‚O(l) 
depende da quantidade de reagente utilizado. 
d) as substâncias simples H‚(g) e O‚(g) no estado padrão 
possuem entalpia igual a zero. 
e) o calor liberado na solidificação do vapor d'água é 86 kJ. 
 
14. (Ufmg) Combustíveis orgânicos liberam CO‚, em sua 
combustão. O aumento da concentração de CO‚ na atmosfera 
provoca um aumento do efeito estufa, que contribui para o 
aquecimento do planeta. A tabela a seguir informa o valor 
aproximado da energia liberada na queima de alguns 
combustíveis orgânicos, a 25°C. 
 
 
 
O combustível que apresenta o maior quociente energia 
liberada/quantidade de CO‚ produzido é o 
a) metano. 
b) etanol. 
c) n-octano. 
d) metanol. 
 
15. (Ufmg) A queima de metano na presença de oxigênio 
pode produzir duas substâncias distintas que contêm 
carbono: 
- monóxido de carbono, produzido pela combustão 
incompleta do metano; e 
- dióxido de carbono. 
As equações químicas dessas reações são: 
Reação I 
CH„ (g) + 3/2 O‚ (g) ë 2H‚O (g) + CO (g) 
Reação II 
CH„ (g) + 2O‚ (g) ë 2H‚O (g) + CO‚ (g) 
Considerando-se essas reações, é CORRETO afirmar que 
a) ambas são exotérmicas e a quantidade de calor liberado 
em I é menor que em II. 
b) ambas são endotérmicas e a quantidade de calor absorvido 
em I é menor que em II. 
c) ambas são endotérmicas e a quantidade de calor absorvido 
em II é menor que em I . 
d) ambas são exotérmicas e a quantidade de calor liberado 
em II é menor que em I . 
 
 
16. (Ufpi) "Está chegando ao Brasil o café "hot when you 
want" (quente quando quiser). Basta apertar um botão no 
fundo da lata, esperar três minutos e pronto! Café quentinho 
(a 60°C) por 20 minutos! Trata-se apenas de um 
compartimento no fundo da lata, que contém, 
separadamente, uma substância sólida de alto conteúdo 
energético e água. Ao apertar o botão no fundo da lata, a 
placa que separa essas duas substâncias se rompe e a reação 
começa. O calor desprendido nesta é, então, aproveitado para 
aquecer o café na parte superior da lata...". 
(Folha de São Paulo, 15/08/2002) 
Com base no texto, analise as afirmativas abaixo. 
I. A substância sólida possui elevado conteúdo energético, 
porque a variação de entalpia do reticulado (retículo 
cristalino) é exotérmica. 
II. O café aquece na reação da substância sólida com a água, 
porque a variação da entalpia de hidratação é exotérmica. 
III. O café aquece, porque a variação de entalpia da reação 
de hidratação é maior do que a variação de entalpia do 
reticulado. 
Marque a opção correta. 
a) apenas I é verdadeira. 
b) apenas II é verdadeira. 
c) apenas III é verdadeira. 
d) apenas I e II são verdadeiras. 
e) apenas II e III são verdadeiras. 
 
17. (Pucrj 2015) O metanol é um álcool utilizado como 
 
 
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combustível em alguns tipos de competição automotiva, por 
exemplo, na Fórmula Indy. A queima completa (ver reação 
termoquímica abaixo) de 1L de metanol (densidade 
10,80 g mL )− produz energia na forma de calor (em kJ) e 
2CO (em gramas) nas seguintes quantidades 
respectivamente: 
 
+ → +
= −
3 ( ) 2(g) 2 ( ) 2(g)2 CH OH 3 O 4 H O 2 CO ;
H 1453 kJΔ
Considere: 
1
3M(CH OH) 32 g mol
−= 
1
2M(CO ) 44 g mol
−= 
a) 318,2 10 e 31,1 10 
b) 321,3 10 e 30,8 10 
c) 321,3 10 e 31,1 10 
d) 318,2 10 e 30,8 10 
e) 336,4 10 e 31,8 10 
 
18. (Unicamp 2015)Hot pack e cold pack são dispositivos 
que permitem, respectivamente, aquecer ou resfriar objetos 
rapidamente e nas mais diversas situações. Esses 
dispositivos geralmente contêm substâncias que sofrem 
algum processo quando eles são acionados. Dois processos 
bastante utilizados nesses dispositivos e suas respectivas 
energias estão esquematizados nas equações 1 e 2 
apresentadas a seguir. 
 
4 3 2 4 3NH NO (s) H O( ) NH (aq) NO (aq)
+ −+ → + 1H 26 kJ molΔ −= 1 
2
2 2CaC (s) H O( ) Ca (aq) 2C (aq)
+ −+ → + 1H 82 kJ molΔ −= − 2 
 
De acordo com a notação química, pode-se afirmar que as 
equações 1 e 2 representam processos de 
 
a) dissolução, sendo a equação 1 para um hot pack e a 
equação 2 para um cold pack. 
b) dissolução, sendo a equação 1 para um cold pack e a 
equação 2 para um hot pack. 
c) diluição, sendo a equação 1 para um cold pack e a equação 
2 para um hot pack. 
d) diluição, sendo a equação 1 para um hot pack e a equação 
2 para um cold pack. 
 
19. (Ufsc) Grande parte da eletricidade produzida em nosso 
planeta é gerada nas usinas termelétricas, que consomem 
enormes quantidades de combustível para transformar a água 
líquida em vapor de água. Esse vapor passa por uma turbina, 
gerando eletricidade. 
As equações termoquímicas a seguir representam a 
combustão do carvão (C), gás natural (CH„) e gasolina 
(CˆH�ˆ): 
 
 I. C(s) + O‚(g) ë CO‚(g) + 393 kJ 
 II. CH„(g) + 2O‚(g) ë CO‚(g) + 2H‚O(l) + 888 kJ 
III. CˆH�ˆ(l) + 25/2 O‚(g) ë 8CO‚(g) + 9H‚O(l) + 5.440 kJ 
 
Em relação aos três processos, assinale a(s) proposição(ões) 
CORRETA(S). 
(01) As equações I, II e III representam processos 
exotérmicos. 
(02) As equações I, II e III representam processos 
endotérmicos. 
(04) O gás natural deve ser utilizado preferencialmente, pois 
polui menos. 
(08) Para produzir a mesma quantidade de energia, a 
quantidade de CO‚ lançada na atmosfera obedece à ordem 
crescente: gasolina, carvão, gás natural. 
(16) O gás natural libera maior quantidade de energia por 
mol de CO‚ produzido. 
 
20. (Pucpr 2015) Um automóvel cujo consumo de etanol é 
de 10 Km / L de combustível roda em torno de 100 Km 
por semana. O calor liberado pela combustão completa do 
etanol consumido em um período de 4 semanas é de, 
aproximadamente: 
 
Dados: 
Calor de formação (KJ / mol) 
2 5 ( ) 2 ( ) 2 (g)C H OH 278;H O 286; CO 394.= − = − = − 
Densidade do e tanol 0,8 Kg / L= 
a) 
51,9 10 KJ. 
b) 
52,8 10 KJ. 
c) 
59,5 10 KJ. 
d) 
55,6 10 KJ. 
e) 
43,8 10 KJ. 
 
21. (Fuvest) Os principais constituintes do "gás de lixo" e do 
"gás liquefeito de petróleo" são, respectivamente, o metano 
e o butano. 
a) Comparando volumes iguais dos dois gases, nas mesmas 
condições de pressão e temperatura, qual deles fornecerá 
maior quantidade de energia na combustão? Justifique sua 
resposta a partir da hipótese de Avogadro para os gases. 
b) Poder calorífico de um combustível pode ser definido 
como a quantidade de calor liberado por quilograma de 
material queimado. Calcule o poder calorífico do gás 
metano. 
Massas molares: 
 
 
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metano = 16 g/mol 
butano = 58 g/mol 
Calores de combustão (-ÐH): 
metano = 208 kcal/mol 
butano = 689 kcal/mol 
 
22. (Uel 2015) Um dos maiores problemas do homem, desde 
os tempos pré-históricos, é encontrar uma maneira de obter 
energia para aquecê-lo nos rigores do inverno, acionar e 
desenvolver seus artefatos, transportá-lo de um canto a outro 
e para a manutenção de sua vida e lazer. A reação de 
combustão é uma maneira simples de se obter energia na 
forma de calor. Sobre a obtenção de calor, considere as 
equações a seguir. 
 
(grafite) 2 (g) 2 (g)
2 ( ) 2 (g) 2 (g)
(grafite) 2 (g) 4 (g)
C O CO H 94,1kcal
1
H O H O H 68,3 kcal
2
C 2H CH H 17,9 kcal
Δ
Δ
Δ
+ → = −
→ + = +
+ → = −
 
 
Assinale a alternativa que apresenta, corretamente, o valor 
do calor de combustão ( H)Δ do metano 4(CH ) na equação 
a seguir. 
 
4 (g) 2 (g) 2 (g) 2 ( )CH 2O CO 2H O+ → + 
a) 212,8 kcal− 
b) 144,5 kcal− 
c) 43,7 kcal− 
d) 144,5 kcal+ 
e) 212,8 kcal+ 
 
23. (Fuvest ) As reações, em fase gasosa, representadas pelas 
equações I, II e III, liberam, respectivamente, as quantidades 
de calor Q� J, Q‚ J e Qƒ J, sendo Qƒ > Q‚ > Q�. 
I) 2NHƒ + 5/2O‚ ë 2NO + 3H‚O ÐH� = - Q1J 
II) 2NHƒ + 7/2O‚ ë 2NO‚ + 3H‚O ÐH‚ = - Q‚J 
III) 2NHƒ + 4O‚ ë N‚O… + 3H‚O ÐHƒ = - QƒJ 
Assim sendo, a reação representada por 
IV) N‚O… ë 2NO‚ +1/2O‚ ÐH„ será 
a) exotérmica, com ÐH„ = (Qƒ - Q1)J. 
b) endotérmica, com ÐH„ = (Q‚ - Q1)J. 
c) exotérmica, com ÐH„ = (Q‚ - Qƒ)J. 
d) endotérmica, com ÐH„ = (Qƒ - Q‚)J. 
e) exotérmica, com ÐH„ = (Q� - Q‚)J. 
 
24. (Pucsp ) Dados: Entalpia de ligação 
H - H = 435 kJ/mol 
N - H = 390 kJ/mol 
A reação de síntese da amônia, processo industrial de grande 
relevância para a indústria de fertilizantes e de explosivos, é 
representada pela equação 
N‚(g) + 3 H‚(g) ë 2 NHƒ(g) ÐH = - 90 kJ 
A partir dos dados fornecidos, determina-se que a entalpia de 
ligação contida na molécula de N‚ 
 
é igual a 
a) - 645 kJ/mol 
b) 0 kJ/mol 
c) 645 kJ/mol 
d) 945 kJ/mol 
e) 1125 kJ/mol 
 
25. (Pucrs 2015) O isoctano líquido 8 18(C H ) e o gás 
hidrogênio são importantes combustíveis. O primeiro está 
presente na gasolina; o segundo, na propulsão de foguetes. 
As entalpias aproximadas de formação do gás carbônico, do 
vapor de água e do isoctano líquido 8 18(C H ) são, 
respectivamente, 393,− 242− e 259 kJ / mol.− 
 
A partir desses dados, o calor liberado na combustão de 1 kg 
de hidrogênio gasoso é, aproximadamente, ________ vezes 
maior do que o calor liberado na combustão de 1kg de 
isoctano líquido. 
a) 0,4 
b) 0,9 
c) 2,7 
d) 33,0 
e) 53,2 
 
26. (Uemg 2015) “Está chegando ao Brasil, o café “hot when 
you want” (em português, “quente quando você quiser”), da 
Nescafé, desenvolvido na Universidade de Southampton, 
Inglaterra. Basta apertar um botão no fundo da lata, esperar 
três minutos e pronto! Café quentinho (a 60 C ) durante 
20 minutos! Mas, afinal, qual será a tecnologia de ponta do 
“hot when you want”? Apenas um compartimento no fundo 
da lata que contém, separadamente, a cal viva (a mesma do 
fogo grego!) e a água. Ao apertar o botão no fundo da lata, a 
placa que separa essas duas substâncias se rompe e a reação 
começa. O calor desprendido na reação é então aproveitado 
para aquecer o café na parte superior da lata. Simples, mas 
genial!” 
 
http://www1.folha.uol.com.br/folha/educacao/ult305u1026
8.shtml. Acesso em 3/7/2014 
 
A reação e a energia envolvidas estão descritas na equação 
abaixo: 
 
2 2CaO(s) H O( ) Ca(OH) (aq)+ →
 H 20,4kcal / mol = − 
 
 
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Considere que são necessários 0,3kcal de energia para se 
elevar em 1 C a temperatura de 300mL de água contida 
numa latinha de café “hot when you want” e que toda 
energia liberada seja utilizada para aquecer a bebida. 
 
Qual a massa aproximada de óxido de cálcio (CaO) que 
será utilizada na reação para que a temperatura da bebida 
passe de 20 C para 60 C ? 
a) 33 g 
b) 0,014 g 
c) 12 g 
d) 0,82 g 
 
27. (Ufpr) O etanol (C‚H…OH) é um combustível 
amplamente utilizado no Brasil para abastecer o tanque de 
automóveis. Dados: 
 
2C(grafite) + 3H‚(g) + 1/2O‚(g) ë C‚H…OH(Ø) ÐH = -
277,7 kJ 
 
C(grafite) + O‚(g) ë CO‚(g) ÐH = -393,5 kJ 
 
H‚(g) + 1/2O‚(g) ë H‚O(g) ÐH = -285,8 kJ 
 
Sobre a combustão completa de 1 mol de etanol em oxigênio 
suficiente paraformar CO‚(g) e H‚O(g), de acordo com a 
estequiometria, é correto afirmar: 
I. A variação de entalpia na reação de combustão é ÐH = -
1366,7 kJ. 
II. A combustão completa de 1 mol de etanol exige 3/2 mol 
de O‚(g). 
III. Se a combustão for desenvolvida em um meio com 
excesso de O‚(g), produzirá mais calor do que na presença 
de oxigênio estequiométrico. 
IV. A variação de volume observada na transformação do 
etanol em água e gás carbônico é positiva nas C.N.T.P. 
V. A "Lei de Hess" determina que uma reação química pode 
ser descrita pela soma de duas ou mais reações adequadas. 
Assinale a alternativa correta. 
a) Somente as afirmativas I, II e III são verdadeiras. 
b) Somente as afirmativas III e IV são verdadeiras. 
c) Somente as afirmativas II e III são verdadeiras. 
d) Somente as afirmativas I, IV e V são verdadeiras. 
e) Somente as afirmativas I, III e V são verdadeiras. 
 
28. (Ufrn) Alex, jogando futebol, sofreu uma luxação no 
tornozelo, sendo obrigado a imobilizá-lo com bota de gesso. 
Durante a aplicação da bandagem ortopédica devidamente 
molhada, o estudante observou que, à medida que enxugava, 
o gesso se aquecia. Na convalescença, aproveitando o tempo 
livre, Alex resolveu consultar seus livros de química. Daí 
descobriu que a cristalização do gesso ocorre com aumento 
da água de hidratação e diminuição do conteúdo de energia, 
conforme a equação abaixo: 
 
[CaSO„ . 1/2 H‚O](amorfo) + 3/2 H‚O(Ø) ë [CaSO„ . 2 
H‚O](cristal); ÐH¡ < 0 
 
Continuando sua pesquisa bibliográfica, numa tabela 
termoquímica, abaixo reproduzida, Alex encontrou os 
valores para os calores de formação padrão (ÐH¡ f) do gesso 
cristalizado (endurecido), do gesso amorfo (em pó) e da água 
líquida: 
 
 
 
Então, Alex calculou corretamente a quantidade de calor 
liberada pelo processo de hidratação do gesso como sendo 
igual a 
a) 733 kJ/mol 
b) 161 kJ/mol 
c) 18 kJ/mol 
d) 876 kJ/mol 
 
 
29. (Ufrs ) A seguir é apresentado um quadro com algumas 
Energias de Ligação no estado gasoso: 
 
 
 
São feitas as seguintes afirmações: 
I - É preciso mais energia para decompor a molécula de 
oxigênio do que para decompor a molécula de nitrogênio. 
 
 
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II - A molécula de HCØ deve ser mais estável do que as 
moléculas de HBr e HI. 
III - Entre as moléculas gasosas H‚, O‚ e CØ‚, a molécula de 
CØ‚ é a menos estável. 
IV - A reação H‚(g) + CØ‚(g) ë 2 HCØ(g) deve ser 
endotérmica. 
Quais estão corretas? 
a) Apenas I e II. 
b) Apenas I e III. 
c) Apenas II e III. 
d) Apenas I, III e IV. 
e) Apenas II, III e IV. 
 
30. (Uerj ) Mudanças de estado físico e reações químicas são 
transformações que produzem variações de energia. 
As equações termoquímicas a seguir exemplificam algumas 
dessas transformações e suas correspondentes variações de 
energia ocorridas a 25°C e 1 atm. 
 
I) H‚O (Ø) ë H‚O (v) ÐH = 44,0 kJ × mol­¢ 
 
II) C‚H…OH (Ø) ë C‚H…OH (v) ÐH = 42,6 kJ × mol-¢ 
 
III) C‚H…OH (Ø) + 3O‚ (g)ë2CO‚(g) + 3 H‚O (Ø) ÐH = 
-x kJ × mol-¢ 
 
IV) C‚H…OH (v) + 3O‚ (g)ë2CO‚(g) + 3 H‚O (v) ÐH = 
-y kJ × mol-¢ 
 
a) Classifique a equação I quanto ao aspecto termoquímico e 
identifique o tipo de ligação intermolecular rompida na 
transformação exemplificada pela equação II. 
b) Com base na Lei de Hess, calcule a diferença numérica 
entre a quantidade de calor liberada pela reação III e a 
quantidade de calor liberada pela reação IV. 
 
31. (Unicamp 2015) Um artigo científico recente relata um 
processo de produção de gás hidrogênio e dióxido de 
carbono a partir de metanol e água. Uma vantagem dessa 
descoberta é que o hidrogênio poderia assim ser gerado em 
um carro e ali consumido na queima com oxigênio. Dois 
possíveis processos de uso do metanol como combustível 
num carro – combustão direta ou geração e queima do 
hidrogênio – podem ser equacionados conforme o esquema 
abaixo: 
 
3 2 2 2
3CH OH(g) O (g) CO (g) 2 H O(g)
2
+ → + 
combustã
o direta 
3 2 2 2
2 2 2
CH OH(g) H O(g) CO (g) 3H (g)
1H (g) O (g) H O(g)
2
+ → +
+ →
 
geração e 
queima de 
hidrogêni
o 
 
De acordo com essas equações, o processo de geração e 
queima de hidrogênio apresentaria uma variação de energia 
a) diferente do que ocorre na combustão direta do metanol, 
já que as equações globais desses dois processos são 
diferentes. 
b) igual à da combustão direta do metanol, apesar de as 
equações químicas globais desses dois processos serem 
diferentes. 
c) diferente do que ocorre na combustão direta do metanol, 
mesmo considerando que as equações químicas globais 
desses dois processos sejam iguais. 
d) igual à da combustão direta do metanol, já que as equações 
químicas globais desses dois processos são iguais. 
 
32. (Ufrgs 2015) A reação de cloração do metano, em 
presença de luz, é mostrada abaixo. 
 
1
4 2 3CH C CH C HC H 25kcal mol
−+ → +  = −  
Considere os dados de energia das ligações abaixo. 
 
1
1
1
C H 105kcal mol
C C 58kcal mol
H C 103kcal mol
−
−
−
− = 
− = 
− = 
 
 
A energia da ligação C C ,− no composto 3CH C , é 
a) 
133kcal mol .− 
b) 156kcal mol .− 
c) 160kcal mol .− 
d) 
180kcal mol .− 
e) 
185kcal mol .− 
 
33. (Udesc 2015) Previsões acerca da diminuição da oferta 
de combustíveis fósseis impulsionam o desenvolvimento de 
combustíveis alternativos de fácil obtenção, que liberam 
grande quantidade de energia por grama de material, 
conhecido como densidade energética, e cujos produtos 
contribuem para a redução do impacto ambiental. 
 
 
 
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Combustível 
Entalpia de combustão 
reaçãoH (kJ / mol) 
hidrogênio, 
2(g)H 241,83− 
propano, 
3 8(g)C H 
2.043,15− 
metano, 
4(g)CH 802,30− 
etanol, 
2 5 ( )C H OH 
1.368,00− 
 
Com relação à tabela e às informações, analise as 
proposições. 
 
I. O combustível com maior densidade energética é o 
hidrogênio, cuja combustão libera água. 
II. O combustível com maior densidade energética é o 
propano, cuja combustão libera dióxido de carbono e 
água. 
III. O etanol tem densidade energética maior que o metano e 
hidrogênio, tornando-se mais vantajoso, sendo que sua 
queima libera dióxido de carbono e água. 
IV. O etanol tem a menor densidade energética, no entanto, 
é de grande interesse comercial e ambiental, pois é 
derivado de biomassa disponível no Brasil e sua 
combustão libera somente água. 
V. Somente hidrogênio e metano não são combustíveis 
fósseis, o que justifica a menor densidade energética 
destas substâncias, quando comparados aos demais 
combustíveis da tabela. 
 
Assinale a alternativa correta. 
a) Somente as afirmativas I e II são verdadeiras. 
b) Somente a afirmativa I é verdadeira. 
c) Somente as afirmativas III e IV são verdadeiras. 
d) Somente as afirmativas IV e V são verdadeiras. 
e) Somente a afirmativa V é verdadeira. 
 
34. (Enem 2015) O aproveitamento de resíduos florestais 
vem se tornando cada dia mais atrativo, pois eles são uma 
fonte renovável de energia. A figura representa a queima de 
um bio-óleo extraído do resíduo de madeira, sendo 1HΔ a 
variação de entalpia devido à queima de 1g desse bio-óleo, 
resultando em gás carbônico e água líquida, e 2H ,Δ a 
variação de entalpia envolvida na conversão de 1g de água 
no estado gasoso para o estado líquido. 
 
 
 
A variação de entalpia, em kJ, para a queima de 5 g desse 
bio-óleo resultando em 2CO (gasoso) e 2H O (gasoso) é: 
a) 106.− 
b) 94.− 
c) 82.− 
d) 21,2.− 
e) 16,4.− 
 
35. (Uece 2015) Em um laboratório de Química, foi 
realizadauma experiência, cujo procedimento foi o seguinte: 
 
1. Colocou-se 30 m de água destilada em um béquer de 
capacidade de 100 m . 
2. Adicionou-se, neste mesmo béquer, 30 m de álcool 
isopropílico. 
3. Com um bastão de vidro, fez-se agitação na solução. 
4. Em seguida, mergulhou-se uma cédula de R$ 100,00 no 
béquer contendo a solução, e deixou-se que a cédula 
embebesse a solução por dois minutos. 
5. Com uma pinça de madeira, retirou-se a cédula do béquer 
pinçando-a por uma das pontas. 
6. A cédula foi então submetida à chama de uma vela, para 
que ela queimasse; essa ação permitiu a combustão do 
álcool isopropílico. 
7. Observou-se em seguida que, apesar de a cédula ter sido 
submetida ao fogo da chama da vela, ela não queimou, 
ficando da mesma forma que estava antes da experiência. 
 
Com relação a essa experiência, assinale a afirmação 
verdadeira. 
a) A reação de combustão do álcool isopropílico é 
3 7 ( ) 2(g) 2(g) 2 (g)2C H OH 9O 6CO 8H O ,+ → + e a 
entalpia é: H 1827kJ mol.Δ = + 
b) A combustão do álcool isopropílico libera energia na 
forma de calor e a vaporização da água também libera 
energia que apaga as chamas da cédula. 
 
 
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c) Ao mesmo tempo em que ocorre a combustão do álcool 
isopropílico, ocorre a absorção do calor dessa combustão 
pela água, não existindo calor suficiente para que a cédula 
se queime. 
d) A vaporização da água pode ser demonstrada através da 
equação: 
2 ( ) 2 (g)H O H O H 43,7kJ mol.Δ→ = − 
 
 
MÓDULO 05 - TERMOQUÍMICA 
GABARITOS E RESOLUÇÕES COMENTADAS 
 
Resposta da questão 1: [C] 
Reações de combustão: 
6 6 2 2 2 C
2 5 2 2 2 C
6 12 6 2 2 2 C
4 2 2 2 C
8 18 2 2 2 C
15
1C H O 6CO 3H O h 3268 kJ
2
1C H OH 3O 2CO 3H O h 1368 kJ
1C H O 6O 6CO 6H O h 2808 kJ
1CH 2O 1CO 2H O h 890 kJ
25
1C H O 8CO 9H O h 5471 kJ
2
+ → +  = −
+ → +  = −
+ → +  = −
+ → +  = −
+ → +  = −
 
Para uma mesma quantidade de energia liberada (1000 kJ), 
teremos; 
+ → +  = −6 6 2 2 2 C
15
1C H O 6CO 3H O h 3268 kJ
2
6 mols 3268 kJ (liberados)
x mols

+ → +  = −2 5 2 2 2 C
1000 kJ (liberados)
x 1,84 mol
1C H OH 3O 2CO 3H O h 1368 kJ
2 mols 1368 kJ (liberados)
y mols

1000 kJ (liberados)
y 1,46 mol
 
+ → +  = −6 12 6 2 2 2 C1C H O 6O 6CO 6H O h 2808 kJ
6 mols 2808 kJ (liberados)
z mols

1000 kJ (liberados)
z 2,14 mol
 
+ → +  = −4 2 2 2 C1CH 2O 1CO 2H O h 890 kJ
1 mols 890 kJ (liberados)
t mols

+ → +  = −8 18 2 2 2 C
1000 kJ (liberados)
t 1,12 mol
25
1C H O 8CO 9H O h 5471 kJ
2
8 mols 5471 kJ (liberados)
w mols

1000 kJ (liberados)
w 1,46 mol
 
Conclusão: Para uma mesma quantidade de energia liberada 
(1000 kJ) a glicose libera maior quantidade de 2CO . 
 
Resposta da questão 2: [C] 
Resposta da questão 3: [C] 
Resposta da questão 4: [C] 
 
3d 0,80 g / cm 800 g / L
1L
= =
800 g
40L m
m 32.000 g
32.000 g
=
e tanol
100 %
m
e tanol
e tanol
96 %
m 30.720 g
30.720
n 667,826 mols
46
=
= =
 
 
 
 
1mol (e tanol) 1255 kJ liberados
667,826 mols
5
E
E 8,38 10 kJ liberados= 
 
 
Resposta da questão 5: [B] 
Cuidado com essa questão, pois a mesma solicita 
apenas os fenômenos químicos endotérmicos. 
A fusão do ferro é um fenômeno físico endotérmico, 
por isso não pode ser considerada como resposta. 
 
Resposta da questão 6: [C] 
Resposta da questão 7: [C] 
Resposta da questão 8: [B] 
Resposta da questão 9: [B] 
 
A partir das energias de ligação fornecidas, vem: 
 
2 2
quebra quebra formação
absorção de absorção de liberação de
energia energia energia
CO C CC O
1080 kJ 243 kJ (2 328 745) kJ
H 1080 243 1401 78 kJ
H 78 kJ
+ →
+ + −  +
 = + + − = −
 = −
 
 
Resposta da questão 10: [E] 
a) falso 
Para a primeira reação acontecer, quanto maior a 
temperatura mais favorável a reação de desidratação 
do sal, formando o sal anidro. 
Já a reação de hidratação do sal anidro, formando o 
sal hidratado, a reação é exotérmica, uma 
temperatura menor favorece a reação. 
 
 
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Assim variações maiores de temperaturas São mais 
favoráveis para favorecer uma ou outra reação. 
C) falso 
Não ocorre quebra de ligações covalentes, mas sim 
quebra das ligações de interação entre o sal e a água 
de hidratação. 
Não há quebra das ligações indicadas no item. 
E) verdadeiro 
Como explicado no item c, ocorre quebra e formação 
de ligações de interação entre água e o sal. 
Para a quebra das interações entre o sal e a água, 
ocorre absorção de calor. Para a formação das 
interações entre o sal e a água, ocorre liberação de 
energia. 
 
Resposta da questão 11: [C] 
 
Resposta da questão 12: [A] 
Para o etanol: 
2 5 2 2 2C H OH 3O 2CO 3H O+ → + 
1 mol de etanol forma 2 mols de 2CO se: 
22 mol de CO
2
libera 1370kJ
1 mol de CO
2
libera x
x 685kJ / mol de CO= −
 
Para a gasolina: 
8 18 2 2 2
25C H O 8CO 9H O
2
+ → + 
1 mol de gasolina forma 8 mols de 2CO se: 
28 mol de CO
2
libera 5464 kJ
1 mol de CO
2
libera x
x 683kJ / mol de CO= −
 
Assim, a alternativa [A] que completa a frase corretamente. 
 
Resposta da questão 13: [A] 
Resposta da questão 14: [A] 
Resposta da questão 15: [A] 
Resposta da questão 16: [E] 
A energia de rede é endotérmica 
A dissociação de sólidos em líquidos ocorre em duas 
etapas 
Energia de rede = energia reticular (do retículo 
cristalino) é endotérmica 
Energia de solvatação = energia de hidratação é 
exotérmica 
A soma dessas duas etapas fara com que a 
dissolução de sólidos em líquidos seja endotérmica 
ou exotérmica. 
No caso desta questão a energia liberada na etapa de 
hidratação é maior que a energia absorvida na quebra 
do retículo cristalino do sólido, por isso a dissolução é 
exotérmica. Essa energia liberada pela dissolução 
aquece a lata e consequentemente aquece o café. 
 
Resposta da questão 17: [A] 
m m
d 0,8 m 800g de metanol
V 1000
64g
=  =  =
1453kJ
800g
3
x
x 18,2 10 kJ
64g
= 
288g de CO
800g
3
x
x 1,1 10 g= 
 
 
Resposta da questão 18: [B] 
Teremos dissoluções: 
Cold pack (processo 
endotérmico; absorção de calor) 
4 3 2
4 3
NH NO (s) H O( )
NH (aq) NO (aq)+ −
+ →
+
 
1H 26 kJ mol− = + 1 
Hot pack (processo exotérmico; 
liberação de calor) 
2 2
2
CaC (s) H O( )
Ca (aq) 2C (aq)+ −
+ →
+
 
1H 82 kJ mol− = − 2 
 
Resposta da questão 19: 01 + 04 + 16 = 21 
 
Resposta da questão 20: [C] 
2 5 2 2 2C H OH 3O 2CO 3H O
H Hp Hr
H [2( 394) 3( 286)] [ 278]
H 788 858 278
H 1368 kJ/mol
4 semanas
+ → +
 = −
 = − + − − −
 = − − +
 = −
400km
10km / 1 L 40L de combustível
m
d 0,8 40 m
V
m 32kg
1 mol de etanol
= =  =
=
46g
 x 32000g
x 695,65mol=
 
1 mol 1368 kJ
695,65
5
y
y 9,5 10 kJ= 
 
 
Resposta da questão 21: 
a) Volumes iguais nas mesmas condições de temperatura em 
 
 
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pressão, correspondem ao mesmo número de mols de cada 
gás. 
1 CH4(g) + 2 O2(g) → 1 CO2(g) + 2 H2O () H = −208 kcal/mol 
1 C4H10(g) + 13/2 O2(g) → 4 CO2(g) + 5 H2O ()H = −689 kcal/mol 
Sob as mesmas condições de temperatura e pressão, mol e 
volume são grandezas diretamente proporcionais, assim o butano 
fornecerá mais energia na combustão, pois é o combustível que 
fornece a maior quantidade de energia por mol e 
consequentemente também é o combustível que libera mais 
energia por unidade de volume. 
 
b) Para 1kg = 1000 g de cada combustível teremos: 
Massa molar CH4