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Assunto Apostila Exercícios Revisão Rendimento % 
Relação de Massa e 
Quantidade 
 
 
 
Soluções 
Propriedades Coligativas 
Termoquímica 
Cinética Química 
Equilíbrio Químico 
Equilíbrio Iônico e pH 
Oxirredução 
Eletroquímica 
 
 
Radioatividade 
 
 
 
 
 
Química 
PLANEJAMENTO 
Livro 2 
#EsseAnoVai! 
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 Índice 
Relação de Massa 
e Quantidade 
3 
Soluções 24 
Propriedades 
Coligativas 
50
X
Termoquímica 57 
Cinética 
Química 
Equilíbrio 
Químico 
83 
Equilíbrio Iônico 
e pH 
90 
Oxirredução 97 
Eletroquímica 102 
Radioatividade 120 
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Vamos supor que existisse uma “balança 
imaginária” com sensibilidade suficiente para 
pesar um único átomo. Vamos supor, ainda, que 
fosse possível efetuar a seguinte pesagem: 
 colocar um único átomo de flúor num dos 
pratos da balança; 
 no outro prato, colocar gradativamente 
as frações correspondentes à unidade de 
massa atômica (u). 
Notaríamos que são necessárias 19 u para 
equilibrar o átomo de flúor; dizemos, então, que 
a massa atômica do flúor é 19 u. 
 
 
 
Quando pesamos um pacote de açúcar e 
dizemos que ele pesa 5 kg, estamos comparando 
a massa do pacote com certa massa-padrão, que 
é o quilograma. Surgiu então entre os químicos 
a ideia de usar um certo átomo como padrão de 
pesagem dos demais átomos e moléculas. 
Atualmente, o padrão escolhido é o átomo do 
isótopo de carbono de número de massa igual 
a 12. 
 
 
 
 
 
 
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Relações de Massa e 
Quantidade 
Massa Atômica 
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No cotidiano, várias mercadorias são 
vendidas “em conjunto” ou “por atacado”. 
Normalmente não se compra um ovo, mas sim 
uma dúzia de ovos; não se compra uma folha de 
papel, mas sim uma resma de papel (pacote com 
500 folhas); não se compra um tijolo, mas sim um 
milheiro de tijolos (1.000 tijolos); e assim por 
diante. 
 
Na Química, ocorre algo semelhante. O átomo é 
tão pequeno que é impossível “trabalhar”, “pesar” 
etc. um único átomo. Mesmo uma dúzia, uma 
resma, um milheiro de átomos são quantidades 
extremamente pequenas. Os químicos 
procuraram então uma quantidade de átomos 
que pudesse ser “pesada” em balanças comuns. 
A escolha mais lógica foi considerar uma 
quantidade de átomos que, “pesada”, 
fornecesse em gramas, o mesmo número já 
estabelecido como massa atômica. 
 
 
O cálculo prático da massa molecular é 
feito considerando que uma molécula é uma 
“soma” de átomos. Daí concluiremos que o 
caminho mais fácil para obter a massa molecular 
é exatamente o de somar as massas atômicas dos 
átomos formadores da molécula considerada. 
Observe o exemplo do CO2: 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Mol Massa Molecular 
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Evidentemente o mesmo raciocínio pode ser feito 
em relação a moléculas, íons etc. 
 
A esse conjunto de N partículas foi dado o 
nome de mol. 
Seu valor é aproximadamente 
602.000.000.000.000.000.000.000 
(seiscentos e dois sextilhões) (ou, 
abreviadamente, 6,02 x 1023 partículas/mol) e 
foi chamada de Constante de Avogadro em 
homenagem a Amedeo Avogadro. 
 
 
A constante de Avogadro (6,02 x 1023) é 
extremamente grande. Se pudéssemos contar, 
uma por uma, todas as moléculas existentes em 1 
mol (342 g) de sacarose (que é o açúcar comum), 
contando uma molécula por segundo, 
demoraríamos 190.000.000.000.000 séculos 
para completar a contagem! 
 
Vamos agora ver alguns fatos interessantes sobre 
o mol e sobre a constante de Avogadro, para 
termos uma noção da magnitude desse número: 
 
1. Se separássemos um mol de grãos de 
arroz, toda a superfície da Terra seria coberta 
com uma camada de 75 metros de altura. 
 
2. Um mol de grãos de arroz contém mais 
grãos do que todo o arroz que já foi cultivado 
desde o início dos tempos. 
 
3. Alguns computadores conseguem contar 
numa taxa de 1 a 800 milhões por segundo. 
Nesse ritmo, este computador levaria mais de 
25 milhões de anos para contar até 6,02 x 
1023. 
 
4. Se convertêssemos a constante de 
Avogadro para quilômetros, o comprimento 
resultante seria suficiente para irmos da Terra 
ao Sol mais de 4 013 333 333 333 333 vezes, 
ou seja, mais de quatro quatrilhões de vezes! 
 
5. Se voltássemos no tempo 602 213 670 000 
000 000 000 000 segundos, simplesmente 
não saberíamos o que havia, pois isso seria 
muito antes do Big Bang, ou seja, muito antes 
do tempo existir! 
 
O SI estabelece que quando se utiliza o mol, 
as entidades elementares devem ser 
especificadas, podendo ser átomos, 
moléculas, íons, elétrons, assim como outras 
partículas ou agrupamentos especificados 
em tais partículas: 
 
Enfim, mol deve ser entendido como 
quantidade de matéria ligada a um número 
de partículas — uma noção tão simples quanto 
dúzia, resma, milheiro etc. 
 
 
 
 
 
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Massa molar (M) é a massa, em gramas, de um 
mol da substância (ou elemento ou íon etc.). 
• massa molar do Ca = 40 g/mol 
• massa molar do CO2 = 44 g/mol 
• massa molar do Na+ = 23 g/mol 
É muito importante então fazermos a conversão 
de gramas em mols e vice e versa. 
 
A partir destas informações retiramos a 
RELAÇÁO ESTEQUIOMÉTRICA, essencial para 
os problemas deste e do capítulo de 
Estequiometria. 
 
1 mol - “x” gramas - 6,02 x 10²³ entidades 
(moléculas, átomos, íons...) 
 
Verifica-se experimentalmente que, nas 
condições normais de pressão e temperatura 
(CNPT) (1 atm e 0ºC), o volume molar é 22,4 
L/mol 
 
Observe agora nossa RELAÇÃO 
ESTEQUIOMÉTRICA: 
 
1 mol - “x” gramas - 6,02 x 10²³ 
entidades – 22,4 L 
 
Para gases que não estão nas CNTP, deveremos 
usar a Equação de Clayperon: 
 
 
 
P= Pressão do gás (em atm) 
V = Volume do gás (em L) 
n = número de mols 
T = Temperatura absoluta (em Kelvin) 
R: Constante Geral dos gases (0,082 atm.L/mol.K) 
 
Com a equação de Clapeyron você calcula o 
volume do gás nas devidas condições e após 
aplica a Relação Estequiométrica para resolver 
o que se pede. 
 
Hipótese De Avogadro: Volumes iguais de 
gases quaisquer, quando medidos à mesma 
pressão e temperatura, encerram o mesmo 
número de moléculas. 
 
Volume molar (VM) dos gases é o volume 
ocupado por 1 mol de qualquer gás, em 
determinada pressão e temperatura. 
O volume molar independe da natureza do gás, 
mas varia com a pressão e a temperatura. 
 
 
São conhecidas, atualmente, milhões de 
substâncias químicas. Para identificá-las, são 
usados nomes e fórmulas. 
 
E atualmente como as fórmulas são 
determinadas? 
 
É evidente que, quando os químicos descobrem 
uma nova substância, eles não conhecem a sua 
fórmula. O caminho clássico, nessas ocasiões, é 
submeter a substância a uma análise química. A 
análise começa pela purificação da substância, 
que é a chamada análise imediata. Em seguida, a 
substância já purificada é submetida a uma 
análise elementar (qualitativa e quantitativa). 
Na qualitativa, determinam-se quais são os 
elementos presentes na substância e, na 
quantitativa, quanto há de cada elemento. Com 
esses dados, pode-se, então, calcular a fórmula 
centesimal. 
 
 
 
 
 
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Volume Molar 
Cálculo de Fórmulas 
1º exemplo: Quantos mols 
correspondem a 88 g de dióxido de 
carbono (CO2 )? (Massas molares: C = 
12; O = 16) 
2º exemplo: Quantos mols 
correspondem a 100g de cálcio? 
Dado: massa molar do cálcio = 40. 
3° exemplo: Quantos gramas estão 
presentes em 3,5 mols de dióxido de 
carbono (CO2 )? (Massas molares: C = 
12; O = 16) 
4° exemplo: Quantos gramas estão 
presentes em 10 mols de cálcio? 
(Dado: massa molar do cálcio: 40 
 
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Massa molar (M) é a massa, em gramas, de um 
mol da substância (ou elemento ou íon etc.). 
• massa molar do Ca = 40 g/mol 
• massa molar do CO2 = 44 g/mol 
• massa molar do Na+ = 23 g/mol 
É muito importante então fazermos a conversão 
de gramas em mols e vice e versa. 
 
A partir destas informações retiramos a 
RELAÇÁO ESTEQUIOMÉTRICA, essencial para 
os problemas deste e do capítulo de 
Estequiometria. 
 
1 mol - “x” gramas - 6,02 x 10²³ entidades 
(moléculas, átomos, íons...) 
 
Verifica-se experimentalmente que, nas 
condições normais de pressão e temperatura 
(CNPT) (1 atm e 0ºC), o volume molar é 22,4 
L/mol 
 
Observe agora nossa RELAÇÃO 
ESTEQUIOMÉTRICA: 
 
1 mol - “x” gramas - 6,02 x 10²³ 
entidades – 22,4 L 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Para gases que não estão nas CNTP, deveremos 
usar a Equação de Clayperon: 
 
 
 
P= Pressão do gás (em atm) 
V = Volume do gás (em L) 
n = número de mols 
T = Temperatura absoluta (em Kelvin) 
R: Constante Geral dos gases (0,082 atm.L/mol.K) 
 
Com a equação de Clapeyron você calcula o 
volume do gás nas devidas condições e após 
aplica a Relação Estequiométrica para resolver 
o que se pede. 
 
Hipótese De Avogadro: Volumes iguais de 
gases quaisquer, quando medidos à mesma 
pressão e temperatura, encerram o mesmo 
número de moléculas. 
 
Volume molar (VM) dos gases é o volume 
ocupado por 1 mol de qualquer gás, em 
determinada pressão e temperatura. 
O volume molar independe da natureza do gás, 
mas varia com a pressão e a temperatura. 
 
 
 
 
 
 
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Volume Molar 
1º exemplo: Quantos mols 
correspondem a 88 g de dióxido de 
carbono (CO2 )? (Massas molares: C = 
12; O = 16) 
2º exemplo: Quantos mols 
correspondem a 100 g de cálcio? 
Dado: massa molar do cálcio = 40. 
3° exemplo: Quantos gramas estão 
presentes em 3,5 mols de dióxido de 
carbono (CO2 )? (Massas molares: C = 
12; O = 16) 
4° exemplo: Quantos gramas estão 
presentes em 10 mols de cálcio? 
(Dado: massa molar do cálcio: 40 
 
01) Qual o volume ocupado por 26 g 
de CO2, nas CNTP? 
02) Quantas moléculas estão 
presentes em 12 L de N2, nas CNTP? 
03) Qual o volume de gás metano, 
CH4 estão presentes em 12 mols, nas 
CNTP? 
 
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Na Química, acontece fato semelhante. Dizemos, 
por exemplo, que a composição centesimal do 
metano (CH4) é 75% de carbono e 25% de 
hidrogênio. Isso significa que, em cada 100 g de 
metano, encontramos 75 g de carbono e 25 g de 
hidrogênio. 
 
Fórmula centesimal (ou composição centesimal 
ou composição percentual) refere-se às 
porcentagens em massa dos elementos 
formadores da substância considerada. 
 
 
São conhecidas, atualmente, milhões de 
substâncias químicas. Para identificá-las, são 
usados nomes e fórmulas. 
 
 
E atualmente como as fórmulas são 
determinadas? 
 
É evidente que, quando os químicos descobrem 
uma nova substância, eles não conhecem a sua 
fórmula. O caminho clássico, nessas ocasiões, é 
submeter a substância a uma análise química. A 
análise começa pela purificação da substância, 
que é a chamada análise imediata. Em seguida, a 
substância já purificada é submetida a uma 
análise elementar (qualitativa e quantitativa). 
Na qualitativa, determinam-se quais são os 
elementos presentes na substância e, na 
quantitativa, quanto há de cada elemento. Com 
esses dados, pode-se, então, calcular a fórmula 
centesimal. 
 
 
 
 
 
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Fórmula Centesimal Cálculo de Fórmulas 
01) A análise de 0,40 g de um certo 
óxido de ferro revelou que ele 
encerra 0,28 g de ferro e 0,12 g de 
oxigênio. Qual é a sua fórmula 
centesimal? 
 
 
 
02) Calcular a composição centesimal 
do ácido sulfúrico (massas atômicas: 
H = 1; O = 16; S = 32). 
 
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 Substituir os valores em % por valores em 
gramas, denominando-os massa dada; 
 Determinar o número de mols para cada 
elemento; 
 Dividir todos os valores do número de 
mols pelo menor entre eles; 
 Se for necessário, multiplicar os valores 
encontrados por 2 ou 3 para que fiquem 
todos inteiros. 
 
 Estabelecer a seguinte regra de três para 
cada elemento presente na fórmula: 
 
Massa molecular dada – 100% 
 X g - % do elemento 
 
 Determinar um número de mols para 
cada elemento 
 
 Calcula-se a massa da fórmula mínima; 
 
 Divide-se a massa molecular dada pela 
massa da fórmula mínima calculada, 
encontrando-se um fator “x” 
 
 Multiplicam-se os índices da fórmula 
mínima pelo fator “X”. 
 
 
 
 
 
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Fórmula Mínima a partir da 
Fórmula Centesimal 
Fórmula Molecular a partir 
da fórmula centesimal e 
massa molecular 
Determine a fórmula mínima de um 
composto que contém 140 g de 
silício e 160g de oxigênio. 
 
 
Qual a fórmula mínima de um 
sulfato de ferro que contém 28% de 
ferro, 24% de enxofre e 48% de 
oxigênio? 
 
Determinar a fórmula molecular de 
um composto que apresenta massa 
molecular 78 u sabendo que este 
possui uma composição 
centesimal: 92,31% de carbono e 
7,68% de hidrogênio. 
 
 
Fórmula Molecular a partir 
da fórmula mínima e massa 
molecular 
Qual a fórmula molecular do 
composto cuja fórmula mínima é 
CH2O e a massa molecular é 180 
g/mol? 
 
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São conhecidas também como Leis ponderais: 
Lei de Conservação da Massa e Lei das 
Proporções 
 
LEI DE LAVOISIER OU LEI DA CONSERVAÇÃO 
DAS MASSAS 
 
No final do século XVIII, o cientista Antoine 
Lavoisier realizou uma série de experiências em 
recipientes fechados (para que não entrasse nem 
escapasse nada do sistema em estudo) e, 
efetuando pesagens com balanças mais precisas 
do que as dos cientistas anteriores, concluiu: No 
interior de um recipiente fechado, a massa total 
não varia, quaisquer que sejam as transformações 
que venham a ocorrer. 
Tal afirmativa é uma lei da Natureza, descoberta 
por Lavoisier e que, por esse motivo, ficou 
conhecida como lei de Lavoisier (ou lei da 
conservação da massa, ou lei da conservação da 
matéria). 
Por exemplo: verifica-se que 3 gramas de 
carbono reagem com 8 gramas de oxigênio, 
produzindo 11 gramas de gás carbônico. Como 3 
g + 8 g = 11 g, conclui-se que nada se perdeu. 
 
 
 
“Na natureza nada se perde, nada se cria, 
tudo se transforma.” 
 
LEI DE PROUST OU LEI DAS PROPORÇÕES 
DEFINIDAS 
 
Quase na mesma época de Lavoisier, Joseph 
Louis Proust, efetuando também uma grande 
série de pesagens em inúmeras experiências, 
chegou à seguinte conclusão: 
 
Uma determinada substância composta é 
formada por substâncias mais simples, unidas 
sempre na mesma proporção em massa. 
Por exemplo, observa-se que o gás carbônico é 
sempre formado por carbono e oxigênio, e 
verifica-se também que: 
 
1ª experiência: 3 g de carbono (C) se unem a 8 g 
de oxigênio (O2), produzindo 11 g de gás 
carbônico (CO2) 
 
2ª experiência: 6 g de carbono (C) se unem a 16 
g de oxigênio (O2), produzindo 22 g de gás 
carbônico (CO2) 
 
Veja que, na 1ª experiência, a proporção entre as 
massas é de 3 : 8 : 11. Na 2ª experiência, é de 6 : 
16 : 22. 
 
Nesta última, os números mudaram, mas 
obedecendo à relação: 6 é o dobrode 3; 16 é o 
dobro de 8; e 22 é o dobro de 11. Enfim, os 
números mudaram, mas a proporção é a mesma, 
como se diz em Matemática. Essa conclusão é 
chamada de lei de Proust ou lei das proporções 
constantes (ou fixas ou definidas). 
 
 
 
 
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Lei das Combinações 
Químicas 
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Nossa vida é cheia de cálculos: calculamos o 
tempo para chegar até o trabalho; calculamos o 
saldo da nossa conta bancária; calculamos a 
distância que falta para chegar ao fim de uma 
viagem, etc. No ramo da Química acontece algo 
semelhante: os laboratórios e as industrias 
precisam calcular as quantidades de produtos 
que serão formados ao final de uma reação. 
Ao preparar um bolo, por exemplo, devemos 
misturar os ingredientes (farinha, ovos, açúcar 
etc.) numa proporção adequada. Caso contrário, 
ao levar o bolo ao forno, a reação química que aí 
se processa não atingirá o resultado desejado 
 
 
 
 
Cálculo estequiométrico ou estequiometria 
(do grego: stoikheion, elemento; metron, 
medição) é o cálculo das quantidades de 
reagentes e/ou produtos das reações químicas 
feito com base nas leis das reações e 
executado, em geral, com o auxílio das 
equações químicas correspondentes. 
 
A síntese da amônia pode ser equacionada da 
seguinte maneira: 
N2(g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) 
 
Numa equação química, os números colocados 
antes da fórmula de cada substância, seja 
reagente ou produto, são os coeficientes 
estequiométricos. 
Átomos não são criados nem destruídos numa 
reação química. Assim, os coeficientes devem ser 
corretamente escolhidos a fim de que o número 
de átomos de um certo elemento químico seja o 
mesmo em ambos os membros da equação 
química. Quando os coeficientes estão 
adequadamente colocados, diz-se que a 
equação química está corretamente balanceada 
Regras para o Balanceamento: Seguir a ordem 
do MACHO, ou ainda acertar os coeficientes 
daqueles elementos que aparecem uma vez nos 
reagentes e uma vez nos produtos 
 
 
O cálculo estequiométrico é uma decorrência das 
leis das reações químicas e da teoria atômico-
molecular. Uma equação química, escrita com 
fórmulas corretas e corretamente balanceada, 
nos dá uma série de informações quantitativas de 
grande importância. 
 
 
 
 
 
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Estequiometria Coeficientes 
Estequiométricos 
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Resumindo, temos as seguintes 
regras para efetuar um cálculo 
estequiométrico: 
1º) Escrever a equação química 
mencionada no problema; 
2º) acertar os coeficientes dessa 
equação (lembre-se que os 
coeficientes indicam a proporção 
em mols existente entre os 
participantes da reação). 
3º) Estabelecer uma regra de três 
entre o dado e a pergunta do 
problema, obedecendo aos 
coeficientes da equação, que 
poderá ser escrita em massa, ou em 
volume, ou em mol, ou em número 
de moléculas, conforme as 
conveniências do problema. 
A PRIMEIRA LINHA DA REGRA DE 
TRÊS É RETIRADA UTILIZANDO OS 
DADOS DA PRÓPRIA REAÇÃO. 
SOMENTE NA SEGUNDA LINHA DA 
REGRA DE TRÊS VAMOS UTILIZAR 
OS DADOS FORNECIDOS NO 
PROBLEMA. 
A REAÇÃO QUÍMICA SEMPRE 
INFORMA OS COEFICIENTES EM 
MOLS. DEVEMOS FAZER A 
CONVERSÃO DEPENDENDO DO 
QUE A QUESTÃO EXIGIR. 
Sem esquecermos da Relação 
Estequiométrica. 
 
! 
 
O cálculo estequiométrico é uma 
decorrência das leis das reações químicas e da 
teoria atômico-molecular. Uma equação química, 
escrita com fórmulas corretas e corretamente 
balanceada, nos dá uma série de informações 
quantitativas de grande importância. Por 
exemplo: 
 
 
 
 
 
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Faça o balanceamento das seguintes 
equações químicas 
 
 
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1º Caso: Relação Simples de Massa/Mols/Moléculas/Volume 
01) (UFSM-RS) O ácido fosfórico, usado em refrigerantes do tipo “cola” e possível causador da 
osteoporose, pode ser formado a partir da equação não-balanceada: 
Ca3 (PO4)2 + H2SO4 → H3PO4 + CaSO4 
Partindo-se de 62 g de Ca3 (PO4)2 e usando-se quantidade suficiente de H2SO4, qual, em gramas, a massa 
aproximada de H3PO4 obtida? 
a) 19 c) 39 e) 51 
b) 25 d) 45 
 
02) (Cesgranrio – RJ) Calcular o volume de gás carbônico obtido, nas condições normais de pressão e 
temperatura, por calcinação de 200 g de carbonato de cálcio. 
CaCO3 → CaO + CO2 
 
 
03) Quantos mols de ácido clorídrico são necessários para produzir 23,4 gramas de cloreto de sódio? 
HCl + NaOH → NaCl + H2O 
 
 
04) Quantas moléculas de gás carbônico podem ser obtidas pela queima completa de 4,8 g de carbono 
puro? 
C + O2 → CO2 
 
 
 
 
 
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1º Caso: Relação Simples de Massa/Mols/Moléculas/Volume 
05) (Ceeteps-SP) Um dos mecanismos de destruição da camada de ozônio na atmosfera é representado 
pela equação: 
NO (g) + O3 (g) → NO2 (g) + O2 (g) 
Considerando que um avião supersônico de transporte de passageiros emita 3 toneladas de NO (g) por 
hora de vôo, a quantidade de ozônio, em toneladas, consumida em um vôo de 7 horas de duração é: 
a) 336,0 d) 21,0 
b) 70,0 e) 13,1 
c) 33,6 
 
06) (Cesgranrio-RJ) Numa estação espacial, emprega-se óxido de lítio para remover o CO2 no processo 
de renovação do ar de respiração, segundo a equação: 
Li2O + CO2 → Li2CO3 
Sabendo-se que são utilizadas unidades de absorção contendo 1,8 kg de Li2O, o volume máximo de CO2 
, medido nas CNPT, que cada uma delas pode absorver, é: 
a) 1.800 L c) 1.120 L e) 672 L 
b) 1.344 L d) 980 L 
 
07) (PUC-RJ) Na poluição atmosférica, um dos principais irritantes para os olhos é o formaldeído, CH2O, 
o qual é formado pela reação do ozônio com o etileno: 
O3 (g) + C2H4 (g) → 2 CH2O (g) + O (g) 
Num ambiente com excesso de O3 (g), quantos mols de etileno são necessários para formar 10 mols de 
formaldeído? 
a) 10 mols d) 2 mols 
b) 5 mols e) 1 mol 
c) 3 mols 
 
 
 
 
 
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2° CASO: REAÇÕES CONSECUTIVAS 
 
Às vezes, viajamos em etapas, percorrendo várias 
cidades, até chegar ao destino final. Em alguns 
processos químicos, ocorrem fatos semelhantes: 
os átomos “percorrem” várias reações (Etapas), 
até chegar ao produto desejado. É fácil, então, 
relacionar as quantidades dos reagentes iniciais 
com as quantidades dos produtos finais que são 
formados. 
 
Exemplo: Qual é a massa de H2SO4 produzida a 
partir de 8 toneladas de enxofre (S)? 
S + O2 → SO2 
SO2 + ½ O2 → SO3 
SO3 + H2O → H2SO4 
 
Quando um problema fornece, por exemplo, a 
massa inicial de enxofre e pede a massa de H2SO4 
produzido, um dos caminhos do cálculo seria 
manter as três equações separadas e calcular 
primeiro a massa de SO2, depois a massa de SO3 
e, finalmente, a massa de H2SO4. No entanto, é 
muito mais fácil “somar algebricamente” as 
equações químicas e efetuar o cálculo 
estequiométrico diretamente na equação final. 
Nesse tipo de problema é indispensável que: 
 
 Todas as equações estejam balanceadas 
individualmente 
 
 As substâncias intermediárias (no caso 
SO2 e SO3), sejam canceladas em certos 
problemas isso nos obriga a multiplicar 
ou dividir uma ou outra equação por 
números convenientes, que nos levam ao 
cancelamento desejado. 
 
Daí para diante recaímos num cálculo 
estequiométrico comum, em que a regra de três 
é estabelecida emfunção da equação química 
que resulta da soma das equações 
intermediárias. 
 
 
 
 
 
 
 
DISSOLUÇÃO FRACIONADA: apenas um 
 
 
 
 
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2º Caso - Exemplos 
01) A produção do combustível nuclear hexafluoreto de urânino (UF6) envolve as seguintes etapas: 
 
Considerando as etapas descritas e as massas moleculares: U = 235; F = 19; H = 1; O = 16, faça o que se 
pede: 
a) Escreva a equação global da produção do UF6 
 
b) Calcule a massa de UO3 necessária para produzir 44 kg de combustível nuclear, UF6. 
 
02) O air bag usado em automóveis contém azida de sódio, NaN3, e nitrato de potássio, KNO3, Quando 
ocorre um acidente, a azida de sódio se decompõe para formar nitrogênio gasoso, N2, e sódio metálico: 
 
O sódio produzido reage imediatamente com o nitrato de potássio, produzindo mais nitrogênio gasoso: 
 
Considerando essa sequência de reações, a quantidade de matéria de gás nitrogênio produzida por 1 
mol de azida de sódio é de: 
a) 1,5 mol 
b) 1,6 mol 
c) 3,0 mol 
d) 4,0 mol 
 
)(6)(2)(4
)(2)(4)()(2
)(2)(2)(2)(3
24
ggs
gsgs
gsgs
UFFUFIII
OHUFHFUOII
OHUOHUOI
→+−
+→+−
+→+−
)(2)()(3 322 gss NNaNaN +→
)(2)(2)(2)(3)( 5210 ssgss OKONaNKNONa ++→+
 
 
 
 
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2º Caso - Exemplos 
03) A produção industrial do ácido sulfúrico pe realizada a partir do enxofre, extraído de jazidas 
localizadas normalmente em zonas vulcânicas. O enxofre extraído é queimado ao ar atmosférico 
produzindo o dióxido de enxofre (Etapa I). Após essa reação, a ácido sulfuroso é oxidado a trióxido de 
enxofre, em alta temperatura e presença de um catalisador adequado (Etapa II). Em seguida o trióxido 
de enxofre é borbulhado em água, formando o ácido sulfúrico (Etapa III). As reações referentes a cada 
uma das etapas do processo encontram-se abaixo equacionadas: 
 
Desse modo, ao serem extraídos 200 kg de enxofre (S) com 80% de pureza de uma jazida, considerando-
se que o rendimento global do processo seja de 90%, a massa de ácido sulfúrico que será produzida é: 
(Dados: massas molares(g/mol): H = 1, O = 16 e S = 32) 
a) 612,5 kg 
b) 551,2 kg 
c) 490,0 kg 
d) 441,0 kg 
e) 200,0 kg 
 
)(42)(2)(3
)(3)(2)(2
)(2)(2)(
:
22:
:
llg
ggg
ggs
SOHOHSOEtapaIII
SOOSOEtapaII
SOOSEtapaI
→+
→+
→+
 
 
 
 
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3° CASO: GRAU DE PUREZA 
 
Imagine a seguinte situação: vamos convidar para 
um churrasco 25 parentes e amigos; supondo 
que, em média, cada pessoa coma 300 g de 
picanha, precisamos comprar 25 x 300 g = 7500 
g ) ou 7,5 kg de picanha. Se formos comprar 
costela, deveremos comprar mais de 7,5 kg para 
que, retirados os ossos, sobrem 300 g de carne 
“limpa” para cada convidado. 
 
Precisamos sempre trabalhar com os reagentes 
puros, pois são eles que interessam no meu 
cálculo. Para isso, devemos eliminar as impurezas 
antes de seguirmos com o cálculo 
estequiométrico. 
 
 
 
 
 
 
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Quantos gramas de sacorose em um 
pacote com 5 kg de açúcar com 95% 
de sacarose? 
DICA: PARA UTILIZAR A PUREZA, 
MULTIPLIQUE A MESMA (DIVIDIDA 
POR 100) NA SEGUNDA LINHA DA 
REGRA DE TRÊS PELO VALOR DA 
SUBSTÂNCIA IMPURA 
 
 
 
 
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3º Caso - Exemplos 
01) Considere a equação que representa a produção do ferro a partir da hematita (Fe2O3): 
 
a) Calcule, em toneladas, a massa de ferro produzida a partir de 200 toneladas de minério com 20% de 
impurezas. 
b) Calcule o volume de CO2 liberado na atmosfera a partir da mineração de 1,6t de Fe2O3. Considere que 
o grau de pureza do minério é de 62,5% e que a transformação ocorre nas CNTP. 
 
 
02) (UFRGS-RS) O gás hilariante, N2O(g), pode ser obtido pela decomposição térmica do nitrato de 
amônio, NH4NO3(s), conforme mostra a reação a seguir: 
NH4NO3(s) → N2O(g) + 2 H2O(ℓ) 
Se de 4,0 g do NH4NO3(s) obtivemos 2,0 g de gás hilariante, podemos prever que a pureza do sal é de 
ordem: 
a) 100% b) 90% c) 75% d) 50% e) 20% 
 
)(2)()(2)(32)( 64326 gsgss COFeOOFeC +→++
 
 
 
 
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4° CASO: RENDIMENTO 
Suponha que sejam necessários 8 dúzias de 
laranjas para fazer 5 litros de suco. Se 
comprarmos 8 dúzias de laranjas e, por 
infortúnio, 1 dúzia apodrecer e for jogada fora, é 
evidente que só conseguiremos fazer menos de 5 
litros e suco. 
 
Em Química, é um comum uma reação produzir 
uma quantidade de produto menor do que a 
esperada pela equação química correspondente; 
quando isso acontece, dizemos que o 
rendimento da reação não foi total. Esse fato 
pode ocorrer porque a reação é “incompleta” ou 
porque ocorreram “perdas” durante a reação 
(vários são os fatores). Vamos considerar a reação 
C + O2 → CO2 e supor que, pelo cálculo 
estequiométrico normal, deveriam ser obtidos 
200 L de CO2. 
 
Porém, devido a perdas, foram produzidos 
apenas 180 litros. Diremos então que: 
 
200 litros ------- 100% 
180 litros ------- x 
x = 90% de rendimento 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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DICA: PARA UTILIZAR O 
RENDIMENTO, MULTIPLIQUE O 
MESMO (DIVIDIDA POR 100) NA 
PRIMEIRA LINHA DA REGRA DE 
TRÊS PELO VALOR DO PRODUTO. 
 
 
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4º Caso - Exemplos 
01) Queimando-se um saco de carvão (C) de 3 kg, numa churrasqueira, com rendimento de 90%, quantos 
quilogramas de CO2 são formados? 
a) 2,7 
b) 3,0 
c) 4,4 
d) 9,9 
e) 11 
 
02) O processo industrial de obtenção da soda barrilha, conhecido como “Processo Solvay”, tem, em sua 
última etapa, a conversão, por aquecimento, de bicarbonato de sódio em carbonato de sódio: 
 
Admitindo-se que, nessa etapa, 420 kg de bicarbonato de sódio originaram 212 kg de carbonato de 
sódio, é correto afirmar que o valor mais próximo do rendimento percentual dessa reação é: 
a) 50% 
b) 60% 
c) 70% 
d) 80% 
e) 90% 
 
03) A equação mostra a reação envolvida no processo de obtenção do formaldeído (CH2O) a partir do 
metanol (CH3OH), por reação com o O2 em presença de prata como catalisador. Sabendo-se que o 
rendimento da reação é de apenas 10%, a massa de formaldeído obtida pela reação de 320 g de metanol 
é: 
 
a) 310 g 
b) 15 g 
c) 150 g 
d) 200 g 
e) 31 g 
 
)(2)(2)(32)(32 lgss OHCOCONaNaHCO ++→

OHOCHOOHCH
Ag
2223 +→+
 
 
 
 
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5° CASO: REAGENTE EM EXCESSO E 
LIMITANTE 
 
Quantos cachorros-quentes conseguimos 
produzir com estes ingredientes? 
 
Considerando que cada cachorro-quente é feito 
com uma salsicha inteira, serão produzidos no 
máximo 4 cachorros-quentes. Concluímos assim, 
que na questão proposta, existem salsichas “em 
excesso” (ou pães em falta). Podemos ainda dizer 
que o número de pães constitui o fator limitante. 
 É isto que precisamos identificar neste 
tipo de questão: 
 
 Serão sempre fornecidas duas 
quantidades de reagentes; 
 Será sempre pedido qual a quantidade 
de produto a ser formada. 
 
Para isso, vamos seguir o seguinte esquema: 
 Coloque o valor da massa molar de cada 
reagente e o valor da massa de cada 
reagente, um abaixo do outro. 
 Multiplique cruzado. 
 O MAIOR valor será o reagente em 
EXCESSO. O MENOR valor será o 
reagente LIMITANTE. 
 Usar SEMPRE O LIMITANTEpara 
relacionar com o produto e estabelecer a 
Regra de 3. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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4º Caso - Exemplos 
01) Misturam-se 147 g de ácido sulfúrico e 100 g de hidróxido de sódio para que reajam segundo a 
equação: 
 
H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O 
 
Pede-se calcular: 
a) a massa de sulfato de sódio formada; 
b) a massa do reagente que sobra (em excesso) após a reação. 
 
 
02) (Vunesp) Na indústria, a amônia é obtida pelo processo denominado Haber-Bosh, pela reação entre 
o nitrogênio e o hidrogênio na presença de um catalisador apropriado, conforme mostra a reação não-
balanceada: 
 
Com base nessas informações, considerando um rendimento de 100% calcule: 
a) a massa de amônia produzida reagindo-se 7 g de nitrogênio com 3 g de hidrogênio; 
 
b) nas condições descritas no item a, existe reagente em excesso? Se existir, qual a massa em excesso 
desse reagente? 
 
 
 
 
03) (Fuvest-SP) A combustão do gás metano, CH4, dá como produtos CO2 e H2O, ambos na fase gasosa. 
Se 1 L de metano for queimado na presença de 10 L de O2, qual o volume final da mistura resultante? 
Suponha todos os volumes medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão e comportamento 
ideal para todos os gases. 
 
 
 
 
 
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São sistemas nos quais uma substância está 
disseminada, sob a forma de pequenas 
partículas, numa segunda substância. 
A substância que se disseminou chama-se 
disperso ou fase dispersa e a segunda (que 
serviu de meio para a disseminação da primeira) 
chama-se dispersante, dispergente ou fase de 
dispersão. 
 Dispersão – Água + Sal: Dispersante água 
e Disperso sal. 
 Dispersão água + areia: Dispersante água 
e Disperso areia 
 
 
Classificação das dispersões 
As dispersões são classificadas em função do 
tamanho médio das partículas dispersas. 
 
 
 A mistura de água e sal constitui uma 
solução (mistura homogênea); 
 Leite, sangue, gelatina e maionese são 
exemplos de dispersões coloidais; 
 As suspensões são as clássicas misturas 
heterogêneas, como a mistura de água e 
areia. 
 
Soluções são misturas homogêneas de duas ou 
mais substâncias. 
Uma solução é formada por soluto e solvente. 
 
 
SOLUTO: geralmente se está em menor 
quantidade na solução. O soluto é 
dissolvido/solubilizado pelo solvente. 
SOLVENTE: geralmente se está em maior 
quantidade na solução. O solvente 
dissolve/solubiliza o soluto. 
 
As soluções são muito importantes em nosso dia-
a-dia: 
 o ar que respiramos é uma solução 
(mistura) de gases; 
 a água do mar é uma solução que contém 
vários sais; 
 muitos produtos, como bebidas, 
materiais de limpeza, remédios, etc. 
 muitas reações químicas, feitas em 
laboratórios e em indústrias, são 
realizadas em solução; 
 em nosso corpo (que contém cerca de 
65% em massa de água), o sangue, o suco 
gástrico, a urina são líquidos que contêm 
em solução um número enorme de 
substâncias que participam de nosso 
metabolismo. 
 
 
 
 
 
Dispersões 
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Soluções 
Soluções 
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Quanto ao estado de agregação (estado físico): 
 Sólida 
 Gasosa 
 Líquida 
 
Quanto à natureza das partículas dispersas 
Soluções não eletrolíticas: quando todas as 
partículas do soluto dispersas são moleculares, o 
soluto é molecular e não há processo de ionização 
ou dissociação do soluto. Não há íons em solução e, 
portanto, é uma solução não condutora de 
eletricidade. Exemplo: água e açúcar (sacarose). 
 
 
Soluções eletrolíticas: quando pelo menos uma 
parte da solução é constituída por íons. O soluto 
pode sofrer ionização ou dissociação. A solução é 
condutora de eletricidade. Exemplo: água e sal de 
cozinha. 
 
 
O coeficiente de solubilidade é a máxima 
quantidade de soluto que se solubiliza em uma 
dada quantidade de solvente, a uma dada 
temperatura. 
 O coeficiente de solubilidade do sal na água, por 
exemplo, é igual a 36 g de NaCl/ 100 g de água a 
20°C. Porém, ao variarmos a temperatura da 
solução, há uma variação na quantidade máxima de 
soluto que o solvente consegue dissolver. 
 
 
Quando o coeficiente de solubilidade é 
praticamente nulo, dizemos que a substância é 
insolúvel naquele solvente; é o caso do cloreto de 
prata, cujo grau de solubilidade em água é 0,014 
g/L. Em se tratando de dois líquidos, dizemos que 
são imiscíveis; é o caso de água e óleo. Quando 
duas substâncias se dissolvem em qualquer 
proporção (coeficiente de solubilidade infinito), 
dizemos que elas são totalmente miscíveis; é o caso 
da mistura de água com álcool. 
Quando o coeficiente de solubilidade é 
praticamente nulo, dizemos que a substância é 
insolúvel naquele solvente; é o caso do cloreto de 
prata, cujo grau de solubilidade em água é 0,014 
g/L. Em se tratando de dois líquidos, dizemos que 
são imiscíveis; é o caso de água e óleo. Quando 
duas substâncias se dissolvem em qualquer 
proporção (coeficiente de solubilidade infinito), 
dizemos que elas são totalmente miscíveis; é o caso 
da mistura de água com álcool. 
Observe como varia o coeficiente de 
solubilidade do nitrato de potássio (KNO3) com a 
temperatura: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Classificação das Soluções Coeficiente ou Grau de 
Solubilidade 
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Solução supersaturada 
 
Agora, se nós aquecermos essa solução saturada 
com corpo de fundo até 40°C, observamos que o 
coeficiente de solubilidade muda para 63,9 
g/100g de água, o corpo de fundo (precipitado) 
dissolver-se-á totalmente, pois, a uma 
temperatura mais elevada, o seu coeficiente de 
solubilidade aumenta. 
 
Se deixarmos essa solução em repouso, até ela 
voltar para a temperatura de 20 °C, obteremos 
uma solução supersaturada, que é muito 
instável, pois contém mais soluto dissolvido 
do que o coeficiente de solubilidade naquela 
temperatura. 
 
Assim, se adicionarmos a ela um pequeno cristal 
do soluto, ocorrerá a precipitação dos 18,4 g de 
sal, que é a quantidade dissolvida acima da 
quantidade possível para a saturação (31,6 g). 
Podemos resumir esta classificação de acordo 
com o esquema abaixo: 
 
 
 
A QUANTIDADE DE SOLUTO DISSOLVIDA É 
DIRETAMENTE PROPORCIONAL À 
QUANTIDADE DE SOLVENTE. 
 
Por exemplo, em 100 g de água, a 20°C, 
conseguimos dissolver 31,6 g de KNO3... Em 200 
g de água conseguimos dissolver o dobro (63,2 
g), em 300 g de água o triplo (94,8 g) e assim por 
diante... 
 
Observe como varia o coeficiente de 
solubilidade do nitrato de potássio (KNO3) com a 
temperatura: 
 
 
Com base no exemplo do KNO3, vamos 
classificar as soluções de acordo com o seu 
coeficiente de solubilidade. 
Vamos tomar como exemplo o Cs KNO3 
a 20°C = 31,6 g/100 g de água 
 
Solução insaturada 
Quando colocamos uma quantidade de soluto 
abaixo de seu coeficiente de solubilidade, temos 
uma solução insaturada ou não saturada. 
 
Solução com 20 g de KNO3 em 100 g de água 
a 20°C. 
Porém, se colocaram 50 g desse sal e 
mantivermos a mesma quantidade de solvente 
e a mesma temperatura vamos observar que 
18,4 g não se dissolveram, temos uma solução 
saturada com corpo de fundo. Para obter 
somente a solução saturada, basta realizar uma 
filtração. 
 
Solução saturada 
Se colocarmos exatamente o coeficiente de 
solubilidade (31,6 g), teremos uma solução 
saturada, isto, solução que contém a máxima 
quantidade de soluto em uma certa quantidade 
de solvente e em uma determinada temperatura. 
Solução com 31,6g de KNO3 em 100 g de 
água a 20°C. 
 
Porém, se colocaram 50 g desse sal e 
mantivermos a mesma quantidade de solvente 
e a mesma temperatura vamos observar que 
18,4 g não se dissolveram, temos uma solução 
saturada com corpo de fundo. Para obter 
somente a solução saturada, basta realizar uma 
filtração. 
 
 
 
 
 
 
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Curvas de solubilidade são os gráficos 
que apresentam a variação dos coeficientes de 
solubilidade das substâncias em função da 
temperatura. Consideremos, por exemplo, a 
tabela seguinte, que mostra os coeficientes de 
solubilidade do nitrato de potássio (em gramas 
de KNO3 por 100 g de água) em várias 
temperaturas. Desses dados resulta a curva de 
solubilidade do nitrato de potássio em água, 
apresentada ao lado. 
 
 
 
 
 
 
As curvas de solubilidade têm grande 
importância no estudo das soluções de sólidos 
em líquidos, pois nesse caso a temperatura é o 
único fator físico que influi perceptivelmente na 
solubilidade. Existem substâncias que 
aumentam a solubilidade com o aumento da 
temperatura. É o caso da maioria dos sólidos 
(sais, bases..) e que apresentam então uma 
dissolução endotérmica. 
No entanto, algumas substâncias, como os gases 
dissolvidos em líquidos, apresentam uma 
diminuição da solubilidade com o aumento da 
temperatura. Estas substâncias apresentam então 
uma dissolução exotérmica. 
Um grave problema ambiental que ocorre com 
base nesse conceito está no aumento da 
temperatura das águas próximas às usinas 
nucleares que acaba diminuindo a quantidade de 
oxigênio dissolvido, o que prejudica a respiração 
de peixes e outros animais aquáticos, podendo 
levá-los à morte. 
 
 
 
 
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Curvas de Solubilidade 
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Exercício Resolvido 
O gráfico representa as curvas de solubilidade das substâncias A, B e C: 
Com base no diagrama, responda: 
 
a) Qual das substâncias tem sua solubilidade diminuída com a elevação da temperatura? 
b) Qual a máxima quantidade de A que conseguimos dissolver em 100 g de H2O a 20 °C? 
c) Considerando apenas as substâncias B e C, qual delas é a mais solúvel em água? 
d) Considerando apenas as substâncias A e B, qual delas é a mais solúvel em água? 
e) Qual é a massa de C que satura 500 g de água a 100 °C? Indique a massa da solução obtida (massa do 
soluto + massa do solvente). 
f) Uma solução saturada de B com 100 g de água, preparada a 60 °C, é resfriada até 20 °C. Determine a 
massa de B que irá precipitar, formando o corpo de fundo a 20 °C. 
 
 
 
 
 
 
 
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Resolução! 
a) A única curva descendente é a da substância A, o que indica que sua solubilidade diminui com a 
elevação da temperatura. 
b) Observando o gráfico, percebemos que a 20 °C conseguimos dissolver 60 g de A em 100 g de água, 
sendo esse seu coeficiente de solubilidade. 
c) Em qualquer temperatura, a substância B é a mais solúvel (a curva de B está sempre acima da curva de 
C). 
d) As curvas de A e B se cruzam aproximadamente a 40 °C, indicando que, a essa temperatura, essas 
substâncias apresentam a mesma solubilidade. Para temperaturas inferiores a 40 °C, a solubilidade de A 
é maior que a de B; enquanto a temperaturas superiores a 40 °C, a solubilidade de B é maior que a de A. 
e) A 100 °C temos: 
 
Essa solução contém 500 g de H2O e 400 g de C; portanto, sua massa é 900 g. 
f) A 60 °C conseguimos dissolver 80 g de B em 100 g de H2O, enquanto a 20 °C a quantidade máxima de 
B dissolvida em 100 g de H2O é 20 g. Portanto, se resfriarmos uma solução saturada de B a 60 °C até 20 
°C em 100 g de água, ocorrerá uma precipitação de 60 g de B. 
 
 
 
 
 
 
 
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Cálculos de Concentração 
Quando falamos em concentração, podemos dizer que é uma relação 
estabelecida entre as partes do soluto e a própria solução. 
 
CONCENTRAÇÃO COMUM 
Indica a quantidade de massa (m), em gramas que se encontra dissolvido 
em um volume de solução (V), em litros. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 Exemplo – Cálculo de Concentração 
01) Calcule a concentração, em g/L, de uma solução de nitrato de potássio, sabendo que ela encerra 60 
g do sal em 300 mL de solução. 
 
02) Qual é a massa de NaOH existentes em 200 mL de solução de concentração igual a 80 g/L? 
 
 
 
 
 
 
Gabarito: 01) 200g/L 02) 16g 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Cálculos 
TÍTULO (T) OU TÍTULO EM MASSA 
Denomina-se título de uma solução a razão estabelecida entre a massa do 
soluto e a massa dessa solução, ambas medidas na mesma unidade. 
 
 
Podemos conhecer a porcentagem em massa do soluto na solução 
fazendo T% ou 
%m = 100 x T 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 Exemplo – Cálculo de Concentração 
Prepara-se uma solução dissolvendo-se 50 g de açúcar em 0,45 kg de água. Qual é o título dessa solução? 
Qual a porcentagem em massa dessa solução? 
 
 
 
Em um frasco de 300 mL de soro fisiológico, quantos gramas de NaCl estão dissolvidos? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Cálculos 
 
CONCENTRAÇÃO MOLAR, MOLARIDADE OU CONCENTRAÇÃO EM 
QUANTIDADE DE MATÉRIA 
 
 
 
É a relação entre a quantidade de matéria do soluto (em mols) e o volume 
da solução (em litros). A unidade utilizada é mol/L. 
 
 
 
A fórmula da molaridade pode ser descrita dessa forma: 
Uma solução que apresenta 1 mol a cada litro de solução pode ser 
expressa como: 1 mol/L, 1M ou 1 molar. 
 
 
 
 
 
 
 
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 Exemplo – Cálculo de Concentração 
01) Qual é a molaridade de uma solução de iodeto de sódio (NaI) que encerra 45 g do sal em 400 mL de 
solução? (Massas atômicas: Na = 23; I = 127) 
 
 
 
02) Calcule a massa de hidróxido de sódio necessária para preparar meio litro de solução 0,2 molar 
(massas atômicas: H = 1; O = 16; Na = 23). 
 
 
 
03) Qual é a molaridade de uma solução de ácido clorídrico (HCl) que apresenta concentração igual a 
146 g/L? (Massas atômicas: H = 1; Cl = 35,5) 
 
 
 
04) Uma solução de cloreto de sódio é 0,2 molar. Qual é sua concentração em gramas por litro? (Massas 
atômicas: Na = 23; Cl = 35,5) 
 
 
 
 
Gabarito: 01) 0,75 mol/L 02) 4 g 03) 4 mol/L 04) 11,7 g/L 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Relação entre as concentrações 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 Exemplo – Cálculo de Concentração 
01) Uma dada solução aquosa de ácido sulfúrico contém 25% em massa de H2SO4. Sendo a densidade 
da solução de 1,15 g/cm3 , sua concentração, em g/L,será igual a: 
a) 300 b) 28,75 c) 250 d) 25 e) 287,5 
 
 
 
02) A molaridade de uma solução de ácido sulfúrico a 49% em peso e densidade igual a 1,5 g/mL é: 
Dados: massa molar do ácido sulfúrico = 98 g/mol 
a) 7,5 mol/L. b) 1,5 mol/L. c) 3,75 mol/L. d) 0,75 mol/L. e) 15 mol/L. 
 
03) Uma solução de H3PO4 apresenta concentração de 9,8g/L. Calcule sua concentração molar e seu 
título em massa, sabendo-se que a densidade da solução é igual a 1,2 g/mL. (Dados: P = 31; O = 16; H = 
1) 
 
 
 
 
Gabarito: 01) E 02) A 03) 0,1mol/L e 0,81% 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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É possível determinar as concentrações em mol/L 
dos íons presentes em soluções se forem 
conhecidos dois dados essenciais, que são: 
 
 As fórmulas das substâncias dissolvidas 
em água; 
 A molaridade de suas soluções. 
 
Com esses dados em mãos, escreve-se a equação 
de dissociação ou de ionização do soluto em 
questão e encontra-se por dedução a 
concentração dos íons, pois ela é proporcional 
ao número de mol de cada íon. Isso significa que 
a concentração dos íons é proporcional aos seus 
respectivos coeficientes na equação de 
ionização ou de dissociação. 
 
Quando trabalhamos com soluções em que a 
quantidade de soluto dissolvida é muito 
pequena, costuma-se utilizar a unidade ppm, que 
significa partes por milhão. Por exemplo, se 
dissermos que a concentração de uma solução é 
de 50 ppm, significa que existem 50 gramas do 
soluto dissolvidos em um milhão de partes da 
solução. 
 
Por exemplo, o padrão aceitável para a 
concentração de monóxido de carbono, CO, no 
ar é de 9 ppm, o que quer dizer que deve haver 9 
L de monóxido de carbono em cada milhão de 
litros de ar. Porém, em cidades grandes, como 
São Paulo, já foram registrados índices de 13,4 
ppm. 
 
 
 
 
 
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Molaridade de íons 
Partes por Milhão (PPM) 
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É possível determinar as concentrações em mol/L 
dos íons presentes em soluções se forem 
conhecidos dois dados essenciais, que são: 
 
 As fórmulas das substâncias dissolvidas 
em água; 
 A molaridade de suas soluções. 
 
Com esses dados em mãos, escreve-se a equação 
de dissociação ou de ionização do soluto em 
questão e encontra-se por dedução a 
concentração dos íons, pois ela é proporcional 
ao número de mol de cada íon. Isso significa que 
a concentração dos íons é proporcional aos seus 
respectivos coeficientes na equação de 
ionização ou de dissociação. 
 
 
 
 
 
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Molaridade de íons 
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 Exemplo – Cálculo de Concentração 
Exemplo: Em uma solução aquosa 0,8 mol/L de fosfato de magnésio, Mg3(PO4)2, a concentração dos íons 
magnésio e fosfato é: 
 
 
Exemplo 1: Preparou-se uma solução aquosa de Al(NO3)3 de modo que cada 100 mL tivessem 63,9 g do 
sal dissolvido a 20°C. Considerando que nessa temperatura o grau de dissociação do nitrato de alumínio 
é igual a 80%, qual será a concentração em quantidade de matéria dos seus íons? 
a) 2,4 para ambos os íons. 
b) 3,0 e 9,0. 
c) 3,0 e 6,0. 
d) 2,4 e 7,2. 
e) 2,4 e 4,8. 
 
Exemplo 2: Uma solução aquosa de sulfato de alumínio, Al2(SO4)3, foi preparada de modo que cada 100 
mL de solução tivesse 68,4 g do sal dissolvido a 20°C. Sabendo que nessa temperatura o grau de 
dissociação α% do sulfato de alumínio é igual a 60%, a concentração em quantidade de matéria (em 
mol/L) dos íons Al3+
(aq) e SO2-
4(aq), respectivamente, é de: 
a) 4,0 e 6,0 
b) 2,0 e 3,0 
c) 2,4 e 3,6 
d) 2,0 e 6,0 
e) 4,5 e 5,6 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Quando trabalhamos com soluções em que a 
quantidade de soluto dissolvida é muito 
pequena, costuma-se utilizar a unidade ppm, que 
significa partes por milhão. Por exemplo, se 
dissermos que a concentração de uma solução é 
de 50 ppm, significa que existem 50 gramas do 
soluto dissolvidos em um milhão de partes da 
solução. 
 
Por exemplo, o padrão aceitável para a 
concentração de monóxido de carbono, CO, no 
ar é de 9 ppm, o que quer dizer que deve haver 9 
L de monóxido de carbono em cada milhão de 
litros de ar. Porém, em cidades grandes, como 
São Paulo, já foram registrados índices de 13,4 
ppm. 
 
 
Para o cálculo envolvendo as concentrações em 
ppm precisamos identificar primeiramente o 
SOLUTO E A SOLUÇÃO de quem a questão está 
tratando e transformar nas unidades abaixo: 
 
 
 
Quando trabalhamos com soluções em 
que a quantidade de soluto dissolvida é muito 
pequena, costuma-se utilizar a unidade ppm, que 
significa partes por milhão. Por exemplo, se 
dissermos que a concentração de uma solução é 
de 50 ppm, significa que existem 50 gramas do 
soluto dissolvidos em um milhão de partes da 
solução. 
 
Por exemplo, o padrão aceitável para a 
concentração de monóxido de carbono, CO, no 
ar é de 9 ppm, o que quer dizer que deve haver 9 
L de monóxido de carbono em cada milhão de 
litros de ar. Porém, em cidades grandes, como 
São Paulo, já foram registrados índices de 13,4 
ppm. 
 
01) 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 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 Exemplo – Cálculo de Concentração 
01) 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 
 
 
 
02) (PUCC-SP) No rótulo de uma garrafa de “água mineral” lê-se, entre outras coisas: 
Conteúdo 1,5 L 
Bicarbonato de cálcio: 20 ppm 
Com base nesses dados, determine a massa do bicarbonato de cálcio no conteúdo da garrafa. 
a)0,03g 
b)0,02g 
c)0,01g 
d)0,06g 
e)150 mg 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 Exemplo – Cálculo de Concentração 
 
 
A propanona pura, C3H6O, é um líquido volátil, incolor, inflamável, moderadamente tóxico, de sabor 
adocicado e cheiro agradável. Um ser humano comum pode perceber o cheiro da propanona diluída no 
ar na concentração mínima de 1,6 ppm. A análise de uma amostra do ar de determinado ambiente 
revelou que existe 0,00015% em volume de propanona. Uma pessoa, ao entrar no ambiente, irá perceber 
o odor da propanona? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Diluição de Soluções 
Diluir uma solução significaacrescentar solvente de modo a diminuir a 
sua concentração. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 Exemplos - Diluição 
 
 
01) Diluindo-se 100 mL de solução de cloreto de sódio (NaCl) de concentração igual a 15 g/L ao volume 
final de 150 mL, qual será a nova concentração? 
 
 
 
 
02) Que volume de água se deve adicionar a 250 mL de solução com 2 mol/L de hidróxido de sódio 
(NaOH), a fim de obter uma solução final com molaridade igual a 0,5 mol/L? 
 
 
 
 
 
03) Uma solução de NaOH tem concentração igual a 200 g/L. Se 50 mL dessa solução são diluídos a 200 
mL, qual será a molaridade da solução final? 
 
 
 
 
 
04) Na preparação de 500 mL de uma solução aquosa de H2SO4 de concentração 3 mol/L, a partir de 
uma solução de concentração 15 mol/L do ácido, deve-se diluir o seguinte volume da solução 
concentrada: 
a) 10 mL c) 150 mL e) 450 mL 
b) 100 mL d) 300 mL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Mistura de Soluções de solutos diferentes SEM 
REAÇÃO QUÍMICA 
 Neste caso, devemos resolver o 
problema considerando cada soluto de 
forma independente na solução final. 
 Como há o somatório de volumes, o 
soluto passa a dispersar em um volume 
maior após a mistura, ou seja, é como se 
o soluto sofresse uma DILUIÇÃO. 
 Devemos utilizar a fórmula da diluição 
para determinarmos as concentrações 
finais dos solutos. 
 A maior parte dos problemas que 
envolvem esse caso são misturas de SAIS. 
 
Exemplo: Determinar a concentração das 
espécies após a mistura. 
 
 
Exemplo 2: Misturando-se 50 mL de solução 5 
molar de NaNO3 com 150 mL de solução 2 molar 
de KCl, quais serão as molaridades dessas duas 
substâncias, na solução final? 
 
Mistura de Soluções de solutos diferentes 
COM REAÇÃO QUÍMICA 
Quando as substâncias reagem entre si, a 
determinação das concentrações de cada 
espécie química, após a mistura é feita usando 
cálculo estequiométrico. 
 
 
 
Nas misturas de duas ou mais soluções ocorre o 
aumento de volume da solução final. Vamos 
trabalhar com três casos de misturas: 
 Mistura de Soluções de mesmo soluto 
 Mistura de Soluções de solutos 
diferentes sem reação química 
 Mistura de Soluções de solutos 
diferentes com reação química 
 
Mistura de Soluções de mesmo soluto 
 Nestes casos não ocorre reação química 
entre os participantes, isto é, entre as 
soluções misturadas. 
 O volume final é a soma dos volumes das 
soluções participantes. 
 A concentração após a mistura é 
intermediária entre as soluções 
misturadas. 
 
Ao misturarmos duas soluções, podemos 
determinar a concentração final por meio da 
equação abaixo: 
 
 
 
Observe o exemplo: Qual a concentração da 
solução final? 
 
 
 
Exemplo 2: 150 mL de ácido clorídrico de 
molaridade desconhecida são misturados a 350 
mL de ácido clorídrico, HCl 2 M, dando uma 
solução 2,9 M. Qual é a molaridade do ácido 
inicial? 
 
 
 
 
 
 
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Mistura de Soluções 
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 Exemplos 
 
Exemplo resolvido: (UFGD-MS) Um caminhão-tanque tombou e derramou 400 L de ácido 
sulfúrico, de concentração 6 mol/L, para dentro de uma lagoa. Para amenizar os danos ecológicos, 
decidiu-se adicionar bicarbonato de sódio à água da lagoa. Calcule a massa mínima de bicarbonato de 
sódio necessária para reagir com todo o ácido derramado. Dados: NaHCO3 = 84 g/mol 
 
1º Passo: Montar e balancear a equação química: 
H2SO4 + 2NaHCO3 → 1Na2SO4 + 2H2CO3 
 
2º Passo: Proporção da reação. 
De acordo com o balanceamento, há 1 mol do ácido sulfúrico (H2SO4) para 2 mol do bicarbonato 
de sódio nos reagentes e 1 mol de sulfato de sódio (Na2SO4) para 2 mol de ácido carbônico (H2CO3) no 
produto. 
 
3º Passo: Determinar o número de mol do ácido, a partir dos dados fornecidos, pela expressão a seguir: 
M = nH2SO4 
 V 
6 mol/L = nH2SO4 
 400L 
nH2SO4 = 6.400 
nH2SO4 = 2400 mol 
 
4º Passo: Determinar o número de mol de bicarbonato de sódio (NaHCO3). 
Para isso, deve-se apenas multiplicar o número de mol do ácido encontrado no terceiro passo 
por dois, respeitando a estequiometria da equação: 
nNaHCO3 = 2. nH2SO4 
nNaHCO3 = 2.2400 
nNaHCO3 = 4800 mol 
 
5º Passo: Determinar a massa de NaHCO3. 
Para isso, são utilizados o número de mol encontrado no quarto passo e a massa molar desse sal 
na expressão a seguir: 
nNaHCO3 = mNaHCO3 
 MNaHCO3 
4800 mol = mNaHCO3 
 84 g/mol 
mNaHCO3 = 4800.84 
mNaHCO3 = 403200 g 
 
Exemplo2: (UFBA) 100 mL de uma solução 1 mol/L de Al2(SO4)3 são adicionados a 900 mL de uma 
solução 0,33 mol/L de Pb(NO3)2. Determine, em gramas, o valor aproximado da massa do 
PbSO4 formado. Considera-se desprezível a perda de massa do PbSO4 por solubilidade. 
Al2(SO4)3 + 3 Pb(NO3)2 → 3 PbSO4 + 2 Al(NO3)3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Na titulação o que se faz é medir o volume de uma 
solução conhecida que reage com a amostra em 
análise. Em seguida, a partir do volume medido, 
determinam-se as quantidades desconhecidas, 
por meio de cálculos. 
 Durante a titulação, sempre ocorre uma 
mistura de soluções contendo solutos 
diferentes com ocorrência de reação 
química. 
 Como as soluções misturadas 
apresentam sempre um ácido e uma 
base, logo, a reação química que ocorre 
é uma neutralização. 
 
 
 
O processo para determinar a concentração 
molar de uma solução desconhecida durante a 
titulação depende dos seguintes fatores: 
 Conhecer a concentração molar da 
solução que será misturada à 
desconhecida; 
 
 Conhecer o volume da solução de 
concentração desconhecida; 
 
 Conhecer o volume da solução de 
concentração conhecida. 
 
Para determinar a concentração molar da solução 
desconhecida, podemos utilizar a seguinte 
fórmula: 
Ma x Va x Xa = Mb x Vb x Xb 
 
Ma = Molaridade do ácido (mol/L) 
Mb = Molaridade da base (mol/L) 
Va = volume do ácido (L) 
Vb = volume da base (L) 
Xa = número de H+ do ácido 
Xb = número de OH- da base 
 
 
 
 
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Titulação 
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 Exemplos 
 
Exemplo: Em uma titulação, foram usados 25 mL de NaOH a 0,2 mol/L para titular 50 mL de solução de 
H2SO4. Qual é a concentração em mol/L do ácido nessa solução: 
a) 0,05. 
b) 0,5. 
c) 5,0. 
d) 0,2 
e) 0,1. 
 
Exemplo 2: (ENEM - 2022) O ácido tartárico é o principal ácido do vinho e está diretamente relacionado 
com sua qualidade. Na avaliação de um vinho branco em produção, uma analista neutralizou uma 
alíquota de 25,0 mL do vinho com NaOH a 0,10 mol L-1, consumindo um volume igual a 8,0 mL dessa 
base. A reação para esse processo de titulação é representada pela equação química: 
 
 
 
A concentração de ácido tartárico no vinho analisado é mais próxima de: 
a) 1,8 g L-1 
b) 2,4 g L-1 
c) 3,6 g L-1 
d) 4,8 g L-1 
e) 9,6 g L-1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Propriedades coligativas das soluções são 
propriedades físicas que se somam pela 
presença de um ou mais solutos e dependem 
única e exclusivamente do número relativo de 
partículas de soluto e solvente das espécies que 
estão dispersas na solução, não dependendoda 
natureza do soluto. São quatro as propriedades 
coligativas: TONOSCOPIA, EBULIOSCOPIA, 
CRIOSCOPIA e OSMOSE. Porém, todas as 
propriedades se relacionam com um fator: a 
PRESSÃO DE VAPOR. 
 
 A evaporação é um fenômeno físico que 
ocorre em qualquer temperatura, pelo 
fato de a superfície ficar exposta ao meio 
ambiente. 
 É certo então dizer que sem fornecer 
calor à água ela evaporará. A evaporação 
ocorre porque as moléculas com maior 
velocidade conseguem escapar através 
da superfície livre do líquido. 
 É o que observamos ao ver uma roupa 
secando no varal, ou uma poça de água 
secar com a incidência do sol. 
 
Considere um líquido em um interior de um 
recipiente fechado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Propriedades 
Coligativas
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Propriedades 
Coligativas 
Pressão de Vapor de um 
Líquido Puro 
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Quando se coloca em um recipiente fechado certa 
quantidade de água, à determinada temperatura, 
logo se inicia o processo de evaporação da água 
contida no recipiente. 
 
Depois de um certo tempo, o recipiente fica cheio 
de vapor de água. 
 
Isso não significa que a água não evapora em 
recipientes fechados; o que acontece é que, na 
superfície do líquido, há a passagem constante de 
moléculas da fase líquida para a gasosa e vice-versa. 
Ou seja, a mesma quantidade de moléculas que 
passa para o estado gasoso volta para o líquido; por 
isso, o volume permanece o mesmo. 
 
 A pressão que as moléculas de vapor 
fazem no recipiente é a chamada 
PRESSÃO MÁXIMA DE VAPOR. 
 Podemos dizer em outras palavras que a 
Pressão de Vapor é a tendência que um 
líquido tem de virar vapor. 
 
 
Vamos lembrar do conceito de pressão dos 
gases: resultado dos choques das moléculas dos 
gases nas paredes de um recipiente 
 
A pressão de vapor de um líquido não depende da 
quantidade desse líquido. Observe o exemplo 
abaixo: no primeiro caso temos um volume menor 
de água, porém a pressão de seu vapor a 25°C 
permanece a mesma: 
 
 
 
Dois fatores podem alterar a pressão de vapor 
(Pvap): 
 
 
Temperatura – Com o aumento da temperatura, a 
velocidade de agitação das moléculas também 
aumenta. Elas ganham mais energia cinética e se 
desprendem com maior facilidade. Assim, quanto 
maior a temperatura, maior será a pressão de vapor 
da substância. 
 
 
Natureza do líquido – Se colocarmos três frascos 
abertos contendo acetona, água e óleo, numa 
mesma temperatura, veremos com o passar do 
tempo que o primeiro a evaporar será a acetona, 
posteriormente a água e dificilmente o óleo irá 
evaporar. 
 
 
 
Podemos concluir que a acetona tem a maior 
pressão de vapor dos três líquidos e o óleo a 
menor pressão de vapor. Isso se deve às 
interações intermoleculares presentes nas 
moléculas que unem estes líquidos. 
 
 
 
 
 
 
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QUANTO MAIOR A ALTITUDE, MENOR O 
PONTO DE EBULIÇÃO 
 
 
 
 
 Se você for cozinhar ao nível do mar, a 
temperatura da água ao ferver será de 
100°C, mas se você estiver no Himalaia, ela 
deve ferver a uma temperatura bem mais 
baixa, por exemplo, 75°C. 
 Existem algumas situações em que 
precisamos que a água continue líquida 
com uma temperatura superior a 100°C e, 
para isso, a solução é bastante simples: 
mantenha a pressão atmosférica em um 
valor superior a 1 atm. Isso ocorre nas 
panelas de pressão que permite aos 
alimentos cozinharem mais depressa pois a 
pressão interna da panela é superior a 1 atm 
o que obriga a água a ferver acima de 
100°C. 
 
 
 
 A temperatura interna da panela de 
pressão pode chegar a cerca de 120°C. 
 
QUANTO MAIOR A PRESSÃO DE VAPOR, 
MAIOR A VOLATILIDADE DO LÍQUIDO 
Um líquido muito volátil evapora facilmente e 
possui uma alta pressão de vapor. 
 
O benzeno está dentro do grupo das substâncias 
químicas consideradas cancerígenas, causando 
danos à medula óssea e leucemia, quando 
exposto a longo prazo em altas concentrações. 
Por ser um líquido volátil, o benzeno libera gases 
com facilidade e, por isso, a contaminação por 
benzeno ocorre, principalmente, pelas vias 
respiratórias. O benzeno é uma das substâncias 
constituintes do petróleo e está presente na 
gasolina, sendo lançado na atmosfera pela 
queima dos combustíveis dos automóveis. 
 
Pressão de Vapor e Ponto de Ebulição 
A ebulição é caracterizada pela formação de 
bolhas no líquido. Essas bolhas vão até superfície 
e se rompem. Para que elas se formem, subam 
para a superfície e se rompam, escapando do 
líquido, é necessário que a pressão de vapor no 
interior da bolha seja, no mínimo, igual ou 
levemente maior à pressão atmosférica sobre a 
superfície do líquido. 
 
UM LÍQUIDO FERVE QUANDO A PRESSÃO 
MÁXIMA DE VAPOR SE IGUALA A PRESSÃO 
ATMOSFÉRICA 
 
A pressão atmosférica é a força exercida pela 
massa de gases da atmosfera sobre uma 
determinada superfície. 
O valor da pressão atmosférica não é 
constante. Varia em função da altitude do 
local, sendo menor à medida que a altitude 
aumenta. 
 
QUANTO MAIOR A ALTITUDE, MENOR A 
PRESSÃO ATMOSFÉRICA 
O valor da pressão atmosférica padrão ao nível 
médio do mar é de 760 mmHg (milímetros de 
mercúrio) ou 1 atm (atmosfera). 
 
 
 
 
 
 
 
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PARA UMA MESMA ALTITUDE, QUANTO MAIOR 
A PRESSÃO DE VAPOR, MENOR SERÁ O PONTO 
DE EBULIÇÃO. 
 
Como as interações intermoleculares são menos 
intensas, o líquido tende a passar para o estado 
gasoso mais facilmente (volatilidade maior), 
necessitando absorver menor energia para romper 
as interações e ocorrer a formação de bolhas. 
 
 
 
Agora, vamos ver o que acontece com a pressão 
de vapor e com as propriedades do líquido 
quando adicionamos a ele um soluto não-volátil 
Soluto não-volátil: toda substância que possui 
elevado ponto de ebulição e baixo ponto de fusão 
e que é capaz de dissolver-se em um determinado 
solvente. 
 
É uma propriedade coligativa que estuda o 
abaixamento da pressão máxima de vapor de um 
determinado solvente em virtude da dissolução de 
um soluto não volátil (molecular ou iônico). 
 
Em uma solução aquosa de NaCl (b), a quantidade 
de moléculas de água que passa para o estado de 
vapor é menor que na água pura (a), a uma dada 
temperatura. 
 Com a adição de um soluto não-volátil, 
ocorre a formação de novas interações 
intermoleculares, mais fortes, que dificultam 
a passagem do líquido para o estado 
gasoso. 
 
Graficamente, podemos perceber a diminuição da 
pressão de vapor 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Tonoscopia 
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O consequente aumento da pressão de vapor, com 
a adição de um soluto não volátil, ocasiona um 
aumento no ponto de ebulição. 
Nos países com temperatura ambiente muito alta é 
usual colocar-se etilenoglicol na água do sistema de 
refrigeração do motor dos veículos para aumentar a 
temperatura de ebulição da água, evitando que ela 
ferva. 
Faça o teste: coloque água para ferver. Quando ela 
estiver fervendo, adicione uma colher de sal de 
cozinha. Observe que a água para imediatamente 
de ferver e recomeça depois de alguns minutos. 
Neste momento, ocorreu o aumento da 
temperatura de ebulição da solução. 
 
 
 
Graficamente, podemos perceber o aumento do 
ponto de ebulição 
 
 
 
É uma propriedade coligativa que estuda o 
abaixamento do ponto de congelamento (ponto de 
fusão) de um solvente pela adição de um soluto não 
volátil, como o cloreto de sódio ou a sacarose. 
Por exemplo, ao nível do mar,a água pura congela 
em 0°C; esse é o seu ponto de fusão. No entanto, se 
acrescentarmos sal à água, ela demorará mais para 
congelar, ou seja, o seu ponto de fusão irá diminuir, 
atingindo valores abaixo de 0ºC. 
 A água do mar não se congela em locais 
próximos aos polos, apesar de nessas 
regiões se atingirem temperaturas abaixo 
de 0°C. Isso acontece porque há uma 
grande quantidade de sais dissolvidos na 
água. Os icebergs e as camadas de gelo 
que se formam são feitos de água sem esses 
sais; 
 Em países frios, quando o inverno é 
bastante rigoroso e cai muita neve, é 
comum jogar sal nas estradas para ela 
derreter; 
 Nesses países, também há o risco de 
congelamento da água dos radiadores 
usados para refrigerar os motores. Por isso, 
há alguns produtos comerciais (aditivos) 
que são adicionados com a finalidade de 
diminuir o ponto de ebulição da água e 
evitar o seu congelamento, como o 
etilenoglicol. 
 
Graficamente, podemos perceber o abaixamento 
do ponto de fusão da solução. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Ebulioscopia Crioscopia 
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A osmose estuda a passagem espontânea de 
solvente de uma solução mais diluída (menos 
concentrado – hipotônico) para outra mais 
concentrada (hipertônico) através de uma 
membrana semipermeável. 
As soluções devem ser do mesmo soluto, a fim de 
igualar a concentração. 
 
 
 
NÃO ESQUEÇA: NA OSMOSE OCORRE A 
PASSAGEM DE SOLVENTE 
 
Para impedir que o solvente passe para a solução 
mais concentrada, é adicionada uma pressão sobre 
a solução concentrada, chamada de pressão 
osmótica. 
 
 
 
 É um processo inverso ao que ocorre 
naturalmente durante a osmose, onde a 
água flui de um meio menos concentrado 
(hipotônico) para outro mais concentrado 
(hipertônico). 
 Nesse caso, o solvente flui do meio mais 
concentrado para o menos concentrado e 
isola-se do soluto, por uma membrana que 
permite a sua passagem. 
 Na osmose reversa, o soluto é forçado a 
passar para o meio menos concentrado. 
Isso só é possível graças à pressão exercida, 
fazendo com que a membrana 
semipermeável permita apenas a passagem 
da água, retendo o soluto. 
 
A técnica de dessalinização por osmose 
reversa é limpa e altamente eficaz, sendo muito 
utilizada para a potabilização da água salobra. Este 
processo é extremamente necessário para o 
abastecimento de água em regiões onde existe 
escassez de recursos hídricos como em regiões, 
áridas e semiáridas. 
 
 
 
As propriedades coligativas dependem do 
número de partículas de um soluto não volátil 
dissolvido em um solvente. O cloreto de sódio 
aumenta a temperatura de solidificação da água, 
acelerando o processo de degelo da neve. Para 
isso, precisamos lembrar das equações de 
dissociação e ionização dos compostos. 
 
Compostos 
iônicos 
Sofrem 
dissociação 
Liberam íons 
em solução 
Ácidos Sofrem 
ionização 
Liberam íons 
em solução 
Compostos 
moleculares 
Não sofrem 
ionização nem 
dissociação 
Não liberam 
íons em 
solução 
 
 
 
 
 
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Osmose Osmose Reversa 
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 Exemplos 
 
01) (ACAFE 2017) Considere soluções aquosas diluídas e de mesma concentração das seguintes 
soluções: 
 
1: Mg3(PO4)2 
2: K2Cr2O7 
3: Na2S2O3 x 5H2O 
4: Al(NO3)3 
 
A ordem crescente do ponto de ebulição dessas soluções é: 
a) 2 ~ 3 > 4 > 1 
b) 2 < 4 < 1 < 3 
c) 2 > 4 > 1 > 3 
d) 2 ~ 3 < 4 < 1 
 
Dica: Faça as reações de dissociação/ionização das espécies e some os números de mols de íons 
formados. O maior número de mols total será aquela solução que terá o maior número de partículas. 
 
 
 
02) Relacione as colunas: 
 
 
 
 
 
 
Gabarito: 01) D 02) (3) (1) (2) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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É uma parte da Termodinâmica que estuda as 
trocas de calor entre o sistema e o meio ambiente 
e o possível aproveitamento desse calor. 
Todas as transformações químicas, ou mudanças 
de estado são acompanhadas de variações 
energéticas. Esses processos são objetos de 
estudo da termoquímica. 
Antes de avançarmos para o estudo dessas 
variações nos sistemas químicos vamos buscar 
um conceito na Física. O conceito de 
Temperatura e Calor 
 
TEMPERATURA: definida como a medida do 
grau de agitação das moléculas que compõem 
um corpo. Quanto maior a agitação molecular, 
maior será a temperatura do corpo e vice-versa. 
 
CALOR: corresponde à energia em trânsito que 
se transfere de um corpo para outro em razão da 
diferença de temperatura. Essa transferência 
ocorre sempre do corpo de maior temperatura 
para o de menor temperatura até que atinjam o 
equilíbrio térmico. 
 
 
 
O Sistema Internacional de Unidade (SI) 
recomenda que a unidade de energia utilizada 
seja o Joule (J). Apesar dessa recomendação, 
frequentemente aparecerão exercícios e 
situações envolvendo calorias ou quilocalorias. 
1 cal = 4,18 J 
 
 
 
 
 
Considere um sistema contendo álcool. Se a 
combustão (queima) do álcool for provocada, 
uma determinada quantidade de energia será 
liberada nessa reação, e essa energia será 
transferida desse sistema para as vizinhanças. Em 
outras palavras, a combustão é um processo que 
libera calor. 
Quando um sistema formado por água líquida é 
colocado em um congelador, ele perde calor 
para esse ambiente e, em decorrência disso, 
ocorre o congelamento da água. Assim, quando 
a água líquida passa para a fase sólida também 
ocorre um exemplo de processo que libera calor. 
 
Há, no entanto, acontecimentos que absorvem 
calor. Se um pedaço de gelo for deixado sobre a 
mesa à temperatura ambiente, ele receberá calor 
do ambiente e isso provocará a fusão do gelo. A 
transição da água sólida para a fase líquida é um 
processo que absorve calor. 
 
 
 
 
 
 
 
Conceitos 
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Termoquímica 
Transformações que 
liberam ou absorvem calor 
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É a reação química acompanhada do estado físico 
dos reagentes e produtos, além do calor envolvido 
na reação. 
 
A equação 
C(s) + O2(s) → CO2(g) + 393,3 kJ, 
 
mostra que esta reação está liberando calor, visto 
que o valor é um produto da reação, ou seja, foi 
produzido pela reação. 
 
A equação 
H2O(s) + 6,0 kJ → H2O(l), 
 
mostra que esta reação absorve calor, visto que o 
valor da energia é um reagente da reação, ou seja, 
é necessária uma quantidade de 6,0 kJ para que a 
água sólida possa transforma-se em água líquida. 
 
(EXO = PARA FORA; TERMO = CALOR) 
São aquelas reações ou processos que liberam 
calor para o sistema, pois são reações com muita 
energia acumulada. Um processo exotérmico é 
aquele em que o sistema inicial possui mais energia 
do que o sistema final, de forma que ao final do 
processo ocorrerá liberação de energia. 
 
 
 
Todo processo exotérmico AQUECE o sistema, 
visto que é ele que recebe o calor liberado pela 
reação, portanto a temperatura do sistema 
AUMENTA. 
Exemplo: queima da madeira. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
É o conteúdo energético de um sistema mantendo-
se a pressão constante. A entalpia total de um 
sistema não pode ser medida diretamente, no 
entanto é mais viável calcularmos a variação de 
entalpia associada a um fenômeno físico ou 
químico. 
A entalpia é uma função de estado, ou seja, só nos 
interessa saber o estado final e o estado inicial, sem 
nos preocuparmos com o processo em si da reação. 
Dessa forma: 
 
Em uma reação química, sabemos que o estado 
inicial corresponde aosreagentes e o estado final 
corresponde aos produtos, podemos definir a 
variação de entalpia de uma reação como: 
 
 
 
 
 
 
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Equação Termoquímica 
Entalpia 
Reações Exotérmicas 
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(ENDO = PARA DENTRO; TERMO = CALOR) 
São aquelas reações ou processos que absorvem 
calor do sistema. Um processo endotpermico é 
aquele em que o sistema inicial possui menos 
energia do que o sistema final, de forma que para 
chegar ao final do processo é necessário adicionar 
energia. 
 
 
Todo processo endotérmico RESFRIA o sistema, 
visto que lhe é retirado calor para que a reação 
possa ocorrer, portanto a temperatura do 
sistema DIMINUI. 
 
Exemplo: a fusão do gelo. A passagem da água do 
estado sólido para o estado líquido é um processo 
que necessita de calor. 
 
 
 
 
 
Numa reação Termoquímica, cada substância 
participante da equação poderá ser relacionada ao 
∆H. Esta relação poderá ser feita através do número 
de mols, moléculas, volume molar e a própria 
massa, em gramas. 
 
Exemplo: Dada a reação termoquímica: 
 
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆H = - 68,3 kcal 
 
Qual o calor liberado a partir de 3 mols de H2(g) com 
suficiente O2(g)? 
 
1 mol H2(g) libera -------------- - 68,3 kcal 
2 mol H2(g) liberam ------------- x 
X = - 204,9 kcal 
 
Qual o calor liberado na formação de 100g de 
H2O(l)? 
 
18 g liberam -------------- - 68,3 kcal 
100 g liberam ------------- x 
X = - 379,4 kcal 
 
 
 
 
 
 
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Reações Endotérmicas 
Proporcionalidade nas 
reações termoquímicas 
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 Exemplos 
 
01) (ACAFE 2017) Considere soluções aquosas diluídas e de mesma concentração das seguintes 
soluções: 
 
1: Mg3(PO4)2 
2: K2Cr2O7 
3: Na2S2O3 x 5H2O 
4: Al(NO3)3 
 
A ordem crescente do ponto de ebulição dessas soluções é: 
a) 2 ~ 3 > 4 > 1 
b) 2 < 4 < 1 < 3 
c) 2 > 4 > 1 > 3 
d) 2 ~ 3 < 4 < 1 
 
Dica: Faça as reações de dissociação/ionização das espécies e some os números de mols de íons 
formados. O maior número de mols total será aquela solução que terá o maior número de partículas. 
 
 
 
02) Relacione as colunas: 
 
 
 
 
 
 
Gabarito: 01) D 02) (3) (1) (2) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 Exemplos 
 
01) (ACAFE 2017) Considere soluções aquosas diluídas e de mesma concentração das seguintes 
soluções: 
 
1: Mg3(PO4)2 
2: K2Cr2O7 
3: Na2S2O3 x 5H2O 
4: Al(NO3)3 
 
A ordem crescente do ponto de ebulição dessas soluções é: 
a) 2 ~ 3 > 4 > 1 
b) 2 < 4 < 1 < 3 
c) 2 > 4 > 1 > 3 
d) 2 ~ 3 < 4 < 1 
 
Dica: Faça as reações de dissociação/ionização das espécies e some os números de mols de íons 
formados. O maior número de mols total será aquela solução que terá o maior número de partículas. 
 
 
 
02) Relacione as colunas: 
 
 
 
 
 
 
Gabarito: 01) D 02) (3) (1) (2) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 Exemplos 
 
01) Classifique os fenômenos em endotérmicos ou exotérmicos 
a) Fusão do gelo 
b) Evaporação da água 
c) Vaporização do mercúrio líquido 
d) H2O (l) → H2O (s) 
 
02) Identifique as seguintes reações sob o ponto de vista termoquímico, em exotérmico ou endotérmico. 
a) H2(g) + ½ O2(g) → H2O (g) + 58.000 cal 
b) Processo de acender um fósforo 
c) C(s) + 2S(s) → CS2 ΔH = +19 Kcal 
d) S(l) + O2(g) → SO2 ΔH = -71 Kcal 
e) Descongelar carne no microondas 
f) Resfriar a carne no freezer 
g) Cozinhar alimentos 
h) Fe(s) + 2,7 Kcal → Fe(l) 
i) C6H6(l) → C6H6(s) + 2,34 Kcal 
 
03) O calor liberado quando 1 mol de H2O(v) se transforma em 1 mol de H2O(l) (condensação), segundo o gráfico 
vale: 
 
 
 
 
04) Existem reações químicas que ocorrem com liberação ou absorção de energia, sob a forma de calor, 
denominadas, respectivamente, como exotérmicas e endotérmicas. Observe o gráfico a seguir e assinale a 
alternativa correta: 
a) O gráfico representa uma reação endotérmica. 
b) O gráfico representa uma reação exotérmica. 
c) A entalpia dos reagentes é igual à dos produtos. 
d) A entalpia dos produtos é maior que a dos reagentes. 
e) A variação de entalpia é maior que zero. 
 
Gabarito: 1) a)endo b) endo c) endo d) exo 2) a) exo b) endo c) endo d) exo e) endo f) exo g) endo h) endo i) exo 
3) + 44 kJ 4) b 
 
 
 
 
 
 
 
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 Exemplos 
 
01) Uma vela é feita de um material ao qual se pode atribuir a fórmula C20H42. Qual o calor liberado na 
combustão de 10,0 g desta vela à pressão constante? (massas molares: C = 12 ; H = 1 ; O = 16) 
 
C20H42(s) + 61/2 O2(g) → 20 CO2(g) + 21 H2O(g) ΔH = –13 300 kJ 
 
 
 
 
02) Considere a equação termoquímica: 
 
C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(g) ΔH = -330 kcal/mol 
 
A massa de álcool que, por combustão completa, libera 561 kcal é igual a: (Dado: M C2H5OH = 46 g/mol) 
a) 78,2 
b) 85,6 
c) 90,4 
d) 106,6 
e) 115,7 
 
 
 
Gabarito 01) 471,6 kJ 02) A 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Estado físico dos reagentes e produtos 
 
 
Quando os reagentes são gases e o produto 
formado também é gasoso ocorre liberação de 
menos energia. Entretanto, quando os reagentes 
são gases e o produto for líquido ou sólido ocorre 
liberação de maior quantidade de energia, 
respectivamente. 
 
Estado alotrópico de reagentes e produtos 
 
 
O estado alotrópico da substância influi na entalpia 
da reação. A forma de maior entalpia é a mais 
reativa, e a de menor entalpia é a mais estável. É por 
isso que não é comum um diamante entrar em 
combustão, justamente por ser muito difícil iniciar e 
manter essa reação (alta energia de ativação), ao 
contrário do carbono grafite (que é o carvão que 
costumamos usar para fazer churrasco). 
 
Quantidade de Reagentes e Produtos 
 
A reação varia em função da concentração de cada 
um de seus participantes. O aumento da 
concentração provoca um aumento proporcional da 
variação de entalpia. 
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆H = - 68,3 kcal 
 
 São liberados 68,3 kcal por mol de água 
formada. 
 São liberados 68,3 kcal por mol de gás 
hidrogênio consumido. 
 São liberados 136,6 kcal por mol de gás 
oxigênio consumido. 
 
A equação toda pode ser multiplicada por 2. Neste 
caso teremos: 
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) ∆H = - 136,6 kcal 
 
Por convenção, considera-se como entalpia zero, as 
substâncias nas seguintes condições: 
 
SUBSTÂNCIA SIMPLES NO ESTADO PADRÃO 
(COMO SÃO ENCONTRADAS NA NATUREZA), 
NA TEMPERATURA DE 25°C E 1 atm E NA FORMA 
ALOTRÓPICA MAIS ESTÁVEL. 
 
 
CALOR DE FORMAÇÃO OU ENTALPIA DE 
FORMAÇÃO 
 
É o calor liberado ou absorvido quando se forma 1 
mol da substância a partir dos elementos que a 
constituem na forma de substância simples no 
estado padrão. 
 
Vamos equacionar juntos as reações de formação. 
H2SO4 (l) 
NH3 (g) 
C4H10 (l) 
CaCO3 (s) 
O3 (g) 
N2O3 (g) 
 
CALOR DE COMBUSTÃO OU ENTALPIA DE 
COMBUSTÃO 
 
É o calor liberado na queima de 1 mol da 
substância. As reações de combustão são sempre 
exotérmicas, portanto, a variação de entalpia é 
sempre negativa. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Fatores que influem navariação de entalpia 
Entalpia padrão 
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Entalpia nas mudanças de estados 
físicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Cálculos de ∆H 
ENTALPIA DE FORMAÇÃO 
Sabemos que a variação de entalpia é igual à diferença entre a soma das entalpias 
de formação dos produtos e a soma das entalpias de formação dos reagentes: 
 
ΔH = ∑ 𝑛𝐻𝑝 -∑ 𝑛𝐻𝑟 
 
 
ATENÇÃO: ESSA FÓRMULA SÓ PODE SER APLICADA QUANDO 
FORNECEREM OS CALORES DE FORMAÇÃO 
 
 
 
LEI DE HESS 
A quantidade de calor envolvida em uma reação química, sob determinadas 
condições experimentais, depende exclusivamente dos estados inicial e final da 
reação, seja ela realizada em uma única etapa, seja em várias etapas sucessivas. 
Observe a reação química abaixo e orientações para o cálculo da variação de 
entalpia pela Lei de Hess. Vamos determinar o valor de entalpia para esta reação 
baseando-se nas reações I, II e III e seus respectivos valores de ∆H. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Cálculos de ∆H 
Na primeira equação, o C (grafite) é o termo comum, então ele deve ser 
escrito da mesma forma. A segunda equação, o termo comum é o H2(g), 
contudo essa equação foi multiplicada, inclusive a variação. E na terceira 
equação, o CH4(g) é o termo comum, e sua variação de entalpia teve o sinal 
alterado pois a posição da equação foi invertida. As reações, após as 
modificações ficaram assim: 
 
 
 
A reação global é obtida após cancelarmos os reagentes e produtos 
comuns nas reações e escrevermos as substâncias restantes todas em 
uma só. A lei de Hess afirma que para calcularmos a variação de entalpia 
basta somarmos as entalpias das reações intermediárias após as 
modificações. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 Exemplos 
 
01) Considere os valores de entalpia padrão de formação (ΔHo
f) em KJ.mol-1 à 25°C das seguintes 
substâncias: 
CH4(g) - 74,8 
CHCl3(l) - 134,5 
HCl(g) - 92,3 
Para a reação: 
CH4(g) + 3Cl2(g) → CHCl3(l) + 3HCl(g) 
Qual será o valor do ΔHo
f? 
 
 
02) Adicionando bicarbonato de sódio para auxiliar o cozimento dos alimentos, tem-se a seguinte reação: 
2 NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O. 
Considerando os dados a seguir, calcule a variação de entalpia da reação 
∆H(NaHCO3) = - 226,5 kcal/mol 
∆H(Na2CO3) = - 270,3 kcal/mol 
∆H(CO2) = - 94 kcal/mol 
∆H(H2O) = - 57,8 kcal/mol 
 
 
03) A reação de trimerização cíclica do acetileno, dando benzeno, pode ser representada pela equação 
termoquímica: 
3C2H2(g) → C6H6(l) ∆H = –120 kcal (25°C, 1atm) 
Sabendo que a entalpia do benzeno, C6H6(l) , vale + 30kcal/mol, determine a entalpia de um mol de 
acetileno, C2H2(g). 
 
 
04) As entalpias molares do CH4(g), H2O(l) e CO2(g) valem, respectivamente: -18 kcal/mol, -68 kcal/mol e - 94 
kcal/mol, calcular o calor de combustão do metano. 
 
 
 
 
 
 
Gabarito: 01) -336,6 02) +30,9 03) +50 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 Exemplos 
 
01) Considere as seguintes variações de entalpia de formação: 
C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = - 94 kcal/mol 
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆H = - 68 kcal/mol 
2 C(s) + H2(g) → C2H2(g) ∆H = + 54 kcal/mol 
 
Determine a variação de entalpia da combustão do acetileno: 
C2H2(g) + 5/2 O2(g) → 2 CO2(g) + H2O(l) 
 
 
 
 
02) Calcule a variação de entalpia de combustão do metanol (CH4O): 
CH4O(l) + 3/2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) ∆H = ? 
sabendo que as variações de entalpia de formação do gás carbônico, da água e do metanol são: 
C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = - 94 kcal/mol 
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆H = - 68 kcal/mol 
C(s) + 2 H2(g) + ½ O2(g) → CH4O(l) ∆H = - 57 kcal/mol 
 
 
 
 
03) Determine a variarão de entalpia da reação entre cloreto de prata e gás iodídrico: 
AgCl(s) + HI(g) → AgI(s) + HCl(s) ∆H =? 
sabendo que as variações de entalpia de formação dos reagentes e produtos são: 
Ag(s) + ½ Cl2(g) → AgCl(g) ∆H = - 30 kcal/mol 
Ag(s) + ½ I2(g) → AgI(g) ∆H = - 15 kcal/mol 
½ H2(g) + ½ Cl2(g) → HCl(g) ∆H = - 22 kcal/mol 
½ H2(g) + ½ I2(s) → HI(g) ∆H = + 6 kcal/mol 
 
. 
 
 
 
Gabarito: 01) -310 kcal 02) -173 kcal 03) -13 kcal 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Toda reação química envolve energia na quebra de 
ligações nos reagentes para formar os produtos. A 
energia de ligação corresponde à energia 
absorvida (processo endotérmico) fornecida para 
romper 1 mol de ligações no estado gasoso. 
Quando há a formação de novas ligações, nos 
produtos, haverá liberação de uma certa 
quantidade de energia (processo exotérmico), 
maior ou menor que a absorvida. 
 
ΔH = ∑ Energia de ligação dos reagentes -∑ 
Energia de ligação dos produtos 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Energia ou entalpia de 
ligação 
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 Exemplos 
 
01) Determine o calor de formação do gás clorídrico (HCl), conhecendo as seguintes energias de ligação 
(em valor absoluto): 
H-H: 104 kcal/mol 
Cl-Cl: 58 kcal/mol 
H-Cl: 103 kcal/mol 
 
02) Determine a variação de entalpia da reação: 
CH4(g) + Cl2 → CH3Cl(g) + HCl(g) 
sabendo que as energias de ligação, em valor absoluto, são (kcal/mol): 
C-H: 99 
Cl-Cl: 58 
C-Cl: 80 
H-Cl: 10 
03) Veja a seguir a reação de cloração do etano na presença de luz: 
H3C – CH3 + Cl2 → H3C – CH2 – Cl + HCl 
Sabe-se que ela apresenta uma variação de entalpia igual a -35 Kcal.mol-1. Considerando os valores das 
energias de ligação presentes na reação, determine a energia da ligação C-Cl no composto CH3CH2Cl. 
C-H 105 kcal.mol–1 
Cl-Cl 58 kcal.mol–1 
H-Cl 103 kcal.mol–1 
C-C 368 kcal.mol–1 
a) -75 kcal.mol–1. 
b) - 85 kcal.mol–1. 
c) 85 kcal.mol–1. 
d) - 95 kcal.mol–1. 
e) 95 kcal.mol–1. 
 
 
Gabarito: 01) -22 kcal 02) -26 kcal 03) E 
 
 
 
 
 
 
 
 
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A Cinética Química é o ramo da Físico-
química que estuda a velocidade em que uma 
reação química ocorre e os fatores que a 
influenciam. Estudam ainda a possibilidade de 
controlar essa velocidade, tornando as reações 
mais rápidas ou mais lentas, com base no 
mecanismo das reações. As reações podem ser 
lentas, moderadas ou muito rápidas, 
dependendo de um referencial. 
 
 
Pela variação da quantidade de reagentes 
consumidos e produtos formados. Para 
determinar sua velocidade, medimos a 
quantidade de reagentes que desaparecem e a 
quantidade de produtos que se formam. 
 
A concentração dos produtos vai aumentar pois 
estão sendo formados. 
 
A concentração dos reagentes vai diminuir pois 
estão sendo consumidos.
 
 
 
 
 
 
Cinética Química 
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Cinética Química 
Como é medida a 
velocidade de uma reação? 
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 Exemplos 
 
O gráfico a seguir representa a variação de concentração das espécies A, B e C com o tempo. Qual das 
alternativas a seguir contém a equação química quemelhor descreve a reação representada pelo gráfico: 
a) 2A + B → C 
b) A → 2B + C 
c) B + 2C → A 
d) 2B + C → A 
e) B + C → A 
 
Gabarito: C 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 Utilizamos a fórmula que relaciona a variação de 
concentração de reagentes ou produtos que 
diminui ou aumenta com o passar do tempo. 
 
 
Vamos agora considerar, por exemplo, 
que a reação N2 + 3 H2 → 2 NH3 nos 
forneça os seguintes resultados, sob 
determinadas condições experimentais: 
 
 
 
Utilizando os dados dessa tabela, obtemos, de 
acordo com a definição, as seguintes velocidades 
médias: 
 no intervalo de 0 a 5 min: 
 
 
 
 no intervalo de 5 a 10 min: 
 
 
 
 no intervalo de 10 a 15 min: 
 
 
 
 no intervalo de 15 a 20 min: 
 
 
 
 
 
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Como calcular a 
velocidade média de 
uma reação? 
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Perceba que esse cálculo é muito 
semelhante ao cálculo de velocidade média feito 
em Física. De fato, se, na segunda coluna da tabela 
anterior, no lugar de “molaridade” tivéssemos 
“quilômetros rodados por um automóvel”, o 
mesmo cálculo teria nos fornecido a velocidade 
média do automóvel em cada um dos intervalos 
de tempo 
Outra maneira de encontrar a 
velocidade média de uma reação é por meio 
dos coeficientes da reação de cada substância 
participante. Considere, por exemplo, a reação 
genérica abaixo, em que as letras minúsculas 
representam os coeficientes da reação; e as letras 
maiúsculas os reagentes e produtos: 
 
 
A velocidade média da reação pode ser 
calculada em função de qualquer substância 
participante da reação, pois o resultado será o 
mesmo. 
Analisando as duas primeiras linhas da 
tabela da página anterior, concluímos que, nos 
primeiros 5 minutos, essa reação produziu 20 
mol/L de NH3 — quantidade esta que, pelos 
cálculos já apresentados, corresponde a uma 
velocidade média de 4,0 mol/L de NH3 por 
minuto. Acontece que o NH3 é produzido a partir 
de N2 e de H2. Desse modo, de acordo com a 
estequiometria da equação, temos: 
 
 
Concluímos, portanto, que são 
necessários 10 mol/L de N2 e 30 mol/L de H2 para 
produzir os citados 20 mol/L de NH3. Sendo 
assim, naqueles 5 minutos iniciais da reação, 
teríamos as seguintes velocidades médias: 
 em relação ao N2: 2,0 mol/L 
 em relação ao H2: 6,0 mol/L 
 em relação ao NH3: 4,0 mol/L 
 
Para evitar essa confusão — isto é, para 
obtermos um resultado único que expresse a 
velocidade média da reação —, convencionou-se 
dividir cada um desses valores pelo coeficiente 
estequiométrico da substância na equação 
química considerada. Com isso, os valores da 
velocidade média passam a ser: 
 em relação ao N2: 2,0 / 1 = 2 mol/L.min 
 em relação ao H2: 6,0 / 3 = 2 mol/L.min 
 em relação ao NH3: 4,0 / 2 = 2 mol/L.min 
 
 
 Condições para a ocorrência das reações 
químicas: 
 Afinidade entre os reagentes 
 Contato entre os reagentes 
 Choques efetivos 
 
 
Durante o processo de reação, após os reagentes 
colidirem, é necessário que haja uma energia 
mínima para que as colisões sejam eficazes e os 
reagentes atinjam um estado ativado e aí a reação 
se processe. 
 
 
 
 
 
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Como ocorrem as 
reações químicas? 
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É a energia mínima para que uma reação química 
possa ocorrer, ou seja, é um dos fatores 
determinantes para a ocorrência de uma reação, 
juntamente com o contato e a colisão favorável 
entre as moléculas dos reagentes. 
QUANTO MENOR A ENERGIA DE ATIVAÇÃO, 
MAIS RÁPIDA ELA É. 
 
Quando a energia de ativação é atingida, forma-
se primeiro o complexo ativado, que é uma 
estrutura intermediária e instável entre os 
reagentes e os produtos. 
 
No complexo ativado, as ligações presentes nos 
reagentes estão enfraquecidas e as ligações 
presentes nos produtos estão se formando. 
O complexo ativado decompõe-se 
espontaneamente formando os produtos da 
reação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Energia de ativação 
Complexo ativado 
Gráficos Termocinéticos 
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 Exemplos 
 
Determinar 
 
 
a) Energia dos reagente: ________________ 
b) Energia dos produtos: ________________ 
c) Energia de ativação: __________________ 
d) Energia do complexo ativado: __________ 
e) Variação de entalpia: _____________ 
f) Classificação da reação (endotérmica ou exotérmica):___________ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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ESTADO FÍSICO 
 
Esperamos que a reação entre sólidos seja mais 
lenta que entre líquidos (ou entre sólido e líquido) e 
esta, mais lenta que entre gases. No estado gasoso, 
as partículas estão mais agitadas, portanto a 
probabilidade de choques é maior. 
 
Vestado gasoso> Vestado líquido > Vestado sólido 
 
LUZ 
 
No caso de reações fotoquímicas, a presença de luz 
aumenta a velocidade da reação. Um exemplo 
muito importante é a reação da fotossíntese. 
Medicamentos são guardados em frascos escuros 
para não ocorrer uma alteração no princípio ativo 
do medicamento. 
 
 
 
 
 
PRESSÃO 
 
Um aumento da pressão numa reação, 
principalmente entre gases, é considerável, pois 
diminui o volume do sistema, implicando num maior 
contato entre os reagentes. Este efeito possibilita 
um maior número de colisões entre as partículas, 
acelerando a reação. 
Exemplo: Utiliza-se uma panela de pressão para 
acelerar o cozimento dos alimentos. 
 
 
TEMPERATURA 
 
Um aumento de temperatura da reação aumenta a 
energia cinética da reação, fazendo com que 
aumenta o número de colisões e a reação ocorra 
mais rapidamente. Exemplos: cozimento dos 
alimentos, vinhos azedam mais rapidamente se 
guardados em locais aquecidos, alimentos 
estragam cerca de quatro vezes mais rápidos à 
temperatura ambiente (25°C) do que na geladeira 
(5°C). Por isso utilizamos um freezer, pois a 
temperatura baixa diminui a velocidade das reações 
e os alimentos se conservam por mais tempo. 
 
 
 
 
 
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Fatores que influem na 
velocidade da reação 
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SUPERFÍCIE DE CONTATO 
 
Quanto mais reduzido, pulverizado ou triturado for 
a substância reagente, mais veloz será a reação, pois 
facilita o contato entre as moléculas, aumentando o 
número de colisões. 
É recomendável mastigar muito bem os alimentos: 
a divisão física aumenta a velocidade das reações e, 
no caso, a da digestão. 
Para acender mais facilmente uma fogueira, uma 
churrasqueira ou uma lareira, deve-se usar gravetos 
e não toras: quanto maior a superfície de contato 
exposta, mais a velocidade da reação. 
 
 
 
CONCENTRAÇÃO 
Quando aumentamos a concentração dos 
reagentes, aumentamos o número de moléculas ou 
partículas reagentes por unidade de volume e, 
consequentemente, o número de colisões entre 
elas aumenta, resultando em uma maior velocidade 
da reação. 
 
 
 
Onde a reação ocorre mais rapidamente? 
 
 
CATALISADORES E INIBIDORES 
 
Catalisador é uma substância capaz de aumentar a 
velocidade da reação sem que seja consumida no 
processo; 
 
O catalisador diminui a Energia de Ativação; 
 
O catalisador não altera o valor de ∆H da reação. 
Em um gráfico termocinético o catalisador aparece 
daseguinte maneira: 
 
 
Em um mecanismo de reação, o catalisador aparece 
da seguinte maneira: 
 
 
 
 
 
 
 
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As substâncias que retardam a reação são 
chamadas de inibidores, aumentando a energia de 
ativação. A principal função dos inibidores se 
encontra como conservantes de alimentos, bebidas, 
cosméticos e toda espécie de produtos perecíveis. 
Exemplos: benzoato de sódio, nitrito de sódio. 
 
 
 
 
 
Também conhecida como Lei de Guldberg-
Waage, diz que: a velocidade de uma reação é 
diretamente proporcional às concentrações 
molares dos reagentes elevadas aos seus 
respectivos coeficientes obtidos na equação 
química correspondente. 
 
 
 
 
Catálise é o aumento de velocidade da 
reação, provocado pelo catalisador. 
 
Costuma-se classificar a catálise em 
homogênea ou heterogênea, conforme o sistema 
em reação e o catalisador formem um todo 
homogêneo ou heterogêneo. Por exemplo: 
 
 
 
 
Nessa reação, temos um caso de catálise 
homogênea porque todas as substâncias (SO2, O2, 
SO3) e o catalisador (NO) são gases e constituem 
uma única fase (conjunto homogêneo). A catálise 
homogênea ocorre, por exemplo, em sistemas 
gasosos catalisados por um gás. 
Vejamos agora a mesma reação, catalisada 
por platina: 
 
 
Trata-se de um exemplo de catálise 
heterogênea porque o sistema em reação é 
gasoso, enquanto o catalisador é sólido (são duas 
fases distintas). A catálise heterogênea em geral 
ocorre quando uma substância sólida catalisa uma 
reação entre gases ou líquidos. 
 
 
 
 
 
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Tipos de Catálise 
Lei de ação das massas ou 
lei de velocidade 
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Ordem de uma reação é a soma dos expoentes que 
aparecem na fórmula da velocidade. 
Molecularidade é o número de moléculas que se 
chocam em cada reação elementar. Soma dos 
coeficientes estequiométricos dos reagentes. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Ordem e Molecularidade 
das Reações 
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 Exemplos 
 
Cálculo da Expressão da Lei de Velocidade envolvendo análise de tabelas: são dadas várias 
experiências onde alteram a concentração dos reagentes e verificam a influência deles na velocidade da 
reação. 
Neste tipo de questão não se pode aplicar diretamente a fórmula da lei da velocidade sobre a reação 
dada. Deve ser feita uma análise da influência de cada substância na velocidade da reação. 
 
 
01) Num laboratório, foram efetuadas diversas experiências para a reação: 
2 H2(g) + 2 NO(g) → N2(g) + 2 H2O(g) 
Com os resultados das velocidades iniciais obtidos, montou-se a seguinte tabela: 
 
 
Baseando-se na tabela acima, podemos afirmar que a lei de velocidade para a reação é: 
 
 
 
 
02) Considere a seguinte reação a 55°C: 
(CH3)3CBr(aq) + OH-
(aq) → (CH3)3COH(aq) + Br-
(aq) 
 
 
Determine a equação da rapidez ou lei da velocidade dessa reação a 55°C 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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O equilíbrio químico é estabelecido numa reação 
reversível quando as velocidades das reações 
direta e inversa se igualarem. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Equilíbrio Químico 
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Equilíbrio Químico 
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Gráficos 
Graficamente podemos representar da seguinte maneira: 
 
As taxas são iguais, mas as concentrações não. As concentrações dos 
reagentes e dos produtos dificilmente serão iguais. Somente em casos raros 
isto ocorre. Na maioria das vezes a concentração dos reagentes será maior 
que a dos produtos ou vice-versa. Deve-se salientar que quando uma reação 
atinge o equilíbrio ela não para. Ela continua se processando, porém tanto 
a reação direta como a inversa ocorrem à mesma velocidade. 
Os catalisadores não têm efeito sobre o equilíbrio das reações, 
ou seja, um catalisador pode acelerar ou retardar a velocidade na qual uma 
reação atinge o equilíbrio sem afetar a composição do seu equilíbrio, 
possibilitando que as moléculas de reagentes se convertam em produtos sem 
sofrer modificações. 
 
 
 
 
 
 
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É uma fórmula que permite calcular o valor 
numérico de um Equilíbrio Químico. Essa constante 
pode ser expressa em concentração molar (Kc) ou 
em pressão parcial (Kp) das substâncias que 
participam da reação. 
 
 
Definindo a Constante de Equilíbrio com 
base nas leis de velocidade das reações direta e 
inversa 
 
 
Vd = Vi 
k1 [A]a.[B]b= k2 [C]c.[D]d 
k1 = k2 [C]c.[D]d 
 [A]a.[B]b 
k1 = [C]c.[D]d 
k2 [A]a.[B]b 
 
 
 
 
A constante de equilíbrio em termos de 
concentração é a relação entre o produto da 
concentração molar dos produtos com o produto 
da concentração molar dos reagentes, elevados 
todos a seus coeficientes na reação. 
 
SÓ É APLICADA EM SUBSTÂNCIAS EM SOLUÇÃO 
AQUOSA OU GASES POIS AS SUBSTÂNCIAS 
SÓLIDAS NÃO CONTRIBUEM PARA O 
ESTABELECIMENTO DO EQUILÍBRIO. A ÁGUA E 
LÍQUIDOS PUROS TAMBÉM NÃO SÃO 
CONSIDERADOS NA CONSTANTE. 
 
Para determinarmos a Constante de Equilíbrio (Kp), 
é semelhante a aplicação da fórmula para a 
concentração molar, a diferença é que na fórmula 
da pressão parcial só entram substâncias gasosas 
pois, a pressão parcial de líquidos e sólidos é 
desprezível. 
 
Observações: 
1°) Tanto o Kc como o Kp só variam com a 
temperatura; 
2°) Para o cálculo de Kp só devemos representar os 
componentes gasosos; 
3°) Para o cálculo de Kc não devemos representar os 
componentes sólidos ou líquidos. 
 
 
 
 
 
 
 
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Constante de Equilíbrio 
Químico 
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 Exemplos 
 
Aplique a expressão da Constante de Equilíbrio Kc e Kp para as reações: 
 
 
Como calcular o valor da constante de equilíbrio de uma equação global a partir de suas etapas? 
VAMOS RESOLVÊ-LA POR MEIO DA LEI DE HESS. 
 
Vários ácidos são utilizados em indústrias que descartam seus efluentes nos corpos d’água, como rios e 
lagos, podendo afetar o equilíbrio ambiental. Para neutralizar a acidez, o sal carbonato de cálcio pode 
ser adicionado ao efluente, em quantidades apropriadas, pois produz bicarbonato, que neutraliza a água. 
As equações envolvidas no processo são apresentadas: 
 
Com base nos valores das constantes de equilíbrio das reações II, III e IV a 25 oC, qual é o valor numérico 
da constante de equilíbrio da reação I? 
a) 4,5x10-26 
b) 5x105 
c) 0,8x10-9 
d) 0,2x105 
e) 2,2x1026 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 Exemplos - Cálculo do valor das constantes Kp e Kc 
 
01) (FEI-SP) Calcule a constante de equilíbrio, em termos de concentração, para a reação representada 
pela equação química abaixo, sabendo que nas condições de temperatura e pressão em que se encontra 
o sistema existem as seguintes concentrações dos compostos presentes no equilíbrio: [SO3 ] = 0,1 mol/L; 
[O2 ] = 1,5 mol/L; [SO2 ] = 1,0 mol/L 
 
 
02) (UnB-DF) O pentacloreto de fósforo é um reagente muito importante em Química Orgânica. Ele é 
preparado em fase gasosa através da reação:Um frasco de 3,00 L contém as seguintes quantidades de equilíbrio, a 200 °C: 0,120 mol de PCl5 ; 0,600 
mol de PCl3 ; e 0,0120 mol de Cl2 . Calcule o valor da constante de equilíbrio, em (mol/L) , a essa 
temperatura. Sugestão: Com as quantidades de mols e o volume do recipiente, calcule as concentrações 
em mol/L das substâncias; depois siga o exercício 
 
03) (Faap-SP) Em um recipiente de 500 mL, encontram-se, em condições de equilíbrio, 0,48 g de NO2 e 
2 g de N2O4. Calcule a constante de equilíbrio, em termos de concentração, para a reação abaixo (massas 
atômicas: N = 14; O = 16). 
 
 
04) No equilíbrio, 
 
encontramos as seguintes concentrações: 10 mol/L de H2 e 0,01 mol/L de I2 . Qual é a concentração em 
mol/L do HI, sabendo que, nas condições de experiência, Kc vale 10-3 ? 
 
 
05) Aqueceram-se 2 mols de PCl5 em um recipiente fechado, com capacidade de 2 L. Atingindo o 
equilíbrio, o PCl5 estava 40% dissociado em PCl3 e Cl2 . Calcule a constante de equilíbrio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Quando há um aumento de concentração de uma 
das espécies químicas presentes no equilíbrio, este 
se desloca no sentido de consumir o que foi 
adicionado. Já quando há diminuição da 
concentração de uma das espécies químicas 
presentes no equilíbrio, este se desloca no sentido 
de formar o que foi retirado. 
 
 
 Aumentando a concentração de N2 ou de 
H2, o equilíbrio desloca para a direita de 
forma a consumir o que foi adicionado; 
 Aumentando a concentração de NH3, o 
equilíbrio desloca para a esquerda de forma 
a consumir o que foi adicionado; 
 Diminuindo a concentração de N2 ou H2, o 
equilíbrio desloca para a esquerda de forma 
a repor o que foi retirado; 
 Diminuindo a concentração de NH3, o 
equilíbrio desloca para a direita de forma a 
repor o que foi retirado. 
 
Efeito da pressão sobre uma reação só pode ser 
considerado para substâncias gasosas. Isso ocorre 
porque a aplicação de uma maior ou menor pressão 
em um sistema exclusivamente líquido ou sólido 
não altera a concentração das espécies químicas 
envolvidas. 
 
 
 
 Aumentando a pressão, o equilíbrio desloca 
para o lado de menor volume, ou seja, há 
maior produção de NH3. 
 Diminuindo a pressão, o equilíbrio desloca 
para o lado de maior volume, aumentando 
a produção de N2 e H2. 
 
REAÇÕES COM MESMOS VOLUMES NOS 
REAGENTES E PRODUTOS NÃO SOFREM 
INFLUÊNCIA DA PRESSÃO. 
 
 
 
Princípio de Le Chatelier: Quando um sistema 
em equilíbrio é perturbado, reage com a 
finalidade de atenuar essa perturbação. Ao ser 
perturbado, ocorre o deslocamento desse 
equilíbrio, e o sistema é levado a uma nova 
condição de equilíbrio. 
 
O equilíbrio químico numa reação pode ser 
deslocado para a direita ou para a esquerda 
alterando três fatores: CONCENTRAÇÃO, 
PRESSÃO e TEMPERATURA. 
 
 
 
 
 
 
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Concentração 
Pressão 
Deslocamento do 
Equilíbrio 
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O aumento da temperatura implica um aumento na 
energia cinética das moléculas, que, por sua vez, 
aumenta o número de colisões efetivas, 
proporcionando maior rendimento reacional. 
Em um processo de equilíbrio, o aumento da 
temperatura produz aumento nas velocidades das 
reações direta e inversa, em virtude do aumento do 
número de colisões. 
 
 
 Aumentando a temperatura o equilíbrio 
desloca para a esquerda (por ser o sentido 
da reação endotérmica, já que o ΔH é 
negativo). 
 Diminuindo a temperatura o equilíbrio 
desloca para a direita (por ser o sentido da 
reação exotérmica, já que o ΔH é negativo). 
 
 
IMPORTANTE: A VARIAÇÃO DE ENTALPIA 
FORNECIDA NA REAÇÃO CORRESPONDE 
SEMPRE A REAÇÃO DIRETA 
 
É o deslocamento que ocorre no equilíbrio químico 
de uma reação reversível, quando se adiciona um 
íon já existente (íon comum) no equilíbrio. 
 
 
 
 
Existe a adição de íons que não são comuns aos 
íons existentes em solução e que também provocam 
o deslocamento de um equilíbrio. 
 
 
 
 
 
 
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Temperatura Efeito do Íon Comum 
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É o caso particular dos equilíbrios químicos em 
que aparecem íons. Os íons estão presentes em 
todas as soluções aquosas. Como acontece em 
qualquer equilíbrio, aqui também serão definidos 
um grau de equilíbrio (α) e uma constante de 
equilíbrio (Kc). 
 
O grau de ionização segue a definição geral: 
 
 
 
A constante de ionização segue normalmente a 
lei de Guldberg-Waage. Se estivermos falando de 
um ácido a constante se chama Constante Ácida 
(Ka) e é determinada por meio da reação de 
ionização dos ácidos. 
 
Da mesma forma, se estivermos falando de uma 
base, a constante se chama Constante Básica 
(Kb) e é determinada por meio da reação de 
dissociação das bases. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Equilíbrio Iônico e pH 
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Equilíbrio Iônico e pH 
Constante de ionização 
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 Exemplos 
Questões envolvendo valores de Ka e Kb costumam aparecer em provas. Observe o exemplo resolvido: 
 
(UPF 2016) Para os ácidos listados abaixo, foram preparadas soluções aquosas de mesmo volume e 
concentração. 
I. Ácido Cloroso (HClO2) Ka = 1,1 x 10-2 
II. Ácido Fluorídrico (HF) Ka = 6,7 x 10-4 
III. Ácido Hipocloroso (HClO) Ka = 3,2 x 10-8 
IV. Ácido cianídrico (HCN) Ka = 4,0 x 10-10 
Considerando as constantes de ionização (Ka), a concentração do íon H3O+ é: 
 
a) menor na solução do ácido I. 
b) maior na solução do ácido I. 
c) igual nas soluções dos ácidos III e IV. 
d) igual nas soluções dos ácidos I, II, III e IV. 
e) maior na solução do ácido IV. 
 
 
 
 
 
 
Gabarito: B. Quanto maior o valor de Ka, maior a concentração de H+, portanto maior a acidez do 
composto. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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A água é um eletrólito extremamente fraco, que se 
ioniza segundo a equação de autoionização: 
 
 
 
 
O produto iônico da água, Kw, em valor de 10-14 a 
25°C. 
Para a água pura (soluções neutras: [H+] = [OH-] 
 
 
 
As soluções em que [H+] > [OH-] terão 
características ÁCIDAS 
As soluções em que [H+] < [OH-] terão 
características BÁSICAS OU ALCALINAS 
 
Exemplo: 
Determinar as [H+] e [OH-] para as soluções e 
classificar as soluções em ácidas, básicas ou 
alcalinas: 
 
 
Como os valores das concentrações de hidrogênio 
e hidroxila são muito pequenos, sendo valores 
negativos, as medidas de acidez e basicidade são 
representadas na forma de logaritmos surgiram os 
conceitos e pH e pOH. 
 
 
 
 
 
ESCALA DE pH 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Equilíbrio Iônico da Água 
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 Exemplos 
01) Calcule o pH de uma solução com [H+] = 0,001 mol/L. 
 
02) Qual a concentração de OH- de uma solução com pOH = 5, basta substituir o valor na seguinte 
fórmula: 
 
 
 
 
03) (Cesgranrio-RJ) Considerando que a concentração de íons H+ em um ovo fresco é 0,00000001M, o 
valor do pH será igual a: 
a) 2 c) 6 e) 10 
b) 4 d) 8 
 
 
04) Sabe-se que uma determinada solução aquosa apresenta uma concentração de hidroxila igual a 1,0 
x 10-3 mol/L. Identifique o pH dessa solução. 
a) 3,00 c) 8,40 e) 13,00 
b) 4,80 d) 11,005 
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 Exemplos 
05) Calcule o pH de uma solução cuja concentração hidrogeniônica é [H+ ] = 3,45 x 10-11 mol/L. (Dado: 
log 3,45 = 0,54) 
 
 
 
06) (Ceub-DF) A 25 °C, uma solução aquosa de NaOH tem concentração 1,0 x 10-1 mol/L. Qual o pH dessa 
solução? 
a) 0,01 c) 1 e) 13 
b) 0,1 d) 7 
 
07) Em solução aquosa 0,1 M, o ácido acético está 1,0% ionizado. Calcule a concentração hidrogeniônica 
e o pH da solução 
 
 
08) (Vunesp-SP) Dois comprimidos de aspirina, cada um com 0,36 g desse composto, foram dissolvidos 
em 200 mL de água. 
a) Calcule a concentração molar da aspirina nessa solução, em mol/L. (Dado: massa molar da aspirina = 
180 g/mol) 
 
 
 
b) Considerando a ionização da aspirina segundo a equação 
 
e sabendo que ela se encontra 5% ionizada, calcule o pH dessa solução. 
 
 
 
 
09) (PUC-MG) A concentração hidrogeniônica do suco de limão puro é 10-2 mol/L. O pH de um refresco 
preparado com 30 mL de suco de limão e água suficiente para completar 300 mL é igual a: 
a) 2 b) 3 c) 4 d) 6 e) 11 
 
 
 
 
10) (Vunesp) 80,0 mL de uma solução aquosa de hidróxido de potássio (KOH) de concentração 0,250 
mol/L são parcialmente neutralizados por 20,0 mL de uma solução aquosa de ácido nítrico (HNO3) de 
concentração 0,500 mol/L. 
a) Escreva a equação química da reação de neutralização. 
 
 
 
b) Calcule o pH da solução após a adição do ácido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Para entender melhor o produto de 
solubilidade vamos considerar uma solução 
saturada de BaSO4, com corpo de fundo. 
 
A expressão matemática para calcular a constante 
do produto de solubilidade sempre usa a 
concentração molar de cada íon, elevada às suas 
respectivas quantidades molares: 
Kps = [Y+]b.[X-]a 
 
A expressão da constante do produto de 
solubilidade para o sulfato de bário, de acordo com 
o exposto anteriormente, seria: 
Kps = [Ba+2]1.[SO4
-2]1 
 
Obs.: A partir da análise da constante do produto 
de solubilidade, é possível determinar a 
classificação de uma solução em saturada, 
insaturada ou saturada com corpo de fundo. Essa 
análise sempre relaciona o produto da solubilidade 
com o Kps. 
 
 Se o produto de solubilidade for menor ao 
valor do Kps, a solução será insaturada. 
 Se o produto de solubilidade for igual ao 
valor do Kps, a solução será saturada. 
 Se o produto de solubilidade for maior ao 
valor do Kps, a solução será saturada com 
corpo de fundo. 
 
 
 
 
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Constante do produto de 
solubilidade dos sais: 
Kps 
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 Exemplos resolvidos 
01) A 36,5 °C a solubilidade do sulfato de bário em água (BaSO4(aq)) é igual a 1,80.10-5 mol/L. Calcule o produto 
da solubilidade desse sal a 36,5 °C. 
BaSO4(s) ⇔ Ba2+ (aq) + SO4
-2 (aq) 
Kps = [Ba2+] . [SO4
-2] 
Kps = (1,80.10-5 mol/L) . (1,80.10-5 mol/L) 
Kps = 3,24.10-10 
02) Os chamados cálculos renais apresentam como principal constituinte o sal Fosfato de cálcio, Ca3(PO4) 2(s). 
Determine o valor da concentração de íons fosfato (PO4
-3) que devem estar presentes na urina para favorecer 
a precipitação do sal. Dados: Concentração média de íons Ca+2 na urina: 2 x 10-3 mol/L, Kps do Ca3(PO4) 2 = 10-
25, raiz quadrada de 0,125 = 0,354. 
a) 3,54.10-5 mol/L 
b) 3,54.10-6 mol/L 
c) 3,54.10-7 mol/L 
d) 3,54.10-9 mol/L 
e) 3,54.10-8 mol/L 
[PO4
-3] = x 
[Ca+2] = 2 x 10-3 mol/L 
Kps = 10-25 
√0,125 = 0,354 
Como devemos encontrar apenas a concentração de PO4
-3 e temos todos os valores necessários, basta montar 
a equação de dissociação da base para construir sua expressão de Kps: 
Ca3(PO4)2 → 3 Ca+2 + 2 PO4
-3 
Temos, de acordo com a equação, 3 mol de Ca+2 e 2 mol de PO4
-3, assim, a expressão do Kps terá a multiplicação 
da concentração molar do Cálcio (Ca) ao cubo pelo quadrado da concentração do PO4
-3 . 
Kps = [Ca+2]3 .[PO4
-3]2 
10-25 = ( 2.10-3)3. [x]2 
10-25 = 8.10-9.x2 
 10-25 = x2 
8.10-9 
x2 = 0,125.10-16 
x = √ 
x = 0,354.10-8 
x = 3,54.10-9 mol/L 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Os fenômenos ou reações de oxidação e 
redução, também chamados abreviadamente de 
oxirredução, oxi-red ou redox, são dos mais 
importantes na Química e dos mais frequentes 
em nosso cotidiano. 
 
O fenômeno de oxirredução está presente por 
exemplo, quando o ferro enferruja, quando as 
calças jeans descoram, quando se descolorem os 
cabelos com água oxigenada, quando as pilhas e 
acumuladores produzem eletricidade e em 
muitas outras situações. Devemos lembrar 
também que a oxirredução é a reação de queima 
dos combustíveis, como acontece com a gasolina 
nos automóveis, o querosene nos aviões a jato 
etc. 
 
Do ponto de vista da estrutura da matéria, a 
oxirredução é apenas a transferência de 
elétrons entre átomos. Ora, considerando que já 
estudamos as ligações químicas — nas quais 
ocorrem trocas ou compartilhamento de elétrons 
—, torna-se bastante oportuno detalharmos o 
fenômeno da oxirredução, partindo dos 
conceitos apresentados. 
 
Na formação de uma ligação iônica, um dos 
átomos cede definitivamente elétrons para o 
outro. Por exemplo: 
 
Dizemos, então, que o sódio sofreu oxidação 
(perda de elétrons) e o cloro sofreu redução 
(ganho de elétrons). Evidentemente, os 
fenômenos de oxidação e redução são sempre 
simultâneos. 
O significado primitivo da palavra oxidação foi o 
de reação com o oxigênio, como neste exemplo: 
 
 
 Nesse caso, o ferro também se oxidou (ou, em 
linguagem comum, “enferrujou”). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Oxirredução 
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Oxirredução 
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Oxidação é a perda de elétrons. 
Redução é o ganho de elétrons. 
Reação de oxirredução é aquela em que há 
transferência de elétrons. 
Nos exemplos anteriores, o cloro e o oxigênio são 
chamados agentes oxidantes, porque 
provocaram a oxidação do sódio e a do ferro, 
respectivamente. Ao contrário, o sódio e o ferro são 
chamados agentes redutores, porque 
provocaram a redução do cloro e a do oxigênio, 
respectivamente. 
 
Oxidante é o elemento (ou substância) que provoca 
oxidações (ele próprio se reduzindo). 
Redutor é o elemento (ou substância) que provoca 
reduções (ele próprio se oxidando). 
 
 
 
 
 
 NOX 
Substância Simples ZERO 
Íons Monoatômicos Carga do íon 
Grupo 1 (Metais 
Alcalinos) 
+1 
Grupo 2 (Metais 
Alcalinos Terrosos) 
+2 
Prata (Ag) +1 
Zinco (Zn) +2 
Alumínio (Al) +3 
Grupo 6A (Calcogênios) -2 (Substâncias binárias em que 
o calcogênio é o mais 
eletronegativo)) 
Grupo 7A (Halogênios) -1 (Substâncias binárias em que 
o halogênio é o mais 
eletronegativo) 
Hidrogênio (H) +1, exceto, quando estiver 
ligado a metal do G1 e G2 ou 
quando for o elemento mais 
eletronegativo. (passa a ser -1) 
Oxigênio -2, exceto: 
Peróxidos: -1 
Em superóxidos: -1/2 
A soma de todos os valores do NOX de um composto é 
igual a ZERO 
A soma de todos os valores do NOX de um íon composto 
é igual à carga do íon 
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 Exemplos - NOX 
 
 
O3 
 
Al+3 
 
CaCl2 
 
CO2 
 
 
H2O 
 
H2O2
 
 
CuBr2 
 
NaH 
 
 
HNO3 
 
Al2(SO4)3 
 
PO4
-3 
 
Na2O4 
 
 
BaSO3 
 
Ca3(PO4)2 
 
 
KMnO4 
 
K2Cr2O7Existem alguns radicais com NOX fixo e que nos ajudam a descobrir o NOX de alguns metais que 
sofrem variação. 
 
 X = F, Cl, Br, I 
 
 
MnSO4 
 
FePO4 
 
Pb(NO2)3 
 
Fe(NO3)2 
 
Cu(SiO4)2 
 
 
CuClO2 
 
 O íon amônio (NH4
+) apresenta NOX = +1 
 
 NH4NO3 
 
 O íon ciano (CN-) apresenta NOX = -1 
 
 NaCN 
 
NOX de íons POLITÔMICOS: O SOMATÓRIO DOS NOX DEVE SER IGUAL À CARGA DO ÍON: 
Vamos aplicar estes conceitos nas reações redox 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Exemplo: Determine o elemento que se oxidou, o 
elemento que se reduziu, o agente oxidante e o 
agente redutor: 
 
2 HCl + 2 HNO3 → 2 NO2 + Cl2 + 2 H2O 
 
MnO2 + HCl → MnCl2 + H2O + Cl2 
 
Determine o NOX de cada elemento e sua 
respectiva variação. 
 
Cálculo do ∆NOX: Escreva suas fórmulas, 
verificando o agente oxidante e agente redutor, 
colocando ao lado sua variação de NOX 
multiplicado pelo número de átomos do elemento 
que se oxidou ou reduziu; 
 
Inverta os valores, isto é, a variação de NOX do 
agente oxidante vai para o redutor, e a variação de 
NOX do agente redutor vai para o oxidante; 
 
Coloque estes valores como coeficientes na reação, 
e termine o ajustamento por tentativas. 
 
 
NaBr + MnO2 + H2SO4 → MnSO4 + Br2 + H2O 
+ NaHSO4 
 
Ca3(PO4)2 + SiO2 + C → CaSiO3 + CO + P 
 
H2SO4 + Cu → CuSO4 + SO2 + H2O 
 
Hg + HNO3 → Hg(NO3)2 + H2O + NO 
 
 
 
 
 
 
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Ajustamento de reações 
pelo método redox 
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 Exemplos 
 
01) (ULBRA) O processo de Ostwald, para a produção de ácido nítrico, pode ser representado pelas três 
equações abaixo: 
I – 2NH3 + 1/2 O2 → 2NO + 3H2O 
II – NO + 1/2O2 → NO2 
III – 3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO 
 
O elemento nitrogênio, que aparece nas três etapas, sofreu, unicamente, oxidação 
a) apenas na etapa I. 
b) apenas nas etapas I e III. 
c) apenas nas etapas II e III. 
d) apenas nas etapas I e II. 
e) nas três etapas. 
 
02) (UFRGS) Nos compostos H2SO4, KH, H2, H2O2, NaHCO3, o número de oxidação do elemento 
hidrogênio é, respectivamente, 
a) +1, -1, 0, +1, +1. 
b) +1, +1, +1, 0, +1. 
c) +1, -1, 0, +2, +1. 
d) -1, -1, +1, +1, -1. 
e) -1, +1, 0, +1, +2. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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É o estudo das reações químicas que produzem 
corrente elétrica ou são produzidas pela corrente 
elétrica. Estas reações são de oxirredução, que 
consomem ou produzem corrente elétrica. 
 
Na pilha, a reação de oxirredução ocorre 
espontaneamente. 
Na eletrólise, a reação de oxirredução é um 
processo não-espontâneo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Eletroquímica 
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Eletroquímica 
LEMBRE-SE 
 
OxiDAção → DÁ elétrons e o NOX 
aumenta 
 
REdução → REcebe elétrons e o 
NOX diminui. 
 
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A reação dada abaixo é um exemplo de reação de oxi-redução. 
Mergulhou-se parcialmente uma chapa de zinco (cor cinza) numa solução 
aquosa de sulfato de cobre (CuSO4), durante 15 ou 20 min. Ao retirar a 
chapa de zinco, nota-se que a parte que ficou mergulhada na solução 
estará recoberta por um material avermelhado, que é cobre metálico. 
(Adaptado do Livro Química 2 – Feltre, 2004) 
 
 
O que aconteceu nessa experiência? Houve simplesmente uma reação de 
deslocamento (que é também de oxi-redução): 
 
 
 
 
Desta reação podemos retirar as duas semi-reações: 
 
 
 
 
 
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É fácil perceber que somando essas duas semi-reações e cancelando os 
dois elétrons (esse cancelamento é indispensável, pois corresponde ao 
próprio balanceamento da equação), voltaremos à equação primitiva: 
 
Na reação que estamos considerando, o metal zinco (Zn0) sofre 
oxidação, pois perde 2 elétrons para o cátion cobre (Cu+2 ); este, por sua 
vez, ao receber os 2 elétrons, sofre redução. É muito importante notar 
que a reação é espontânea, enquanto a reação inversa não é 
espontânea. Generalizando, podemos dizer que certos metais têm mais 
tendência de ceder elétrons, enquanto outros têm mais tendência de 
receber elétrons. 
Se pudermos fazer com que o Zn0 ceda elétrons ao Cu+2 através de um 
fio externo, teremos construído uma pilha — a chamada pilha de 
Daniell. E como é feito isso? 
 
 
 
 
 
 
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Fechando-se o interruptor, estará fechado um circuito elétrico, no qual 
teremos: 
• no compartimento da esquerda (chamado meia-célula do zinco), a 
reação: 
 Zn0 → Zn+2 + 2e- (chamada semi-reação do zinco), que fornece os elétrons 
que irão transitar pelo fio externo em direção à chapa de cobre; 
• no compartimento da direita (chamado meia-célula do cobre), a reação: 
 Cu+2 + 2e- → Cu0 (chamada semi-reação do cobre), que captura os 
elétrons que estão chegando pelo fio externo. 
Desse modo, teremos um fluxo de elétrons escoando, pelo fio externo, 
da chapa de zinco (pólo negativo ou anodo) para a chapa de cobre (pólo 
positivo ou catodo). 
 
 
 
 
 
 
 
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Após certo tempo de funcionamento da pilha, teremos: 
 
 
Reação global de funcionamento da pilha: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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O FLUXO DE ELÉTRONS VAI SEMPRE DO POLO – 
(ÂNODO) PARA O POLO + (CÁTODO) 
 
Convencionou-se representar a pilha de Daniell (e 
todas as demais pilhas), esquematicamente, da 
seguinte maneira: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 Exemplos 
 
01) Um químico descobriu que o níquel metálico pode ceder elétrons espontaneamente em soluções de 
NiCl2, e construiu a seguinte pilha: Ni°|Ni2+|| Cu2+|Cu° Para esta pilha, é correto afirmar: 
a) o Ni° oxida e o Cu2+ reduz. 
b) o químico transformou cobre em níquel. 
c) o cátodo é o Ni2+ e o ânodo é o Ni°. 
d) a solução de Cu2+ ficará mais concentrada. 
e) a solução de Ni2+ ficará menos concentrada. 
 
02) Considere as seguintes afirmações a respeito da pilha de Daniell: 
I. No ânodo ocorre redução dos íons da solução. 
II. A passagem de elétrons, no circuito externo, ocorre sempre do cátodo em direção ao ânodo. 
III. O cátodo sofre uma redução de massa. 
Marque a alternativa que indica os itens que são corretos: 
a) I e II. 
b) II e III. 
c) I e III. 
d) todas. 
e) nenhuma. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 Exemplos 
 
03) (UNIFESP-SP) Ferro metálico reage espontaneamente com íons Pb2+, em solução aquosa. Esta reação 
é representada por: 
Fe + Pb2+ → Fe2+ + Pb 
 
 
 
Na pilha representada pela figura 
Em que ocorre aquela reação global, 
a) os cátions devem migrar para o eletrodo de ferro. 
b) ocorre deposição de chumbometálico sobre o eletrodo de ferro. 
c) ocorre diminuição da massa do eletrodo de ferro. 
d) os elétrons migram através da ponte salina do ferro para o chumbo. 
e) o eletrodo de chumbo atua como ânodo. 
 
04) (CESGRANRIO-RJ) Considere a pilha representada abaixo. 
Cu(s)/ Cu2+ || Fe3+, Fe2+ / Pt(s) 
Assinale a afirmativa falsa. 
a) A reação de redução que ocorre na pilha é: Cu2+ + 2 e– → Cu(s) 
b) O eletrodo de cobre é o ânodo. 
c) A semi-reação que ocorre no cátodo é Fe3+ + e– → Fe2+. 
d) A reação total da pilha é: 2 Fe3+ + Cu → 2 Fe2+ + Cu2+ 
e) Os elétrons migram do eletrodo de cobre para o eletrodo de ferro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Gabarito: 01) A 02) E 03) C 04) A 
 
 
 
 
 
 
 
 
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https://exercicios.mundoeducacao.bol.uol.com.br/exercicios-quimica/exercicios-sobre-pilha-daniell.htm
 
 
O potencial do eletrodo é um número, 
medido em volts que indica a maior ou menor 
facilidade que um eletrodo tem em ganhar ou 
perder elétrons. 
 
POTENCIAL → VONTADE DE... 
 
Observe o exemplo comentado: 
01) Dadas as semi-reações: 
 
 Fe+2 + 2e- → Fe E° = - 0,44 V 
Cu+2 + 2e- → Cu E° = + 0,34 V 
Observe que as duas reações estão escritas 
na forma de redução (ganhando elétrons). Como as 
reações de oxirredução ocorrem simultaneamente, 
devemos decidir, por meio do potencial qual 
eletrodo vai oxidar e qual eletrodo vai reduzir. 
Com base nos potenciais, observamos que 
o eletrodo de Cu apresenta o maior potencial de 
redução (E° red), ou seja, o eletrodo de Cu tem a 
maior vontade de se reduzir. 
Já o eletrodo de ferro tem “uma vontade 
negativa” de se reduzir, devendo então, se oxidar. 
Observe que os elétrons sairão do eletrodo de 
ferro que se oxidará e irão ao encontro do 
eletrodo de cobre (que, pelo alto potencial de 
redução, irá se reduzir). 
Para determinarmos a equação global, 
devemos inverter a semirreação do ferro, 
deixando-a na forma de semirreação de oxidação. 
ATENÇÃO: O SINAL DO POTENCIAL DEVE DER 
INVERTIDO TAMBÉM. 
Desta forma, determinamos a equação 
global, em que o número de elétrons dados é o 
mesmo número de elétrons recebidos: 
 
Fe → Fe+2 + 2e- E° = + 0,44 V 
Cu+2 + 2e- → Cu E° = + 0,34 V 
 
 
 
E a diferença de potencial (ddp) será a 
SOMA dos potenciais de OXIDAÇÃO e REDUÇÃO 
 
 
DDP = (+0,44) + (+0,34) = +0,78 V 
 
 
ATENÇÃO: A IUPAC (UNIÃO 
INTERNACIONAL DE QUÍMICA PURA E 
APLICADA SEMPRE INFORMA OS VALORES DOS 
POTENCIAIS DE REDUÇÃO. CABE A NÓS 
ANALISARMOS E DECIDIRMOS QUAL 
ELETRODO REALMENTE REDUZ E QUAL OXIDA. 
 
 
 
 
 
 
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Potencial padrão e DDP 
(Diferença de potencial) 
das pilhas) 
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 Exemplos 
 
01) Determine a equação global e a DDP para cada pilha a seguir: 
 
Mn+2 + 2 e- → Mn0 Eº = -1,18 V 
Zn+2 + 2 e- → Zn0 Eº = - 0,76 V 
 
 
 
Ag+1 + 1 e- → Ag Eº = + 0,80 V 
Al+3 + 3 e- → Al0 Eº = - 1,66 V 
 
 
 
Ni+3 + 3 e- → Ni0 Eº = - 0,25 V 
Au+3 + 3 e- → Au Eº = + 1,50 V 
 
 
 
Pb+2 + 2 e- → Pb Eº = - 0,13 V 
Al+3 + 3 e- → Al0 Eº = - 1,66 V 
 
 
02) (PUC-RIO 2007) Considere a célula eletroquímica abaixo e os potenciais das semi-reações: 
 
Sobre o funcionamento da pilha, e fazendo uso dos potenciais dados, é INCORRETO afirmar que: 
a) os elétrons caminham espontaneamente, pelo fio metálico, do eletrodo de níquel para o de cobre. 
b) a ponte salina é fonte de íons para as meia-pilhas. 
c) no anodo ocorre a semi-reação Ni(s) → Ni2+
(aq) + 2e 
d) no catodo ocorre a semi-reação Cu2+
(aq) + 2e → Cu(s) 
e) a reação espontânea que ocorre na pilha é: Cu(s) + Ni2+
(aq) → Cu2+
(aq) + Ni(s) 
 
 
Gabarito 02) E 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Para retardar a corrosão do ferro ou do aço 
em canalizações de água, oleodutos, cascos de 
navios, tanques subterrâneos de combustíveis, etc. 
é costume ligar, a essas estruturas, blocos de outro 
metal mais reativo do que o ferro, como o 
magnésio, o zinco, etc. Tendo potencial de 
oxidação superior ao do ferro, o magnésio, por 
exemplo, será corroído mais depressa, retardando 
assim a corrosão do ferro ou do aço. Dizemos, nesse 
caso, que o magnésio funcionou como metal de 
sacrifício 
 
 
 
É a reação de oxi-redução provocada pela 
corrente elétrica. A eletrólise converte energia 
elétrica em energia química. 
Para que uma eletrólise ocorra é necessário 
que haja um circuito elétrico formado por um 
gerador elétrico (pilha ou bateria) responsável pelo 
fornecimento e pela retirada dos elétrons no 
sistema, acoplado a uma célula ou cuba eletrolítica 
como mostrado no esquema: 
 
 
Desse modo: 
a) é necessário que haja eletrólitos dentro 
da célula (eletrólitos são espécies com 
cargas). 
 
b) pelo contrário, existindo um eletrólito, 
cada um de seus íons migrará para o eletrodo de 
sinal contrário ao seu e lá irá perder ou ganhar 
elétrons; esse fato causará: 
 passagem de corrente elétrica; 
 alterações químicas nos íons. 
 
c) o gerador elétrico fornecerá os elétrons 
no pólo negativo (cátodo) e retira elétrons no pólo 
negativo no pólo positivo (ânodo). 
 
d) a forma como os eletrólitos estarão 
dentro da cuba eletrolítica nos dirão qual o tipo de 
eletrólise que está ocorrendo: ígnea (a substância 
está fundida/derretida) e aquosa (a substância está 
dissolvida). 
 
ISSO NÃO MUDA: NO ÂNODO OCORRE 
OXIDAÇÃO E NO CÁTODO OCORRE REDUÇÃO!! 
O QUE ACONTECE SÃO AS INVERSÕES DOS 
PÓLOS 
 
 
 
 
 
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Eletrólise 
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Chama-se eletrólise ígnea aquela que é 
realizada com o eletrólito fundido. 
Aquecendo o NaCl a 808 °C, ele se funde e, 
no estado líquido, os íons Na+ e Cl- passam a ter 
liberdade de movimento. 
Passando corrente elétrica contínua através da 
célula eletrolítica 
 
 
Os cátions Na+ são atraídos pelo pólo 
negativo (catodo); chegando a esse pólo, eles 
ganham elétrons (se reduzem) e são descarregados 
 
Na+ + e- → Na0 
(s) 
 
No cátodo ocorreu a formação de sódio 
metálico. 
Ao contrário, os ânions Cl- são atraídos pelo 
pólo positivo (anodo), no qual perdem elétrons (se 
oxidam) e se descarregam. 
 
Cl- → ½ Cl2 (g) + e- 
No ânodo ocorreu a formação de gás cloro. 
 
NÃO EXISTE ÁGUA NA ELETRÓLISE 
IGNEA!! 
Somando as duas semirreações, teremos a 
equação global da eletrólise (para o balanceamento 
correto, é indispensável cancelar os elétrons). 
 
 
Utiliza-se a eletrólise ígnea para isolar 
minérios na natureza, que encontram-se com 
ametais como oxigênio e enxofre. 
 
 
 
 
 
 
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Eletrólise Ígnea 
ATENÇÃO: 
NO CÁTODO FORMA SEMPRE A 
ESPÉCIE METÁLICA, COM CARGA 
ZERO. (É muito comum aparecer 
questões com “sódio metálico, 
cubre metálico, alumínio 
metálico...) 
NO ÂNODO FORMA SEMPRE UMA 
ESPÉCIE DIATÔMICA, COM CARGA 
ZERO (Cl2, F2, Br2, I2...) 
! 
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Eletrólise Aquosa 
Vamos supor, agora, que a eletrólise do NaCl fosse feita em 
solução aquosa. O resultado será totalmente diferente, pois a própria 
água da solução está ionizada segundo: 
 
Na eletrólise aquosa, há uma COMPETIÇÃO ENTRE OS ÍONS. 
Teremos agora dois cátions (o H+ vindo da água e o cátion vindo da 
espécie a ser eletrolisada) e dois ânions ( o OH- vindo da água e o ânion 
vindo da espécie a sereletrolisada). No caso da espécie ser o NaCl, ao 
sofrer dissolução em água, ocorre a dissociação: 
 
É importante saber que apenas um cátion e um ânion sofrerão 
descarga. Os outros permanecerão em solução. Essa “preferência” ou 
“prioridade” de descarga dos íons é dada pela própria tabela dos 
potenciais-padrão de eletrodo, que por esse motivo é também chamada 
de fila das tensões eletrolíticas. 
 
 
 
 
 
 
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Para a eletrólise aquosa do NaCl verifica-se que: 
 
 entre o Na+ e o H+ , o pólo negativo “prefere” descarregar 
o H+ (o Na é um metal alcalino) 
 entre o Cl- e o OH- , o pólo positivo “prefere” descarregar 
o Cl- (o Cl é um ânion não oxigenado) 
 
 
OS PRODUTOS DA ELETRÓLISE AQUOSA DO NaCl SÃO: GÁS 
HIDROGÊNIO, LIBERADO NO CÁTODO, GÁS CLORO, LIBERADO NO 
ÂNODO. O pH DA SOLUÇÃO RESULTANTE É BÁSICO OU ALCALINO 
(DEVIDO AO NaOH FORMADO PELOS ÍONS NÃO DESCARREGADOS. 
 
 
 
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 Exemplos 
 
ATENÇÃO! 
 
• a descarga de um cátion produz o metal correspondente ou o hidrogênio gasoso. 
 
• a descarga de um ânion simples libera o próprio elemento (espécie diatômica): 
 
• a descarga da hidroxila (OH-) libera água e oxigênio gasoso: 
 
 
 
 
 
1º exemplo — eletrólise de HCl em solução aquosa diluída, com eletrodos inertes 
 
 
2º exemplo — eletrólise de H2SO4 em solução aquosa diluída, com eletrodos inertes 
 
 
3º exemplo — eletrólise de FeSO4 em solução aquosa diluída, com eletrodos inertes 
 
 
4º exemplo — eletrólise de NiCl2 em solução aquosa diluída, com eletrodos inertes 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Galvanoplastia é uma técnica industrial 
que utiliza a eletrólise em meio aquoso para cobrir 
uma determinada peça metálica com outro metal. O 
objetivo é obter uma ou mais das vantagens a 
seguir: 
 Adquirir resistência a corrosão; 
 Adquirir proteção contra a oxidação; 
 Apresentar maior durabilidade; 
 Aumentar a resistência da peça; 
 Ampliar a espessura da peça; 
 Aumentar a condutividade elétrica ou 
térmica; 
 Fazer com que a peça possa passar por um 
processo de soldagem com maior 
resistência; 
 Melhorar a estética da peça. 
 
 
 
 
 
 
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Aplicação da eletrólise 
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https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/eletrolise.htm
 
 
Aspectos quantitativos da eletrólise 
É muito importante relacionar a quantidade da substância 
transformada com a quantidade de eletricidade associada a essa 
transformação. Assim, por exemplo, na oxidação que ocorre no anodo de 
uma pilha de Daniell, teríamos: 
 
Na eletricidade, a quantidade de elétrons que passa por um 
circuito elétrico corresponde à ideia de quantidade de eletricidade (Q) e 
é medida em coulombs (símbolo C). A intensidade da corrente elétrica 
(i) é o quociente entre a quantidade de eletricidade (Q) que passou por 
um circuito e o intervalo de tempo (∆t) correspondente a essa passagem. 
Temos então: 
 
Um segundo passo importante para a estequiometria dos 
processos eletroquímicos foi dado por Millikan, em 1913, quando 
determinou a carga de 1 elétron, encontrando o valor de 1,6023 x 10-19 
coulomb. Com esse valor e com a constante de Avogadro (6,023 x 1023), 
podemos calcular a carga elétrica de 1 mol de elétrons. Esse valor, que 
corresponde a aproximadamente 96.500 coulomb/mol, é a chamada 
constante de Faraday. 
 
 
 
 
 
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 Exemplos 
 
1º Exemplo: Qual é a quantidade de eletricidade obtida em uma pilha de Daniell pela oxidação 
de 0,2612 g de zinco? (Massa atômica do Zn = 65,3.) E qual é a intensidade da corrente produzida, 
sabendo-se que a pilha funcionou durante 25 minutos e 44 segundos? 
 
 
 
 
2º Exemplo: Calcule a massa de cobre metálico depositada por uma corrente elétrica de 1,93 A 
que atravessa uma solução de sulfato cúprico durante 10 minutos (massa atômica do Cu = 63,5). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Gabarito: 01) 0,5A 02) 0,381 g 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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A radioatividade foi descoberta em 1896, pelo 
cientista francês Henri Becquerel ao estudar a 
fosforescência natural das substâncias. 
Utilizando amostras que continham urânio, 
Becquerel observou que as emissões radioativas 
ocorriam espontaneamente. 
 
É uma propriedade físico-química de alguns 
elementos, tais como urânio e rádio, que 
possuem a capacidade natural e espontânea de 
emitirem energia na forma de partículas e onda, 
tornando-se elementos químicos mais estáveis e 
mais leves. 
 
É uma propriedade NUCLEAR, que trazem como 
consequência a modificação na massa e no 
número atômico do elemento. Essa emissão 
espontânea de radiações ocorre em núcleos 
instáveis de átomos, dando origem a outros 
núcleos, mais estáveis. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Radioatividade 
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Radioatividade 
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O processo mostrado na figura é chamado de 
reação nuclear, decomposição radioativa, 
transmutação, ou ainda decaimento radioativo. 
 
UM ÁTOMO RADIOATIVO POSSUI UM NÚCLEO 
MUITO INSTÁVEL E VAI EMITIR RADIAÇÃO (NA 
FORMA DE PARTÍCULAS OU ONDAS DE 
ENERGIA, COM O OBJETIVO DE CHEGAR A UM 
ESTADO DE ESTABILIDADE. 
 
 
 É a mais pesada das partículas radioativas 
 É a união de dois prótons e 2 nêutrons. 
 Possui carga +2 e massa 4. 
 Possui uma velocidade de emissão de 
14.000 km/s, com pequeno poder de 
penetração (uma folha de papel 
intercepta a partícula α) 
 Também pode ser chamada de núcleo de 
Hélio (que contém também 2 prótons e 2 
nêutrons). 
 
 
 
 
 É uma partícula sem massa e com carga 
negativa. 
 Corresponde a um elétron 
 Elétron no núcleo?? Forma-se a partir da 
desintegração de um nêutron em um 
neutrino, um próton e uma partícula beta, 
que é emitida. 
 Possui uma velocidade de emissão de 
299.000 km/s, sendo mais penetrante 
que a alfa 
 Na sua emissão, ocorre o aumento do 
número atômico devido ao próton 
gerado na desintegração do nêutron. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Partícula alfa 
Partícula beta 
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 Não é considerada uma partícula, mas 
sim uma onda eletromagnética de 
energia. 
 Não possui nem massa e nem carga. 
 Possui grande poder de penetração, 
responsáveis pelos efeitos devastadores 
da radioatividade, pois consegue 
penetrar as células e modificar o material 
genético causando diversas doenças. 
 Toda emissão de partícula alfa e beta é 
acompanhada por emissão de radiação 
gama. 
 
 
 
 
 
É o tempo necessário para que a concentração de 
material radioativo decaia à sua metade. 
Símbolo: P = meia vida 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Radiação gama 
Poder de penetração das 
partículas 
Tempo de meia vida 
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Consideramos 
mo = quantidade inicial da amostra radiativa.m = quantidade final da amostra 
 
• Para determinarmos a quantidade de 
amostra radioativa final, utilizamos a 
fórmula: 
 
 em que x = números de 
períodos que ocorrem 
 
Para determinarmos o tempo total decorrido, basta 
multiplicarmos o número de períodos que ocorrem 
pelo número de meias-vidas. 
 
 
 
 
 
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Cálculo do período de 
desintegração 
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 Exemplos 
 
01) O criptônio-89 possui o tempo de meia-vida igual a 3,16 minutos. Dispondo-se de uma amostra 
contendo 4,0 x 1023 átomos desse isótopo, ao fim de quanto tempo restarão 1,0 x 1023 átomos? 
a) 3,16 minutos 
b) 6,32 minutos 
c) 9,48 minutos 
c) 12,64 minutos 
d) 15,8 minutos 
 
02) O césio-137 possui meia-vida de 30 anos. Se tivermos 12 g desse elemento, após quanto tempo essa 
massa será reduzida para 0,75 g? 
a) 30 anos. 
b) 60 anos. 
c) 90 anos. 
d) 120 anos. 
e) 150 anos. 
 
03) Após 12 dias, uma substância radioativa tem a sua atividade reduzida para 1/8 da inicial. A meia-vida 
dessa substância será de: 
a) 3 dias. 
b) 4 dias. 
c) 6 dias. 
d) 8 dias. 
e) 12 dias. 
 
04) (Vunesp-SP) Em Goiânia, 100 g de 137CsCℓ foram liberados de uma cápsula, antes utilizada em 
radioterapia, e causaram um grave acidente nuclear. O gráfico representa a cinética de desintegração 
desse isótopo. 
 
 
Para o 137Cs, o tempo de meia-vida e o tempo para que 87,5% tenha se desintegrado são, em anos, 
respectivamente: 
a) 60 e 30. 
b) 30 e 7,5. 
c) 60 e 90. 
d) 30 e 90. 
e) 120 e 60 
 
Gabarito 01) B 02) D 03) B 04) D 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Energia nuclear consiste no uso controlado 
das reações nucleares para a obtenção de energia 
para realizar movimento, calor e geração de 
eletricidade. A fissão nuclear do urânio é a principal 
aplicação civil da energia nuclear. 
Fissão nuclear é o processo de divisão do 
núcleo atômico instável em outros núcleos mais 
estáveis. A fissão nuclear do urânio é a mais 
conhecida, visto que é a mais utilizada para a 
geração de energia por meio de reações nucleares. 
O processo consiste basicamente em fazer 
um nêutron atingir o núcleo de um átomo e esse se 
dividirá em dois núcleos mais estáveis e liberará 
nêutrons, que também atingirão outros átomos 
originando uma reação em cadeia. 
A fissão nuclear é o princípio da bomba 
atômica e dos reatores nucleares por meio das 
reações em cadeia. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Tempo de meia-vida de 
alguns isótopos 
radioativos 
Energia Nuclear 
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Usina Nuclear 
Usina Nuclear é uma unidade industrial construída para produzir 
energia elétrica a partir de materiais radioativos. A energia nuclear é uma 
alternativa às limitações de fontes naturais, como rios (energia 
hidrelétrica), carvão, gás e petróleo. 
 
 Para o funcionamento, as usinas nucleares possuem uma 
estrutura que é denominada vaso de pressão. Nele há água usada 
para refrigerar o núcleo do reator, onde está o combustível 
nuclear. 
 A água circula no gerador de vapor em uma estrutura chamada 
de circuito primário. Quando o circuito primário aquece, uma 
corrente de água passa por dentro do gerador – que é o circuito 
secundário. 
 Dentro do circuito secundário, a água é transformada em vapor e 
a alta pressão do fluido é isso que faz com que as turbinas se 
movimentem e gerem a energia elétrica. Após passar pela turbina 
o vapor é direcionado para um condensador, onde a troca de 
calor faz com que a água se torne líquida novamente e possa 
retornar ao processo. 
. 
 
 
 
 
 
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Usina Nuclear 
 Uma usina nuclear é uma instalação que promove a geração 
de energia elétrica por meio da geração de calor e formação 
de vapor d’água. 
 A obtenção de calor se dá por meio da fissão nuclear. 
 A fissão nuclear acontece no núcleo do reator, dispositivo 
principal de uma usina nuclear. 
 O combustível utilizado por essas usinas é geralmente o 
urânio enriquecido. 
 As usinas nucleares são muito produtivas e ocupam uma área 
pequena. Além disso, o urânio é amplamente encontrado na 
natureza. 
 Em contrapartida, o combustível não é renovável (portanto, é 
finito), e os custos de instalação são ainda elevados. 
 Seu funcionamento segue rígidos protocolos de segurança. 
Apesar disso, é possível que ocorram acidentes. 
 O maior acidente em usina nuclear do mundo aconteceu na 
usina de Chernobyl, na Ucrânia, em 1986. 
 Existem em operação no Brasil duas usinas nucleares: Angra 
1 e Angra 2, na cidade de Angra dos Reis (RJ). 
 A maior usina nuclear do mundo é a usina de Kashiwazaki-
Kariwa, no Japão. 
. 
Vantagens Desvantagens 
Fonte abundante na natureza (urânio) 
Alta produtividade, isto é, uma 
pequena quantidade de combustível 
é capaz de gerar um montante alto de 
energia 
Demanda pequena área para 
instalação da planta 
Produz baixa quantidade de resíduos 
e dejetos 
Não emite gases poluentes na 
atmosfera 
Baixo custo de operação 
 
Utiliza fonte não renovável 
Lixo nuclear altamente tóxico, cujo 
descarte deve ser feito em uma área 
remota e sob condições rígidas de 
segurança 
Alto custo de instalação 
Aquecimento da água do mar quando 
a parcela utilizada no processo é 
devolvida ao oceano 
Riscos de contaminação e longa 
permanência do lixo nuclear no meio 
ambiente. 
Riscos de acidentes nucleares com 
consequências graves ao meio 
ambiente e aos seres humanos 
 
 
 
 
 
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A bomba atômica é um artefato militar que 
se baseia na fissão nuclear, que é quando se 
bombardeia com nêutrons um núcleo atômico 
pesado e instável, provocando a sua partição e 
dando origem a dois núcleos atômicos médios, dois 
ou três nêutrons e uma quantidade enorme de 
energia. 
O esquema a seguir ilustra a fissão nuclear do 
isótopo urânio-235 (92
235U): 
0
1n + 92
235U → 56
142Ba + 36
91Kr + 3 0
1n 
 
Visto que envolve reações que ocorrem no 
núcleo dos átomos, a bomba atômica também é 
chamada de bomba nuclear. O primeiro teste de 
uma bomba atômica foi feito pelos Estados Unidos 
em 16 de julho de 1945 na Base Aérea de 
Alamogordo, no deserto do Novo México. 
A Segunda Guerra Mundial (1939-1945) 
terminou com o lançamento de duas bombas 
atômicas. O ataque foi ordenado pelo presidente 
americano Harry Truman sobre duas cidades do 
Japão, Hiroshima e Nagasaki. 
 
 
 
Fusão Nuclear é 
a junção de átomos que têm núcleos leves. Da 
junção desses átomos, resulta um átomo com 
núcleo mais pesado. 
Submetidos a uma temperatura bastante 
elevada, o deutério (H2) e o trítio (H3), que são 
isótopos de hidrogênio (H), se unem. Dessa união 
resulta a liberação de uma grande quantidade de 
energia e são formados núcleos de hélio (He). 
A energia liberada na fusão nuclear é muito 
maior que a energia liberada na fissão. 
 
Esse tipo de reação é a fonte de energia das estrelas 
como o Sol. Ele é composto de 73% de hidrogênio, 
26% de hélio e 1% de outros elementos. Isso é 
explicado pelo fato de ocorrerem reações em seu 
núcleo, conforme mostrado anteriormente, em que 
átomos de hidrogênio se fundem originando 
átomos de hélio. 
 
 
 
 
 
 
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Bomba atômica Fissão Nuclear 
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Fissão Nuclear 
 
. 
A fusão nuclear é descrita como o "Santo Graal" da produção de energia. 
É o processo que alimenta o Sol, responsável pelo seu calor e sua luz, e 
outras estrelas. 
Funciona juntando pares de átomos leves e forçando-os a ficarem juntos. 
Essa fusão libera muita energia. 
É o oposto da fissão nuclear, onde os átomos pesados se separam. A fissão 
é a tecnologia utilizada atualmente nas usinas nucleares, mas o processo 
também produz uma grande quantidade de rejeitos que emitem radiação 
por muito tempo. 
Esses resíduos podem ser perigosos e devem ser armazenados com 
segurança. 
Na fusão nuclear ocorre o contrário: apenas pequenas quantidades de 
resíduos radioativos, de curta duração — e produz muito mais energia. 
E o que é mais importante, o processo não produz emissões de gases de 
efeito estufa e, portanto, não contribui para as mudanças climáticas. 
 
 
 
 
 
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Fissão Nuclear 
 
 
 
 
 
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Datação por Carbono 14 
A datação com carbono-14 é uma técnica que permite aos 
cientistas de diversas áreas do conhecimento determinar a idade de 
sedimentos, fósseis humanos ou vegetais, desde que contenha átomos 
de carbono em sua composição. Sendo por tanto aplicável à madeira, 
carbono, sedimentos orgânicos, concha marinhas ou qualquer material 
que tenha absorvido direta ou indiretamente compostos contendo 
carbono. 
O isótopo de C14 é um isótopo radioativo, que é formado nas 
camadas superiores da atmosfera como produto do bombardeamento 
de nitrogênio-14 (7N14) por nêutrons presentes nos raios cósmicos: 
7N14 + 0n1 → 6C14 + 1H1 
O isótopo de 6C14 reage com o oxigênio do ar formando dióxido 
de carbono (C14O2), é essa quantidade permanece constante 
na atmosfera. Este C14O2, juntamente com C12O2 é absorvido através de 
mecanismos metabólicos pelos animais e vegetais, sendo incorporados 
as suas estruturas. Enquanto esses organismos estão vivos a relação 
entre 6C14 e 6C12 permanece constante, porém após a sua morte a 
quantidade de 6C14 começa a decair. O isótopo de 6C14 tem um tempo 
de meia vida (que é o tempo necessário para que determinada massa se 
reduza pela metade) de 5730 anos. Quando o isótopo de C14 decai, ele 
se transforma em 7N14 pela emissão de uma partícula beta (β). 
6C14 → 7N14 + -1β0 
 
 
 
 
 
 
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https://www.infoescola.com/elementos-quimicos/nitrogenio/
https://www.infoescola.com/quimica/dioxido-de-carbono/
https://www.infoescola.com/quimica/dioxido-de-carbono/
https://www.infoescola.com/geografia/atmosfera/
https://www.infoescola.com/quimica/periodo-de-meia-vida/
https://www.infoescola.com/fisica/radiacao-beta/
 
 
 Exemplo resolvido 
(ENEM 2017) A técnica do carbono-14 permite a datação de fósseis pela medição dos valores de emissão 
beta desse isótopo presente no fóssil. Para um ser em vida, o máximo são 15 emissões beta/(min g). Após 
a morte, a quantidade de 14C se reduz pela metade a cada 5 730 anos. Considere que um fragmento 
fóssil de massa igual a 30 g foi encontrado em um sítio arqueológico, e a medição de radiação apresentou 
6 750 emissões beta por hora. A idade desse fóssil, em anos, é 
a) 450. c) 11 460. e) 27 000. 
b) 1 433. d) 17 190. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A velocidade de decaimento (de emissões) de uma amostra radioativa é proporcional à quantidade de 
átomos radioativos (C14, neste caso) contida na mesma. 
No fóssil temos: 
30g —> 6750 emissões/h = 112,5 emissões/min no fóssil 
Velocidade de decaimento: 
30g ——————- 112,5 emissões/min 
1g ——————— 3,75 emissões/min 
Velocidade de decaimento do ser vivo: 
Inicial: 15 emissões/min 
Após uma meia-vida: 7,5 emissões/min 
Após duas meias-vidas: 3,75 emissões/min 
Decorreram-se então 2 x 5.730 = 11.460 anos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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