APOSTILA FÍSICO-QUÍMICA

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QUÍMICA 
Profª. Sônia O. Schneider e Eliani Behenck S. Turci 
 
Alta Floresta D’Oeste, RO - 2017 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
DISCENTE: ________________________________________________ 
2º ANO ______ 
 
QUÍMICA 
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UNIDADE 1 – SOLUÇÕES 
Na natureza, raramente encontramos substâncias puras. O mundo que nos rodeia é constituído por sistemas formados 
por mais de uma substância: as misturas. As misturas homogêneas são denominadas soluções. 
 
Vejamos algumas soluções presentes em nosso dia-a-dia: 
 
 Nos laboratórios, nas indústrias e no nosso dia-a-dia, as soluções de sólidos em líquidos são as mais comuns. 
Um exemplo muito conhecido é o soro fisiológico (água + NaCl). Nesses tipos de soluções, a água é o solvente 
mais utilizado, sendo conhecida por solvente universal. Essas soluções são denominadas soluções aquosas. 
 
 SOLUBILIDADE E CURVAS DE SOLUBILIDADE 
léculas ou os íons do soluto separam-se, permanecendo dispersos no solvente. Podemos estabelecer uma relação 
entre diferentes solutos e as características de suas soluções aquosas por meio de experimentos bem simples, feitos 
à mesma temperatura. Observe as situações a seguir. 
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Ao compararmos as soluções A e B, notamos que o sal é menos solúvel que o açú- car e, a partir desse fato, podemos 
generalizar: 
 
A quantidade máxima de sal (NaCl) que se dissolve em 100 g de H2O a 20 ºC é 36 g. Essa solução é denominada 
solução saturada. 
 
Logo, o coeficiente de solubilidade do NaCl obtido na situação B é: 
 
Uma solução com quantidade de soluto inferior ao coeficiente de solubilidade é denominada solução não-saturada 
ou insaturada. Se submetermos a aquecimento, sob agitação, o sistema formado por 100 mL de água a que se 
adicionam 50 g de sal, conseguiremos dissolver o sal totalmente. Deixando o novo sistema esfriar, em repouso 
absoluto, até a temperatura inicial (20 ºC), teremos uma solução que contém maior quantidade de soluto (50 g) do 
que a respectiva solução saturada (36 g). 
o Essa solução é denominada supersaturada e é muito instável. 
Agitando a ou adicionando a ela um pequeno cristal de soluto, ocorrerá a precipitação de 14 g do sal, que é 
exatamente a quantidade dissolvida acima da possível para saturação (36 g). Conhecendo o coeficiente de 
solubilidade de uma substância, a diferentes temperaturas, poderemos construir um gráfico relacionando a 
solubilidade e a temperatura. 
Veja o exemplo do cloreto de amônio (NH4Cl): 
 Note que a solubilidade do NH4Cl 
aumenta com a elevação da temperatura (curva ascendente), que é o que se verifica com a maioria das substâncias 
não-voláteis. 
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EXERCÍCIOS 
O brometo de potássio apresenta a seguinte tabela de solubilidade: 
 
Considere essas informações e responda às questões 1 e 2. 
1) Qual a massa de brometo de potássio necessária para saturar: 
a) 100 g de água a 50 ºC; 
b) 200 g de água a 70 ºC. 
 
2) Uma solução foi preparada, a 30 ºC, dissolvendo-se 40 g de brometo de potássio em 100 g de água. Essa solução 
é saturada? 
 
 
 
Analise o preparo de três soluções de brometo de potássio, a 50 ºC: 
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Agora, responda às questões 3 a 5. 
 
3) Classifique em saturada ou não-saturada cada solução analisada (A, B e C). 
 
4) Apenas uma das soluções está saturada e apresenta corpo de fundo. Identifique-a e calcule a massa desse corpo 
de fundo. 
 
5) Qual das três soluções encontra-se mais diluí- da (menos concentrada)? 
 
6) .O coeficiente de solubilidade de um sal é de 60 g por 100 g de água a 80 ºC. Determine a massa em gramas 
desse sal, nessa temperatura, necessária para saturar 80 g de H2O. 
 
 
 ASPECTOS QUANTITATIVOS DAS SOLUÇÕES 
Em laboratório, as soluções normalmente são preparadas dissolvendo-se uma massa determinada de soluto em uma 
certa quantidade de solvente. 
 
O conhecimento das quantidades de soluto, solvente e solução nos permite estabelecer algumas relações 
matemáticas, denominadas concentração das soluções. 
 CONCENTRAÇÕES DAS SOLUÇÕES 
o CONCENTRAÇÃO COMUM (C) 
É a relação entre a massa do soluto e o volume da solução: 
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EXERCÍCIOS CONCENTRAÇÃO COMUM 
1) Qual a concentração de uma solução contendo 40g de cloreto de sódio dissolvidos em 250 mL de solução? 
 
2) Uma solução foi preparada adicionando-se 40g de hidróxido de sódio em água suficiente para produzir 200 mL 
de solução. Calcule a concentração comum dessa solução. 
 
3) Calcule a concentração comum de uma solução de nitrato de prata, sabendo que ela encerra 120g do sal em 600 
cm3 de solução. 
 
4) Determine a massa de ácido nítrico, em gramas, necessária para a preparação de 150 mL de uma solução de 
concentração 50g/L. 
 
5) Calcule a concentração, em g/L, de uma solução aquosa de nitrato de sódio que contêm 30g de sal em 400 mL 
de solução. 
 
6) Qual a concentração, em g/L, da solução obtida ao se dissolverem 4g de cloreto de sódio em 50 cm3 de solução? 
 
7) São dissolvidos 24g de sacarose em água suficiente para 500mL de solução. Qual é a concentração comum 
dessa solução? 
 
8) Calcule a concentração comum de uma solução que apresenta volume de 800mL e contém 80g de soluto. 
 
 
9) Evapora-se totalmente o solvente de 250 mL de uma solução aquosa de cloreto de magnésio de concentração 
8,0g/L. Quantos gramas de soluto são obtidos? 
 
10) São dissolvidos 200g de cloreto de sódio em água suficiente para 2 litros de solução. Qual é a concentração 
comum dessa solução? 
 
11) 300g de açúcar foram adicionados a uma certa quantidade de água, obtendo-se uma solução 60g/L. Qual o 
volume dessa solução, em mL? 
 
12) A concentração comum de uma solução é de 20g/L. Determine o volume, em mL, dessa solução, sabendo que 
ela contém 75g de soluto. 
 
13) O derramamento de óleo nos cursos d’água forma uma película que dificulta a absorção de oxigênio, o que 
provoca a destruição de algas e plânctons, prejudicando a alimentação dos peixes. De acordo com alguns órgãos 
ambientais, o limite máximo de óleo na água é de 30mg/L. Com base nesse parâmetro, quantos gramas de óleo 
poderão estar presentes em 1m3 de água, sem comprometer o ecossistema? 
 
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14) Determine a massa de NaOH, em gramas, dissolvido em água suficiente para 300mL de solução, cuja 
concentração comum é de 700g/L. 
 
15) Um frasco de laboratório contém 2,0 L de uma solução aquosa de NaCl. A massa do sal dissolvida na solução 
é de 120g. Que volume, em L, deve ser retirado da solução inicial para que se obtenham 30g de sal dissolvido? 
 
16) O oxalato de cálcio é encontrado nas folhas de espinafre, nas sementes do tomate, e é um dos constituintes das 
pedras formadas nos rins (cálculo renal). Uma amostra (alíquota) de 25 cm3 de uma solução aquosa de oxalato 
de cálcio contém 0,2625g desse sal. Qual é a concentração comum de oxalato nessa solução? 
 
o DENSIDADE DA SOLUÇÃO (d) 
É a relação entre a massa da solução e o seu volume: 
 
 
O rótulo do frasco nos indica que 1,05 g da solução apresentam um volume de 1,0 
mL, ou seja: 
 
 
EXERCÍCIOS DENSIDADE 
1) Qual a densidade em g/cm3 de uma solução de volume igual a 5L e massa de 4000 g: 
a) 0,08 
b) 0,8 
c) 8 
d) 80 
e) 800 
 
2) Uma solução cuja densidade é de 1150 g/L foi preparada, dissolvendo-se 160 g de NaOH em 760 cm3 de água. Determine 
respectivamente a massa da solução obtida e seu volume. (Dado: densidade da água = 1,0 g/cm3): 
a) 160 g e 0,14 mL. 
b) 760 g e 0,66 mL. 
c) 920 g e 0,8 mL. 
d) 160 g e 0,21 mL. 
e) 920 g e 800 mL. 
 
o TÍTULO () (Τ), PORCENTAGEM EM MASSA E PPM 
 Esse tipo de concentração, que relaciona as massas de soluto e solução, é um dos mais utilizados nas 
indústrias químicas e farmacêuticas: 
 
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Vejamos um exemplo prático da utilização do ppm: 
 De acordo com a padronização internacional, a água potável não pode conter mais do que 5,0 · 10–4mg de 
mercúrio (Hg) por grama de água. Essa quantidade máxima permitida de Hg pode ser expressa em ppm da 
seguinte maneira: 
 
o TÍTULO EM VOLUME E PORCENTAGEM EM VOLUME (V) 
Como é fácil medir o volume dos líquidos, a concentração de suas soluções é freqüentemente expressa 
em porcentagem em volume. No álcool comum e nas bebidas alcoólicas, esta relação é indicada em 
ºGL (Gay-Lussac): 
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EXERCÍCIOS TÍTULO EM MASSA E VOLUME 
1) Calcule o título e a porcentagem em massa de uma solução feita a partir da dissolução de 368 g de glicerina, C3H8O3, 
em 1600 g de água. 
2) Qual a massa de água existente em 600 g de uma solução aquosa de brometo de potássio (KBrO3(aq)) com τ = 0,25? 
3) Para a prevenção de cáries, em substituição à aplicação local de flúor nos dentes, recomenda-se o consumo de "água 
fluoretada". Sabendo que a porcentagem, em massa, de fluoreto de sódio na água é de 2 · 10–4%, um indivíduo que bebe 
1 litro dessa água, diariamente, terá ingerido uma massa desse sal igual a: (densidade da água fluoretada: 1,0 g/mL) 
a) 2 · 10–3 g. 
b) 3 · 10–3 g. 
c) 4 · 10–3 g. 
d) 5 · 10–3 g. 
e) 6 · 10–3 g. 
 
4) O vinagre é uma solução aquosa de ácido acético (CH3COOH). Qual é o título em volume e a porcentagem em volume 
de 55 mL de ácido acético presente em 1 litro de vinagre? 
5) O etanol possui concentração em volume por volume de 93,3%. Calcule o volume em mililitros de água existente em 
10 L desse álcool. 
6) As massas respectivamente de H2C2O4 e H2O que devem ser misturadas para preparar 1000 g de solução 5% de 
H2C2O4 são: 
a) 60 g e 940 g 
b) 90 g e 910 g 
c) 50 g e 950 g 
d) 108 g e 892 g 
e) 70 g e 930 g 
 
o CONCENTRAÇÃO EM MOL/L OU CONCENTRAÇÃO MOLAR OU MOLARIDADE (ɱ) 
É a relação entre o número de mol do soluto e o volume da solução em litros: 
 
EXERCÍCIOS MOLARIDADE 
01) Qual a molaridade de uma solução aquosa contendo 36,5g de ácido clorídrico (HCl) dissolvidos em água até 
completar 2L de solução? 
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02) Qual a concentração molar da glicose (C6H12O6) numa solução aquosa que contém 9g de soluto em 500mL de 
solução? 
03) Qual a quantidade de soluto, em gramas, presente em 100mL de uma solução 1M de HCl? 
04) Qual a concentração molar de uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4), sabendo-se que foram dissolvidos 
49g do ácido em 2L de solução? 
05) Quantos litros de solução de cloreto de sódio (NaCl) a 0,2M podem ser preparados a partir de 468g de cloreto de 
sódio? 
06) Para preparar uma solução de concentração 0,2 mol/L, usando 15g de iodeto de sódio (NaI), qual deverá ser o 
volume dessa solução, em litros? 
07) Ao dissolver 5,85g de cloreto de sódio (NaCl) em água suficiente para 0,5L de solução, calcule a concentração 
molar dessa solução? 
08) No preparo de uma solução alvejante de tinturaria, 521,5g de hipoclorito de sódio (NaClO) são dissolvidos em água 
suficiente para 10L de solução. Qual é a concentração molar da solução obtida? 
09) Dissolveram-se 2,48g de tiossulfato de sódio penta-hidratado (Na2S2O3.5H2O) em água suficiente para se obter 
100cm3 de solução. Qual a molaridade dessa solução? 
10) O rótulo de uma garrafa de água mineral, distribuída para consumo, informa que ela contém, principalmente, 696,35 
mg/L de bicarbonato de sódio (NaHCO3), além de outros componentes. Qual a concentração molar de bicarbonato de 
sódio? 
11) Qual a molaridade de uma solução aquosa de etanol (C2H6O), de concentração igual a 9,2g/L? 
12) Em um laboratório, tem-se um frasco com o seguinte rótulo: NaOH 5M. Que volume dessa solução, em mL, contém 
massa igual a 20g de NaOH? 
 
o FRAÇÃO MOLAR (X) 
Fração molar do soluto (X1) 
 É a relação entre o número de mols do soluto (n1) e o número de mols da solução (n = n1+n2). 
 ଵܺ ൌ
௡భ
௡భା௡మ
 
Fração molar do solvente (X2) 
 É a relação entre o número de mols do solvente (n2) e o número de mols da solução (n = n1+n2) 
 ܺଶ ൌ
௡మ
௡భା ௡మ
 
 
 
EXERCÍCIOS FRAÇÃO MOLAR 
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1) Calcular as frações molares do soluto e do solvente em uma solução que contém 117g de cloreto de sódio (NaCl) 
dissolvidos em 324g de água (H2O). 
2) Qual a fração molar do soluto e do solvente de uma solução preparada tomando-se 3 mols de glicose e 97 mols 
de água? 
3) Calcule as frações molares de uma solução que contem 300g de brometo de cálcio (CaBr2) em 648g de água. 
4) Uma solução contem 6g de uréia [CO(NH2)2] em 90g de água. Calcule as frações molares. 
5) A 40 g de NaOH, adicionou-se 900 g de água. Qual a fração molar do soluto e a do solvente, nesta solução? 
6) Calcular as frações molares do soluto e do solvente em uma solução que contém 234g de cloreto de sódio (NaCl) 
dissolvidos em 324g de água. 
7) Qual a fração molar do componente B numa mistura contendo 4g de A (M=20g/mol) e 8,4g de B (M=28g/mol)? 
8) Determine as frações molares do soluto e do solvente numa solução que foi preparada dissolvendo-se 98g de 
ácido sulfúrico (H2SO4) em 162g de água. 
9) Uma solução contém 18g de glicose (C6H12O6), 24,0g de ácido acético (C2H4O2) e 81,0g de água. Qual a fração 
molar do ácido acético na solução? 
10) Uma solução aquosa de NaCl apresenta 11,7% em peso de soluto. Determine as frações molares do soluto e do 
solvente nessa solução. 
 
 
o MOLALIDADE (W) 
É a relação entre o número de mols do soluto (n1) e a massa, em kg, do solvente. 
ܹ ൌ
݊ଵ
݉ଶ
 ݋ݑ ܹ ൌ
݉ଵ
ܯଵ. ݉ଶ
 
EXERCÍCIOS MOLALIDADE 
01)Calcular a molalidade da solução formada utilizando-se 171g de sacarose (C12H22O11) dissolvidos em 400g de água. 
 
02)Qual a molalidade de uma solução que contém 100g de brometo de cálcio – CaBr2 – em 250g de água? 
 
03)Determinar a massa de água, em gramas, que deve ser utilizada para dissolver 0,2 mol de cloreto de sódio (NaCl) e 
originar uma solução 0,4 molal. 
 
04)Uma solução 0,2 molal de glicose foi preparada utilizando-se 500g de água. Qual a massa de glicose (C6H12O6) 
presente nessa solução? 
 
05)Quando 39,2g de ácido sulfúrico (H2SO4)são dissolvidos em 200mL de água, obtém-se uma solução de volume igual 
a 220 mL.Qual a molalidade e a molaridade dessa solução? 
 
06)Qual é a molalidade da glicose num soro contendo 4 g de glicose (C6H12O6) em 100 g (0,1 kg) de água? 
 
07) Assinale a alternativa que fornece o valor aproximado da concentração em mols de soluto por quilograma de solvente 
de uma solução de ácido fosfórico (H3PO4) que apresenta 10g de soluto e 100 g de solvente. 
a) 0,01 
b) 0,001 
c) 1,0 
d) 102 
e) 10,2 
 
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08) Uma solução aquosa de 2 molalde H3PO4 contém: 
a) 2 mol de H3PO4 dissolvidos em 1 mol de água. 
b) 2 mol de H3PO4 dissolvidos em 1000 g de água. 
c) 2 mol de H3PO4 dissolvidos em água suficiente para 1 L de solução. 
d) 2 mol de H3PO4 dissolvidos em 1 litro de água. 
e) 2 mol de H3PO4 dissolvidos em água para originar 1000 g de solução. 
 
09) Qual a molalidade de uma solução que apresenta 34,2 gramas de sacarose, (C12H22O11), dissolvidos em 200 
gramas de H2O? 
 
10) Determine a quantidade de Iodo (I2) em gramas necessária para prepararmos uma solução de 2,5 molal de I2 em 
presença de 0,4 kg de água. 
 
o DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES 
 
EXERCÍCIOS DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES 
1) A uma amostra de 100 mL de hidróxido de sódio 20g/L foi adicionada água suficiente para completar 500 mL. 
Qual a concentração, em g/L, dessa nova solução? 
 
2) Qual o volume de água, em mL, que deve ser adicionado a 300 mL de uma solução 0,4 mol/L, para que se torne 
0,16 mol/L? 
 
3) Adicionando 60 mL de água a 40 mL de uma solução 0,1 mol.L-1 de KOH (hidróxido de potássio), qual a 
molaridade da solução obtida? 
 
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4) Qual será o volume final de uma solução que apresenta 500 mL com concentração igual a 10 g/L quando: 
A) sua concentração final for igual a 1 g/L; 
B) sua concentração final for o dobro da inicial. 
 
5) 100 mL de solução aquosa 0,6 mol/L de sulfato de sódio (Na2SO4) são diluídos com 400 mL de água. Calcule 
a concentração mol/L. 
 
6) Diluindo-se 200ml da solução 5 molar de ácido sulfúrico a 250 ml, qual será a molaridade final? 
 
7) Para preparar 1,2 litros de solução 0,4 M de HCl, a partir do ácido concentrado 16 M, qual será o volume de 
água, em litros, a ser utilizado? 
 
8) Na preparação de 500mL de uma solução aquosa de H2SO4 de concentração 3 mol/L, a partir de uma solução 
de concentração 15mol/L do ácido, que volume deve ser diluído? 
 
9) Uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4), para ser utilizada em baterias de chumbo de veículos 
automotivos, deve apresentar concentração igual a 4mol/L. O volume total de uma solução adequada para se 
utilizar nestas baterias, que pode ser obtido a partir de 500mL de solução de H2SO4 de concentração 18mol/L, é 
igual a? 
 
10) Que volume de HCl concentrado (16 mol/L) é necessário para preparar 2,0 L de HCl 0,20 mol/L? 
 
11) Qual o volume, em mL, de uma solução de ácido sulfúrico 15 mol/L necessário para preparar 500 mL de uma 
solução aquosa de ácido sulfúrico de concentração 3 M? 
 
12) Qual a molaridade de uma solução de hidróxido de sódio, que foi obtida adicionando-se 80 mL de água a 20 
mL de outra solução de concentração 0,1M? 
 
13) Preparam-se 100 mL de uma solução contendo 1 mol de cloreto de potássio (KCl). Tomaram-se, então, 50 mL 
dessa solução e juntaram-se 450 mL de água. Qual a molaridade da solução final? 
 
14) Uma solução de hidróxido de potássio (KOH) foi preparada dissolvendo-se 16,8g da base em água suficiente 
para 200 mL de solução. Dessa solução, qual o volume que deve ser diluído a 300 mL, para que a molaridade 
seja 1/3 da solução original? 
 
15) Qual o volume de água, em mL, que deve ser adicionado a 80 mL de solução aquosa 0,1M de uréia, para que a 
solução resultante seja 0,08M? 
 
16) Em 300 mL de uma solução de cloreto de sódio 0,2M, foi adicionada água suficiente para fazer um litro de 
solução. Qual a molaridade da solução final? 
 
17) Uma solução 0,05M de sacarose, contida em um béquer, perde água por evaporação até restar um volume de 
100 mL, passando a concentração para 0,5M. Qual o volume de água evaporado? 
 
o MISTURA DE SOLUÇÕES 
Uma solução também pode ser preparada a partir da mistura de outras soluções, procedimento muito comum em 
indústrias e laboratórios. 
Vamos agora estudar alguns casos de mistura de soluções. 
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 Mistura de soluções sem reação química 
 Mesmos soluto e solvente. 
 
Imaginemos a seguinte situação: 
 
Como podemos notar pelo exemplo, na solução final a quantidade de soluto, a massa da solução e o volume da solução 
correspondem às somas de seus valores nas soluções iniciais. Logo, para a solução final, temos: 
 
 
 
 
 
Então: 
 
ɱࢌ. ࢂࢌ ൌ ɱ૚. ࢂ૚ ൅ ɱ૛. ࢂ૛ 
 
Exemplo: 
Um volume de 200 mL de uma solução aquosa de glicose (C6H12O6) de concentração igual a 60 g/L foi misturada a 300 
mL de uma solução de glicose de concentração igual a 120 g/L. Determine a concentração, em g/L, da solução final. 
 
EXERCÍCIOS MISTURA DE SOLUÇÕES SEM REAÇÃO QUÍMICA 
 
1) Uma solução aquosa 2 mol/L de NaCl de volume 50 mL foi misturada a 100 mL de uma solução aquosa de 
NaCl 0,5 mol/L. Calcule a concentração em mol/L da solu- ção resultante. 
 
2) Misturou-se 1 L de uma solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl) 0,1 mol/L a 1 L de uma solução aquosa de 
cloreto de sódio (NaCl) 0,2 mol/L, obtendo-se uma nova solução aquosa com volume igual a 2 L. A partir desses 
dados, à concentração em quantidade de matéria (em mol/L) da nova solução obtida. 
 
3) Para originar uma solução de concentração igual a 120 g/L, qual é o volume em litros de uma solução de 
CaCl2 de concentração 200 g/L que deve ser misturado a 200 mL de uma outra solução aquosa de CaCl2 de 
concentração igual a 100 g/L? 
 
4) O quadro abaixo representa as quantidades utilizadas na preparação de três soluções aquosas de permanganato 
de potássio (KMnO4). 
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Analise o quadro quanto às concentrações das soluções e assinale a alternativa correta. 
a) Se adicionarmos a solução II à solução III, a concentração final será menor que a da solução I. 
b) Se adicionarmos 100 mL de água à solução I, a concentração final será a mesma da solução III. 
c) A solução mais concentrada é a que tem o menor volume. 
d) A solução mais diluída é a que tem a maior massa do soluto. 
 
 COLÓIDES 
 
A adição de solutos a solventes pode originar três tipos de sistemas — soluções, suspensões e colóides. 
A diferença fundamental entre uma solução e uma suspensão é o tamanho das partículas dispersas. Existem também 
misturas cujas partículas dispersas são muito menores do que aquelas que podem ser vistas a olho nu, mas muito maiores 
que moléculas individuais. Tais partículas são denominadas partículas coloidais e, em água, formam os colóides ou 
suspensões coloidais. 
O tamanho das partículas de um colóide permite-lhes atravessar um filtro, mas não uma membrana semipermeável. 
Essas partículas são suficientemente grandes para refletir e dispersar a luz. 
o Essa dispersão da luz é conhecida pelo nome de efeito Tyndall. 
 
Quando um colóide é examinado num ultramicroscópio, iluminado lateralmente, observamos vários pontos 
luminosos movimentando-se rapidamente, em ziguezague. Esse movimento é denominado movimento browniano. 
A tabela a seguir apresenta algumas das propriedades das dispersões: 
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A ilustração a seguir nos mostra algumas características dos três tipos de misturas. 
 
 CLASSIFICAÇÃO DOS COLÓIDES 
Dependendo do tipo da partícula coloidal e do meio dispergente, os colóides podem ser classificados de várias 
maneiras, ou seja, recebem nomes particulares: 
 • Aerossol — consiste em um sólido ou um líquido disperso em um gás. 
• Emulsão — são colóides formados por líquido disperso em outro líquido ou sólido. Os exemplos mais conhecidos 
desse tipo de colóide são a maionese, o queijo e a manteiga. 
• Espuma — consiste em um gás disperso em sólido ou líquido. 
• Sol — são colóides formados pela dispersão deum sólido em líquido. O plasma sangüíneo é formado por grandes 
moléculas orgânicas dispersas em água. A gomaarábica é um sol composto de uma resina extraída de uma planta da 
família das leguminosas (Acacia vera), dispersa em água. 
• Gel — é um colóide formado pela dispersão de um líquido em um sólido. Pode ser considerado um tipo de sol, no 
qual as partículas do dispersante sólido compõem um retículo contínuo, de estrutura aberta e semi-rígida. Nesse tipo 
de colóide, tanto o disperso (líquido) como o dispersante (sólido) são contínuos. 
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EXERCÍCIOS COLÓIDES 
 
 
UNIDADE 2 – PROPRIEDADES COLIGATIVAS 
Em países quentes, é costume adicionar à água do radiador dos automóveis o etilenoglicol, que eleva a temperatura de 
ebulição da água. Evita-se assim que a água do radiador entre em ebulição. 
Nos países que apresentam inverno muito rigoroso, a mesma substância é usada para diminuir a temperatura de 
congelamento da água. 
 A elevação da temperatura de ebulição e a diminuição da temperatura de congelamento são duas das 
propriedades das soluções que dependem do número de partículas de um soluto não-volátil na solução, e 
não da natureza dessas partículas. Essas propriedades, denominadas propriedades coligativas, são a 
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tonoscopia, a ebulioscopia, a crioscopia e a osmose e estão relacionadas com a pressão máxima de vapor das 
soluções. 
 
 PRESSÃO MÁXIMA DE VAPOR 
 Uma das propriedades físicas com a qual mais comumente convivemos e muito fácil de perceber é a volatilidade de 
diferentes substâncias. É senso comum que o éter é mais volátil que a água. 
 Vamos imaginar um 
experimento em que essas duas 
substâncias estejam no estado 
líquido, cada uma num frasco 
fechado a vácuo, provido de 
manômetro: 
As pressões indicadas pelos 
manômetros correspondem àquelas 
exercidas pelos vapores numa 
situação de equilíbrio entre as duas 
fases (líquido e vapor), à 
temperatura de 20 ºC. Nessa situação, a 
pressão é denominada pressão 
máxima de vapor (PV). 
 
Líquidos diferentes, numa mesma temperatura, apresentam diferentes pressões máximas de vapor, as quais dependem 
da intensidade das forças intermoleculares da substância no estado líquido. Já para a maioria dos sólidos a pressão 
máxima de vapor é desprezível. No entanto, a naftalina, mesmo sendo um sólido, apresenta uma considerável pressão 
máxima de vapor. 
 
 
 
 
 
 
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 PRESSÃO MÁXIMA DE VAPOR E A 
TEMPERATURA DE EBULIÇÃO 
Quando um líquido é aquecido em recipiente aberto, no seu interior 
formam-se bolhas constituí- das do vapor do líquido. Para que essas 
bolhas escapem do líquido, é necessário que sua pressão seja, no 
mínimo, igual à pressão atmosférica. 
Assim, concluímos que: 
 
 
 
OBS: 
 A pressão atmosférica diminui conforme a altitude aumenta, ou seja, quanto maior a 
altitude, menor a pressão atmosférica. 
 
 
 TONOSCOPIA, EBULIOSCOPIA, CRIOSCOPIA E OSMOSE 
A intensidade com que as propriedades coligativas ocorrem depende unicamente da quantidade de partículas presentes 
na solução, mas não depende da natureza dessas partículas. Tais fenômenos podem ser explicados pelas interações que 
ocorrem entre as partículas do soluto e as moléculas do solvente. Essas interações dificultam a passagem do solvente 
para o estado de vapor, assim como o seu congelamento. 
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 TONOSCOPIA OU TONOMETRIA 
 
 
A pressão de vapor da solução deve-se exclusivamente à quantidade de solvente na fase de vapor. A pressão máxima 
de vapor da água a 30 ºC é igual a 31,82 mm Hg. Soluções aquosas de solutos não-voláteis apresentam pressões 
máximas de vapor menores que a da água. 
Observe, na tabela a seguir, valores aproximados da pressão máxima de vapor do solvente em soluções que foram 
preparadas dissolvendo-se 1 mol de soluto em 1,0 L de água. 
 
 
 
 EFEITO TONOSCÓPICO 
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 LEI DE RAOULT 
 
 
Onde: 
pi = pressão inicial 
pf = pressão final 
Kt = constante tonoscópica 
m1 = massa do soluto (g) 
mm1 = massa molar do soluto (mesma coisa que M1) 
m2 = massa do solvente (Kg) 
 
Ex: 
◦ Um estudante prepara uma solução dissolvendo 15 g de ureia (CON2H4) em 450 g de água, numa certa 
temperatura. Qual é a pressão de vapor da água na solução, nessa temperatura? (Dado: pressão de vapor 
da água pura = 23,4 mmHg). 
 
EXERCÍCIOS TONOSCOPIA 
1) O acúmulo de neve nas ruas e estradas é um grave problema em países com inverno rigoroso. Para melhorar a 
condição das vias, grandes quantidades de sal são desejadas sobre a neve. Explique esse fato, discutindo o que são as 
propriedades coligativas e de que fatores elas dependem. 
 
2) Explique o significado de: 
a- evaporação de um liquido; 
b- condensação de um vapor; 
c- pressão máxima de vapor. 
 
3) Um aluno viu num noticiário que nos países frios como Estados Unidos, Canadá e países europeus, a prática de 
adicionar aditivos especiais a radiadores de automóveis é bastante comum, pois esses aditivos alteram algumas 
propriedades físicas da água. Que alterações podem ocorrer com as propriedades físicas da água? 
 
4) As propriedades coligativas das soluções dependem: 
A pressão de vapor do solvente na solução é sempre menor que a 
do respectivo solvente puro. 
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a- Da pressão máxima de vapor do líquido. 
b- Da natureza das partículas dispersas na solução. 
c- Da natureza do solvente, somente. 
d- Do número de partículas dispersas na solução. 
e- Da temperatura de ebulição do líquido. 
 
5) Considere um béquer com um pouco de éter. O que ocorrerá se você: 
a- deixar esse béquer em ambiente aberto? 
b- cobrir esse béquer com uma campânula de vidro? 
 
6) Considere duas soluções aquosas, A e B: 
 Solução A contem n entidades dispersas. 
 Solução B contem ૛
૜
 . n entidades dispersas. 
Qual das duas soluções apresenta maior pressão de vapor? 
 
7) Analise a imagem a seguir. 
 
Com base na tira e nos conhecimentos sobre o tema, considere as afirmativas a seguir. 
I. A sensação de secura na língua do personagem se deve à evaporação da água contida na saliva, em função da exposição 
da língua ao ar por longo tempo. 
II. Sob as mesmas condições de temperatura e pressão, a água evapora mais lentamente que um líquido com menor 
pressão de vapor. 
III. Caso o personagem estivesse em um local com temperatura de -10°C, a água contida na saliva congelaria se exposta 
ao ar. 
 IV. Se o personagem tentasse uma nova experiência, derramando acetona na pele, teria uma sensação de frio, como 
resultado da absorção de energia pelo solvente para a evaporação do mesmo. 
 
Estão corretas apenas as afirmativas: 
a) I e II. 
b) I e IV. 
c) II e III. 
d) I, III e IV. 
e) II, III e IV. 
 
8) A pressão máxima de vapor de água a 20°C ao nível do mar é 17,5mmHg e a da acetona, nas mesmas condições, é 
185mmHg. Conclui-se assim que: 
 
I. a acetona apresentaria temperatura de ebulição igual a 20°C, se a pressão atmosférica fosse de 185mmHg. 
II. a água é mais volátil do que a acetona, ao nível do mar. 
III. as ligações intermoleculares na água são mais fracas do que na acetona. 
Dessas afirmações, SOMENTE 
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a)I é correta. 
b) II é correta. 
c) III é correta. 
d) I e II são corretas. 
e) II e III são corretas. 
 
9) Considere a seguinte tabela, que mostra a pressão de vapor A, B, C e D à mesma temperatura: 
SUBSTANCIA PRESSAO DE VAPOR 
A 78,25 mmHg 
B 12,03 mmHg 
C 28,34 mmHg 
D 148,12 mmHg 
a- qual das substancias é mais volátil? 
b- qual é menos volátil? 
c- qual apresenta o maior ponto de ebulição? 
d- qual apresenta o menor ponto de ebulição? 
e- Coloque as substancias em ordem crescente quanto aos pontos de ebulição. 
 
10) Um balão de vidro, que contém água, é aquecido até que essa entre em ebulição. Quando isso ocorre, 
- desliga-se o aquecimento e a água para de ferver; 
- fecha-se, imediatamente, o balão; e, em seguida, 
- molha-se o balão com água fria; então, 
- a água, no interior do balão, volta a ferver por alguns 
segundos. 
 
Assim sendo, é CORRETO afirmar que, imediatamente após o balão ter sido molhado, no interior dele, 
 
a) a pressão de vapor da água aumenta. 
b) a pressão permanece constante. 
c) a temperatura da água aumenta. 
d) a temperatura de ebulição da água diminui. 
11) Em relação à propriedade coligativa da tonoscopia ou tonometria, assinale as alternativas corretas: 
a) O efeito tonoscópico é a diminuição da pressão de vapor de um líquido por adição de um soluto não volátil. 
b) O que determina a diminuição da pressão de vapor é a natureza do soluto presente na solução. 
c) A pressão de vapor de um líquido em solução é inversamente proporcional à fração em quantidade de matéria do 
soluto. 
d) A pressão de vapor de um solvente em uma solução é menor do que a pressão de vapor do solvente puro. 
e) Os valores das pressões de vapor de uma solução de NaCl 0,1 mol/L e de uma solução de glicose 0,1 mol/L são iguais. 
 
12) Tendo em vista o momento em que um líquido se encontra em equilíbrio com seu vapor, leia 
atentamente as afirmativas abaixo: 
I. A evaporação e a condensação ocorrem com a mesma velocidade. 
II. Não há transferência de moléculas entre o líquido e o vapor. 
III. A pressão de vapor do sistema se mantém constante. 
IV. A concentração do vapor depende do tempo. 
Das afirmativas acima, são corretas: 
a) I e III. 
b) II e IV. 
c) II E III. 
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d) I e II. 
e) III e IV 
 
 
13) No preparo de uma solução são dissolvidos 6 g de ureia (CON2H4) em 300 g de água, a 20 ºC. Calcule a pressão de 
vapor da água nessa solução, sabendo que a pressão de vapor da água pura, a 20ºC, é de 23,5 mmHg. (Dados: Kt = 0,018 
ºC/1000g. Massa Atômica: C = 12; O = 16; N = 14; H = 1.). 
 
 EBULIOSCOPIA OU EBULIOMETRIA 
 
O aumento (variação) da temperatura de ebulição (∆tE) pode ser justificado pela diminuição da pressão máxima de 
vapor, que se deve à presença das partículas do soluto. Para que ocorra a ebulição da solução, é necessário que ela seja 
aquecida até que sua pressão de vapor se iguale à pressão atmosférica. 
 
 A temperatura em que se inicia a ebulição do solvente em uma solução de soluto não volátil é sempre 
maior que a temperatura de ebulição do solvente puro (sob mesma pressão). 
 
 PRESSÃO X ALTITUDE 
o Quanto MAIOR A ALTITUDE, MENOR É A PRESSÃO atmosférica, pois menor é a camada 
de ar acima dos corpos. O ar fica mais rarefeito e menos denso. MENOR também será o PONTO 
DE EBULIÇÃO (PE). 
 
o Quanto MENOR A ALTITUDE, MAIOR É A PRESSÃO atmosférica. MAIOR será o PONTO 
DE EBULIÇÃO. 
 
 A pressão no interior da panela de pressão é maior que a pressão externa, por isso a água 
ferve a temperaturas maiores, e assim o alimento cozinha mais rápido. 
 
OBS: 
 Quanto mais volátil for o líquido, maior será sua pressão de vapor, e, portanto menor seu ponto 
de ebulição. 
 
 Se adicionarmos um soluto ao líquido, a pressão de vapor diminuirá, aumentando, em 
consequência, a temperatura de ebulição desse líquido. 
 
 LEI DE RAOULT 
o O efeito ebulioscópico é diretamente proporcional a molalidade da solução. 
 
Onde: 
QUÍMICA 
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t1 = temperatura inicial 
t2 = temperatura final 
Ke = constante ebulioscópica 
m1 = massa do soluto (g) 
mm1 = massa molar do soluto 
m2 = massa do solvente (Kg) 
 
Ex: 
Calcule a temperatura de ebulição de uma solução que contém 60 g de glicose (C6H12O6) dissolvidos em 500g de água, 
sabendo que a temperatura de ebulição da água pura é de 100 ºC e a constante ebulioscópica é de 0,52 ºC/1000g. 
 
EXERCÍCIOS EBULIOSCOPIA 
 
1) Dois recipientes abertos contêm: um água pura (I) e, o outro, água salgada (II). 
Esses dois líquidos são aquecidos até a ebulição e, a partir desse momento, mede-se a temperatura do vapor 
desprendido.Considerando essas informações, assinale a alternativa cujo gráfico MELHOR representa o comportamento 
da temperatura em função do tempo durante a ebulição. 
 
 
2) Se a água contida em um béquer está fervendo e o termômetro acusa a temperatura de 97°C, pode-se afirmar que: 
a) A temperatura de ebulição independe da pressão ambiente. 
b) Existe algum soluto dissolvido na água, o que abaixa a temperatura de ebulição. 
c) Nessa temperatura, a pressão de vapor de água é menor do que a pressão ambiente. 
d) Nessa temperatura, estão sendo rompidas ligações intermoleculares e interatômicas. 
e) Nessa temperatura, a pressão de vapor de água é igual à pressão ambiente. 
 
3) Quando as manicures estão retirando os esmaltes das unhas das suas clientes, elas usam uma solução removedora à 
base de acetona. Quando entramos em um hospital sentimos um cheiro característico de éter. Quando estamos 
abastecendo o carro álcool estamos usando um combustível alternativo. A ordem crescente de pressão de vapor para 
essas três substâncias destacadas no texto será: 
 
Dados: temperatura de ebulição sob 1 atm (acetona = 56,5°C, éter = 34,6°C e álcool combustível = 78,5°C). 
a) éter < álcool < acetona. 
b) éter < acetona < álcool. 
c) álcool < acetona < éter. 
d) álcool < éter < acetona. 
e) acetona < éter < álcool. 
4) Considere dois procedimentos distintos no cozimento de feijão. No procedimento A, foi usada uma panela de 
pressão contendo água e feijão, e no procedimento B foi usada uma panela de pressão contendo água, feijão e sal de 
cozinha. Com relação a esses procedimentos, é correto afirmar: 
a) O cozimento será mais rápido no procedimento A, devido ao aumento do ponto de ebulição da solução B. 
b) O cozimento será mais rápido no procedimento B, devido ao aumento do ponto de ebulição da solução B. 
c) O cozimento será mais rápido no procedimento A, devido à sublimação sofrida pelo sal de cozinha. 
d) O cozimento será mais rápido no procedimento B, devido à sublimação sofrida pelo sal de cozinha. 
e) O tempo de cozimento será o mesmo nos procedimentos A e B. 
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5) Em que temperatura ferve uma solução que contém 1,28 g de naftaleno (C10H8) dissolvido em 100g de benzeno, dado 
que o benzeno puro ferve a 80 ºC e que sua constante ebulioscópica é de 2,6 ºC/1000g? 
 
6) Que massa de ureia (CON2H4) deve ser dissolvida em 200 g de água para que a temperatura de ebulição da solução 
seja igual a 100,26 ºC? (Dados: Ke = 0,52 ºC/1000g). 
 
7) Em que temperatura ferve uma solução que contém 128 g de naftaleno (C10H8) dissolvido em 500g de benzeno, dado 
que o benzeno puro ferve a 80 ºC e que sua constante ebulioscópica é de 2,6 ºC/1000g? 
 
8) Que massa de ureia (CON2H4) deve ser dissolvida em 500 g de água para que a temperatura de ebulição da solução 
seja igual a 102 ºC? (Dados: Ke = 0,52 ºC/1000g). 
 
9) São dissolvidos 18g de ureia (CON2H4) em certa quantidade de água. Sabendo que a constante ebulioscópica da águapura é de 0,52 ºC/1000 g e que o efeito ebulioscópico (∆te) produzido foi de 1 ºC, calcule a quantidade de água utilizada. 
 
10) O gráfico a seguir representa as curvas de pressão de vapor de três solventes em função da temperatura. 
 
a) Qual a temperatura de ebulição (aproximadamente) dos três solventes ao nível do mar (760 mmHg)? 
b) Na cidade de São Paulo a pressão atmosférica é menor que a pressão em Santos. As temperaturas de ebulição 
seriam as mesmas? Explique. 
c) Qual é o solvente mais volátil? Por quê? 
 
11) O uso de panela de pressão diminui consideravelmente o tempo de cozimento dos alimentos. Isto deve-se: 
a) a uma distribuição mais uniforme do calor, sendo a temperatura de ebulição da água 100°C ao nível do mar, mesmo 
dentro da panela. 
b) à água estar na forma de vapor dentro da panela, sem que haja necessariamente um aumento da temperatura. 
c) ao aumento do ponto de ebulição da água pelo aumento da pressão interna da panela. 
d) ao fato de os alimentos, sob pressão, cozinharem mais facilmente, não sendo assim um efeito do aumento da 
temperatura. 
e) à diminuição do ponto de fusão dos alimentos pelo aumento da pressão. 
 
12) Aquecendo água destilada, numa panela aberta e num local onde a pressão ambiente é 0,92 atm, a temperatura de 
ebulição da água : 
a) Será inferior a 100ºC. 
b)Depende da rapidez do aquecimento. 
c)Será igual a 100ºC. 
d)É alcançada quando a pressão máxima de vapor saturada por 1 atm. 
e)Será superior a 100ºC 
 
13) São dissolvidos 18g de ureia (CON2H4) em certa quantidade de água. Sabendo que a constante ebulioscópica da 
água pura é de 0,52 ºC/1000 g e que o efeito ebulioscópico (∆te) produzido foi de 0,26 ºC, calcule a quantidade de água 
utilizada. 
 
QUÍMICA 
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14) Calcule a temperatura de ebulição de uma solução aquosa de ureia (CON2H4), sabendo que essa solução contem 
6%, em massa, de ureia. (Dados: Ke = 0,52 ºC/1000g). 
 
 CRIOSCOPIA OU CRIOMETRIA 
 
A adição de um soluto não-volátil a um solvente provoca um abaixamento na temperatura de congelamento (∆tC) 
desse solvente, o que pode ser explicado pelo fato de as partículas do soluto dificultarem a cristalização do solvente. 
 
 OBS: 
o A adição de soluto diminui a pressão de vapor do líquido. Consequentemente, a temperatura de ebulição 
desse líquido aumenta e a de congelação diminui. 
 
o Quanto menor a temperatura, menor a agitação das moléculas e menor a pressão de vapor da substância. 
 
 
 LEI DE RAOULT 
O efeito crioscópico é diretamente proporcional à molalidade as solução. 
 
 
Onde: 
t1 = temperatura inicial 
t2 = temperatura final 
Kc = constante crioscópica 
m1 = massa do soluto (g) 
mm1 = massa molar do soluto 
m2 = massa do solvente (Kg) 
QUÍMICA 
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Ex: 
◦ São dissolvidos 20 g de ureia (CON2H4) em 400 g de água. Sabendo que a constante crioscópica da água é de 
1,86 ºC/1000g. Calcule a temperatura de congelamento dessa solução. 
 
EXERCÍCIOS CRIOSCOPIA 
1) Um béquer de vidro, com meio litro de capacidade, em condições normais de temperatura e pressão, contém 300 mL 
de água liquida e 100 g de gelo em cubos. Adicionando-se, nesse mesmo béquer, uma porção de sal de cozinha (NaCl), 
deve-se esperar que, durante a dissolução, ocorra: 
a) Aumento da fase solida; 
b) Elevação da temperatura; 
c) Abaixamento da temperatura; 
d) Diminuição da fase liquida. 
 
2) Por que a adição de certos aditivos na água dos radiadores de carros evita que ocorra o superaquecimento da mesma, 
e também o seu congelamento, quando comparada com a da água pura? 
 
a) Porque a água mais o aditivo formam uma solução que apresenta pontos de ebulição e de fusão maiores que os da água 
pura. 
b) Porque a solução formada (água + aditivo) apresenta pressão de vapor maior que a água pura, o que causa um aumento 
no ponto de ebulição e de fusão. 
c) Porque o aditivo reage com a superfície metálica do radiador, que passa então a absorver energia mais eficientemente, 
diminuindo, portanto, os pontos de ebulição e de fusão quando comparados com a água pura. 
d) Porque o aditivo diminui a pressão de vapor da solução formada com relação à água pura, causando um aumento 
do ponto de ebulição e uma diminuição do ponto de fusão. 
e) Porque o aditivo diminui a capacidade calorífica da água, causando uma diminuição do ponto de fusão e de ebulição. 
 
3) Calcule a temperatura de congelamento de uma solução que contem 10,26 g de sacarose (C12H22O11) dissolvidos em 
500 g de água. (Dado: Kc = 1,86 ºC/1000g). 
 
4) Calcule a temperatura de congelamento de uma solução que contem 342 g de sacarose (C12H22O11) dissolvidos em 
1000 g de água. (Dado: Kc = 1,86 ºC/1000g). 
 
5) Determine a massa de glicose (C6H12O6) que deve ser dissolvida em 2000 g de água, de modo que a temperatura de 
congelamento da solução formada seja -5 ºC. (Dado: Kc = 1,86 ºC/1000g). 
 
6) São dissolvidos 150 g de naftaleno (C10H8) em 1000 g de benzeno. A solução formada congela-se a 7,5 °C. Sabendo 
que a constante crioscópica do benzeno é de 5,12 °C/1000g, calcule a temperatura de congelamento do benzeno puro. 
 
7) Determine a massa de glicose (C6H12O6) que deve ser dissolvida em 1860 g de água, de modo que a temperatura de 
congelamento da solução formada seja -1 ºC. (Dado: Kc = 1,86 ºC/1000g). 
 
8) São dissolvidos 64 g de naftaleno (C10H8) em 2000 g de benzeno. A solução formada congela-se a 4,5 °C. Sabendo 
que a constante crioscópica do benzeno é de 5,12 °C/1000g, calcule a temperatura de congelamento do benzeno puro. 
 
9) São dissolvidos 30 g de ureia (CON2H4) em X gramas de água e a solução formada congela-se a – 1,5ºC. Descubra o 
valor de X. (Dado: Kc = 1,86 ºC/ 1000g). 
 
10) Comparando-se, à mesma temperatura, as propriedades da água pura e as da água do mar, a água do mar deve 
apresentar menor: 
a) pressão de vapor. 
QUÍMICA 
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b) concentração de íons. 
c) densidade. 
d) condutibilidade elétrica. 
e) ponto de ebulição. 
 
11) Num congelador, há cinco fôrmas que contêm líquidos diferentes, para fazer gelo e picolés de limão. Se as fôrmas 
forem colocadas, ao mesmo tempo, no congelador e estiverem, inicialmente, à mesma temperatura, vai-se congelar 
primeiro a fôrma que contém 500 mL de: 
a) água pura. 
b) solução, em água, contendo 50 mL de suco de limão. 
c) solução, em água, contendo 100 mL de suco de limão. 
d) solução, em água, contendo 50 mL de suco de limão e 50 g de açúcar. 
e) solução, em água, contendo 100 mL de suco de limão e 50 g de açúcar. 
 
12) Ao se cozinhar alimentos em panela de pressão, a temperatura atingida pela água de cocção é superior a 100 °C, 
principalmente por que? 
a) as substancias dissolvidas na água aumentam seu ponto de ebulição. 
b) o vapor excedente é liberado por uma válvula de segurança. 
c) a pressão a que o liquido está submetido é maior que 1 atm. 
d) a água apresenta menor pressão de vapor nessas condições. 
e) outros líquidos liberados durante o processo elevam a pressão de vapor no sistema. 
 
 OSMOSE E PRESSÃO OSMÓTICA 
 A bexiga de porco, o papel celofane e as paredes de células de organismos são denominados membranas 
semipermeáveis. Recebem esse nome porque permitem a passagem de moléculas do solvente, mas não do soluto. Esse 
fenômeno é denominado osmose. 
 
 
 
 
A pressão osmótica pode atingir valores muito elevados, mesmo quando se trabalha com soluções que apresentam 
pequenas diferenças de concentração. Esse fato é muito importante para o funcionamento de nosso organismo. 
QUÍMICA 
Profª. Sônia O. Schneider e Eliani Behenck S. Turci 
 
Alta Floresta D’Oeste, RO - 2017A pressão osmótica normal do sangue é de aproximadamente 7,4 atm quando comparada com a da água pura. Os 
glóbulos vermelhos (hemácias) do sangue, assim como todas as células vivas do organismo, são afetados por diferenças 
de pressão osmótica. Veja o aspecto dessas células em soluções com diferentes concentrações: 
 
 
 
 A palavra osmose vem do grego osmo e significa ‘impulso’. 
o A osmose ocorre no sentido: 
 SOLUÇÃO MENOS CONCENTRADA → SOLUÇÃO MAIS CONCENTRADA 
 SOLVENTE → SOLUÇÃO 
 
 ENDOSMOSE: 
◦ Movimento da água para dentro da solução. 
 
 EXOSMOSE: 
◦ Movimento da água para fora da solução. 
 
Obs: a mínima pressão externa que deve ser aplicada para impedir a osmose é 
chamada de pressão osmótica. Portanto a pressão osmótica depende da 
concentração da solução. Quando duas soluções apresentam a mesma pressão 
osmótica, elas são denominadas isotônicas. 
 
 LEI DE JACOBUS VAN’T HOFF 
pV = n1RT 
Onde: 
p = pressão osmótica 
V = volume (L) 
n1 = numero de mols 
R = constante geral dos gases (0,082) 
T = temperatura absoluta (Kelvin : T ºC + 273) 
 
Ex: 
◦ Determine a pressão osmótica, a 27 ºC, de uma solução aquosa que, num volume de 2 L, contém 12 g de uréia 
(CON2H4). (Dado: R = 0,082 atm.L/K.mol). 
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EXERCÍCIOS OSMOSE E PRESSÃO OSMÓTICA 
1) Os nossos ancestrais descobriram que a carne, quando era tratada com cloreto de sódio (NaCl), ficava preservada do 
ataque bacteriano. Esse processo primitivo de conservação é usado até hoje, e a conservação é por: 
a) Oxidorredução; 
b) Anticatálise; 
c) Osmose; 
d) Ação bactericida. 
 
2) Calcule a pressão osmótica, a 27 °C, de uma solução que contem 3,42 g de sacarose (C12H22O11) dissolvidos numa 
quantidade suficiente de água para 0,6 L de solução. 
 
3) Determine a massa de ureia (CON2H4) que deve ser dissolvida em água para obtermos 8 L de solução que, a 27 ºC, 
apresente pressão osmótica de 1,23 atm. 
 
4) São dissolvidos 36 g de glicose (C6H12O6) em água. Calcule o volume da solução formada, sabendo que, a 47 ºC, sua 
pressão osmótica é de 1,64 atm. 
 
5) São dissolvidos 18 g de glicose (C6H12O6) numa quantidade suficiente de água para 8,2 L de solução. Essa solução, 
a 27 °C é isotônica a uma solução de ureia (CON2H4) cujo volume é de 6 L a 27 °C. Calcule a massa de ureia. 
 
6) Calcule a pressão osmótica, a 47 °C, de uma solução que contem 34,2 g de sacarose (C12H22O11) dissolvidos numa 
quantidade suficiente de água para 800 mL de solução. 
7) As propriedades coligativas explicam uma série de fenômenos que observamos no cotidiano. A respeito desse assunto, 
julgue os itens a seguir como verdadeiros (V) ou falsos (F): 
a. ( ) A pressão osmótica é a passagem de solvente do meio mais concentrado para o meio menos concentrado. 
b. ( ) As membranas celulares são exemplos de membranas semipermeáveis. 
c. ( ) É possível obter água potável a partir da água do mar por osmose. 
d. ( ) O pepino que é utilizado para fazer picles, quando deixado por vários dias mergulhado em uma solução 
aquosa de sal de cozinha, irá murchar, pois suas células perderão água por osmose. 
e. ( ) Quando colocamos gelo dentro de um copo e o colocamos sobre a mesa, num dia quente de verão, a água 
que aparece na superfície externa do copo deve-se ao fenômeno conhecido como osmose. 
f. ( ) Ao dissolvermos, em água do mar, um pouco de açúcar, a pressão de vapor da água diminui. 
g. ( ) A adição de aditivos na água de refrigeração torna possível a diminuição da temperatura dos sistemas. 
h. ( )Em certas regiões do interior é comum salgar pedaços de carne, pois em presença do sal, por osmose, a 
água atravessa a membrana celular, desidratando o alimento. 
 
8) Preparam-se 3 L de uma solução dissolvendo-se 15 g de uma substancia molecular A cuja massa molar é 75 g/mol, 
em certa temperatura. Por outro lado, preparam-se X L de outra solução, dissolvendo-se 36 g de uma substancia 
molecular B cuja massa molar é 90 g/mol. Qual é o valor de X? (Dado: as duas soluções são isotônicas). 
 
UNIDADE 3 - TERMOQUÍMICA 
1. O QUE É TERMOQUÍMICA? 
A Termoquímica é a área que estuda as situações em que reações químicas e fenômenos físicos ocorrem com 
absorção ou liberação de energia na forma de calor. 
2. PROCESSOS ENDOTÉRMICOS E EXOTÉRMICOS 
A formação e a ruptura de ligações envolvem a interação da energia com a matéria. Assim como nas mudanças de 
estado físico, as transformações da matéria ocorrem com absorção ou liberação de energia. 
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Obs. 
a. Nas reações químicas ocorrem tanto a ruptura como a formação de ligações interatômicas; 
b. Nas transformações físicas ocorrem apenas a ruptura de ligações interatômicas. 
 
2.1 Processos Exotérmicos 
Na Termoquímica, os processos e reações que ocorrem com liberação de calor e consequente aumento da temperatura 
das vizinhanças são chamados de exotérmicos. O prefixo exo significa “para fora”. 
 
• EX: 
• Combustão; 
• Condensação; 
• Etc. 
2.2 Processos Endotérmicos 
Os processos químicos e físicos que ocorrem com absorção de calor e diminuição da temperatura das vizinhanças são 
chamados de endotérmicos. O prefixo endo significa “para dentro”. 
 
• EX: 
• Fotossíntese; 
• Evaporação; 
• Etc. 
 
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3. TERMOQUÍMICA E AS TRANSFORMAÇÕES FÍSICAS
 
RESUMINDO: 
 
 
4. FORÇAS INTERMOLECULARES E OS ESTADOS FÍSICOS 
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5. MEDIDAS DE QUANTIDADE DE CALOR 
 
 
5.1 UNIDADES DE CALOR 
 
 
6. EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA 
A entalpia de um elemento ou de uma substância varia de acordo com o estado físico, a pressão, a temperatura 
e a variedade alotrópica do elemento. Logo, numa equação termoquímica, devemos indicar: 
 
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7. REPRESENTAÇÃO GRÁFICA 
 
 
8. REAÇÃO ENDOTÉRMICA 
 
 
 
 ΔH = Hprod – Hreag Hprod > Hreag ΔH > 0 
 
 
9. REAÇÃO EXOTÉRMICA 
Reagente Produto 
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EXERCÍCIOS TERMOQUÍMICA 
1) Considere o seguinte gráfico: 
De acordo com o gráfico ao lado, indique a opção que completa, 
respectivamente, as lacunas da frase a seguir: 
“A variação da entalpia, ∆H, é ....; a reação é .... porque se processa .... calor.” 
a) positiva, exotérmica, liberando. 
b) positiva, endotérmica, absorvendo. 
c) negativa, endotérmica, absorvendo. 
d) negativa, exotérmica, liberando. 
e) negativa, exotérmica, absorvendo. 
 
2) Considere o seguinte diagrama de síntese da água em seus diferentes 
estados físicos. 
 
 
a) Quais estados físicos são representados por I, II e III? 
 
 
 
 
b) Indique o ∆H da solidificação da água. 
 
 
 
3) Durante o ciclo hidrológico natural a água muda constantemente de estado físico e de lugar. Entre os fenômenos que 
ocorrem estão: 
I. derretimento de “icebergs” 
II. formação de gotículas de água na atmosfera a partir do vapor 
III. formação de neve 
IV. dissipação de nevoeiros 
Dentre esses fenômenos, são exotérmicos SOMENTE 
a) I e II 
b) I e III 
c) II e III 
Reagente Produto 
ΔH = H
prod
 – H
reag 
H
prod
 < H
reag
 ΔH < 0 
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d) II e IV 
e) III e IV 
 
4) O diagrama de entalpia a seguir representa os calores envolvidos na reação de obtenção de dois óxidos de cobre, a 
partir deste metal e do oxigênio. 
 
 
 
 
 
 
Analisando-se esse diagrama, a variação de entalpia, oH (kJ), para a reação 
 
)s(CuO2)g(O2/1)s(OCu 22  
é igual a 
 
a) +141. 
b) 479. 
c) 141. 
d) +310. 
 
5) São processos endotérmicos e exotérmicos, respectivamente, as mudanças de estado: 
a) fusão e ebulição. 
b) solidificação e liquefação. 
c) condensação e sublimação. 
d) sublimação e fusão. 
e) sublimação e solidificação. 
6) CONSIDERE os processos a seguir: 
I. Queima do carvão. 
II. Fusão do gelo à temperatura de 25°C. 
III. Combustão da madeira. 
 
a) apenas o primeiro é exotérmico. 
b) apenas o segundo é exotérmico. 
c) apenas o terceiro é exotérmico. 
d) apenas o primeiro é endotérmico. 
e) apenas o segundo é endotérmico. 
 
7) A queima de substâncias combustíveis produz um percentual de resíduos considerados popularmente como poluição. 
Os combustíveis menos poluentes, em geral, são os de maior custo econômico, como o gás hidrogênio que em sua 
queima produz água e muito calor. A quantidade de calor que o hidrogênio é capaz de produzir (poder calorífico) é da 
ordem de 33.900 kcal/kg. Esse valor corresponde, em kJ/kg, a aproximadamente: 
a) 182 
b) 1.820 
c) 14.200 
d) 142.000 
e) 182.000 
 
8) O valor energético total no consumo de um sanduíche de 50 g de pão e 200 g de hambúrguer é de 2.940 kJ. Se em 
uma hora de caminhada, há consumo de 1.100 kJ, o tempo em minutos, necessário para o consumo da energia assimilada 
na ingestão do sanduíche, será de 
2Cu(s) + O2(g)
-310kJ
-169 kJ
2CuO(s)
Cu2O(s) + 1/2 O2(g) 
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a) 320. 
b) 160. 
c) 80. 
d) 40. 
e) 20. 
 
9) O excesso de gordura no organismo é nocivo à saúde. Considere uma pessoa, com massa corporal estável, que deseje 
perder gordura, sem alterar sua dieta alimentar. Para essa pessoa, um dispêndio energético de 9 kcal em atividades físicas 
corresponde à perda de 1 g de gordura corporal. Para perder 6,0 kg de gordura, o tempo, em minutos, que ela necessita 
dedicar a atividades físicas, despendendo, em média, 12 kcal/min, corresponde a: 
a) 2,0 × 102 
b) 4,5 × 103 
c) 8,0 × 104 
d) 6,0 × 105 
 
10) O gelo seco, ou dióxido de carbono solidificado, muito utilizado em processos de refrigeração, sofre sublimação nas 
condições ambientes. Durante essa transformação, ocorrem, dentre outros, os fenômenos de variação de energia e de 
rompimento de interações. 
 
Esses fenômenos são classificados, respectivamente, como: 
a) exotérmico - interiônico 
b) exotérmico - internuclear 
c) isotérmico - interatômico 
d) endotérmico – intermolecular 
 
11) Represente por equação termoquímica as seguintes equações: 
a) 2NH4NO3(s) - 411,2 kJ → 2N2(g) + O2(g) + 4H2O(ℓ) 
b) HgO(s) + 90 kJ → Hg(ℓ) + ½ O2(g) 
c) 2 Na(s) + 2 H2O(ℓ) → 2 NaOH + H2(g) + 281,8 kJ 
d) CO2(g) + H2(g) + 122,8 kJ → CO(g) + 6 H2O(g) 
e) C4H10(g) + 13/2O2(g) → 4CO2(g) + 5H2O(ℓ) + 2,9kJ 
f) HCℓ(g) + H2O(ℓ) → HCℓ(aq) + 18 kcal 
 
12) Sejam dadas as equações termoquímicas, todas a 25 ºC e 1 atm: 
I- H2(g)+ ½ O2(g) →H2O(l) ∆H = -68,3 Kcal/mol 
II- 2Fe(s)+ 3/2 O2(g)→Fe2O3(s) ∆H = -196,5 Kcal/mol 
III- 2Al(s)+ 3/2 O2(g)→Al2O3(s) ∆H = -399,1 Kcal/mol 
IV - C(grafite)+ O2(g)→ CO2(g) ∆H = -94,0 Kcal/mol 
V- CH4(g) + O2(g) → CO2(g)+ H2O(l) ∆H = -17,9 Kcal/mol 
 
Exclusivamente sob o ponto de vista energético, das reações acima, a que você escolheria como fonte de energia é: 
a)I 
b)II 
c) III 
d) IV 
e ) V 
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13) Considerando as seguintes equações termoquímicas e seus respectivos ∆H0, indique o reagente que, em relação 
aos produtos, possui maior energia: 
a) C(graf) → C(diam) ∆H0 = + 2,1 kJ/mol de C 
b) I(g) → ½ I2(g) ∆H0 = - 104,5 kJ/mol de I 
c)1/2Cℓ(g) → Cℓ(g) ∆H0 = + 125,4 kJ/mol de Cℓ 
 
14) Observe o gráfico de entalpia abaixo, obtido por meio de experimentos realizados no estado padrão: 
 
Com base em seus conhecimentos de termoquímica e nas informações do gráfico acima, a equação 
termoquímica INCORRETAMENTE 
representada é 
 
15) Considere as reações abaixo e marque a alternativa que indica corretamente as reações endotérmicas: 
I. CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + H2O(l) + 889,5 kJ 
 
II. Fe2O3(s) +3C(s) → 2Fe(s) +3CO(g) ΔH = + 490 kJ 
 
III. 6CO2(g) + 6H2O(l) + 2813 → C6H12O6(g) + 6O2(g) 
 
IV. HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) ΔH = - 57,7 kJ 
 
V. 1H2(g) + 1/2O2(g) → 2H2O(l) + 68,3 kcal 
 
VI. 1H2(g) + 1I2(g) → 2HI(g) ΔH = + 25,96 kJ/mol 
 
a) II e III. 
b) I e IV. 
c) II, III e VI. 
d) I, IV e V. 
e) I, III e V. 
16) Assinale a alternativa que contém apenas processos com ΔH negativo: 
a) Combustão e fusão. 
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b) Combustão e sublimação de sólido para gás. 
c) Combustão e sublimação de gás para sólido. 
d) Fusão e ebulição. 
e) Evaporação e solidificação. 
17) Observe o diagrama de um processo químico abaixo: 
 
 
Pode-se afirmar que esse processo é: 
a) exotérmico, com ΔH = + 230 kJ. 
b) endotérmico, com ΔH = + 570 kJ. 
c) endotérmico, com ΔH = + 230 kJ. 
d) exotérmico, com ΔH = - 230 kJ. 
e) exotérmico, com ΔH = - 570 kJ. 
 
 
18) Nas reações químicas, a quantidade de calor liberada ou absorvida pela transformação é denominada calor de reação. 
Aponte as alternativas que completam corretamente a frase a seguir: 
Se uma reação é... 
a) ( ) exotérmica, o sistema perde calor e a vizinhança ganha a mesma quantidade perdida pelo sistema. 
b) ( ) endotérmica, o sistema ganha calor e a vizinhança perde a mesma quantidade recebida pelo sistema. 
c) ( ) exotérmica, sua entalpia final é menor que sua entalpia inicial, logo sua variação de entalpia (∆H) é menor 
que zero. 
d) ( ) endotérmica, sua entalpia final é maior que sua entalpia inicial, logo sua variação de entalpia (∆H) é maior 
que zero. 
 
19) Ozonizador é um aparelho vendido no comércio para ser utilizado no tratamento da água. Nesse aparelho é produzido 
ozônio (O3) a partir do oxigênio do ar (O2), que mata os micro-organismos presentes na água. A reação de obtenção do 
ozônio a partir do oxigênio pode ser representada pela equação: 
3 O2(g) ↔ 2 O3(g) ΔH = +284 kJ 
Com base nessa equação, e considerando a transformação de 1000 g de O2(g) em O3(g), a quantidade de calor envolvida 
na reação é: 
a) 2958,33 kJ e a reação é endotérmica. 
b) 1479,16 kJ e a reação é exotérmica. 
c) 739,58 kJ e a reação é exotérmica. 
d) 369,79 kJ e a reação é endotérmica. 
e) 184,90 kJ e a reação é endotérmica. 
 
20) Analise as afirmativas abaixo: 
I. Entalpia (H) pode ser conceituada como a energia global de um sistema. 
II. Uma reação exotérmica apresenta ∆H positivo. 
III. O calor de reação de um processo químico será dado por ∆H. 
 
a) somente I é correta 
b) somente II é correta 
c) somente III é correta 
d) as afirmativas I e II são corretas 
e) as afirmativas I e III são corretas. 
 
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UNIDADE 4 – CINÉTICA QUÍMICA 
O conhecimento e o estudo da velocidade das reações, além de ser muito importante em termos industriais, também está 
relacionado ao nosso dia-a-dia, por exemplo, quando guardamos alimentos na geladeira para retardar sua decomposição 
ou usamos panela de pressão para aumentar a velocidadede cozimento dos alimentos. As reações químicas ocorrem 
com velocidades diferentes e estas podem ser alteradas. 
O exemplo mais simples de uma reação é quando um único reagente se transforma em um único produto. 
Genericamente, temos: 
 
 VELOCIDADE MÉDIA DE UMA REAÇÃO 
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Habitualmente trabalhamos com a velocidade média de uma reação em que relacionamos a variação da concentração e 
o intervalo de tempo (∆t). 
 
 
Ao analisarmos os valores das velocidades médias de consumo do H2O2, percebemos que eles não são constantes 
e que o valor máximo é encontrado no início da reação. 
Concluímos, então, que a velocidade média diminui de acordo com a diminuição da concentração. 
A partir do gráfico e conhecendo a estequiometria da reação, em que a decomposição de 2 mol de H2O2 produz 
2 mol de H2O e 1 mol de O2, podemos construir um novo gráfico, que indique a concentração em mol/L dos produtos. 
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EXERCÍCIOS CINÉTICA QUÍMICA 
 
 
 
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6) A tabela abaixo mostra a variação da massa da substancia C que se forma na reação A + B → C: 
 
Tempo (s) Massa de C existente (g) 
0 0 
10 5 
30 15 
50 40 
80 60 
 
Calcule a velocidade média de formação da substancia C, em g/s, nos seguintes intervalos: 
a) De 0s a 10s 
b) De 10s a 30s 
c) De 10s a 50s 
d) De 10s a 80s 
 
7) Dada a reação 2SO2 + O2 → 2SO3, calcule a velocidade média, conforme a tabela, nos seguintes intervalos: 
Tempo (s) Quantidade de matéria de SO2 existente 
0 6,0 
2 5,0 
6 2,2 
12 1,0 
 
a) De 0s a 2s 
b) De 0s a 12s 
c) De 2s a 12s 
 
 CONDIÇÕES PARA OCORRÊNCIA DE REAÇÕES 
Vários fatores são responsáveis pela ocorrência de uma reação química. Entre os reagentes deve existir uma tendência 
à reação (afinidade química) e, além disso, eles devem estar em contato, o que permitirá a colisão entre suas moléculas, 
acarretando quebra de ligações e formação de novas ligações. 
 
 TEORIA DA COLISÃO 
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Em todas as reações, os átomos que formam os reagentes se rearranjam, originando os produtos. No entanto, nem todos 
os choques entre as partículas que compõem os reagentes dão origem a produtos (choques não-eficazes). Os choques 
que resultam em quebra e formação de novas ligações são denominados eficazes ou efetivos. No momento em que 
ocorre o choque em uma posição favorável, forma-se uma estrutura intermediária entre os reagentes e os produtos 
denominada complexo ativado. 
 
 
 
 
Para que ocorra a formação do complexo ativado, as moléculas dos reagentes devem apresentar energia suficiente, além 
da colisão em geometria favorável. Essa energia denominamos energia de ativação (Ea). 
 
 
Esse fato ocorre tanto para as reações exotérmicas quanto para as endotérmicas, e seus diagramas, indicando o caminho 
da reação e a entalpia, podem ser representados por: 
 
Experimentalmente, temos que reações diferentes apresentam energias de ativação diferentes, sendo que as reações que 
exigem uma menor energia de ativação ocorrem mais rapidamente, ou seja, ocorrem com maior velocidade. 
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 FATORES QUE INFLUENCIAM A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO 
 
 SUPERFÍCIE DE CONTATO 
Quando um reagente está no estado sólido, a reação ocorrerá na sua superfície. Assim, quanto mais fragmentado 
(disperso) for esse reagente, maior será o número de choques, e maior será a velocidade da reação. 
 
 
 
 TEMPERATURA 
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O primeiro cientista a relacionar a variação de temperatura e a velocidade das reações foi Jacobus Van’t Hoff, no 
final do século XIX. Ele estabeleceu a seguinte regra: 
 
 
 
 
 
 
 CATALISADOR 
 
Os catalisadores criam um caminho alternativo, que exige menor energia de ativação, fazendo com que a reação se 
processe de maneira mais rápida. 
 
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 CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES 
A velocidade de uma reação depende também da concentração dos reagentes, pois ela está relacionada com o 
número de choques entre as moléculas. Vamos aplicar esse conceito a uma reação genérica: 
 
 
O número de choques e, consequentemente, a velocidade irão depender das concentrações de A e B. Vamos 
considerar quatro situações em que varia o número de moléculas de A e B, num mesmo volume e numa mesma 
temperatura: 
 
 
Essa relação demonstra que o número de colisões e, consequentemente, a velocidade da reação são proporcionais 
ao produto das concentrações. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXERCÍCIOS FATORES QUE INFLUENCIAM A VELOCIDADE DAS REAÇÕES 
 
 
 
1) (PUC-RS) Relacione os fenômenos descritos na coluna I com os fatores que influenciam sua velocidade 
mencionados na coluna II. 
Coluna I 
1 - Queimadas alastrando-se rapidamente quando está ventando; 
2 - Conservação dos alimentos no refrigerador; 
3 - Efervescência da água oxigenada na higiene de ferimentos; 
4 - Lascas de madeiras queimando mais rapidamente que uma tora de madeira. 
Coluna II 
A - superfície de contato 
B - catalisador 
C - concentração 
D – temperatura 
A alternativa que contém a associação correta entre as duas colunas é 
a) 1 - C; 2 - D; 3 - B; 4 – A. 
b) 1 - D; 2 - C; 3 - B; 4 – A. 
c) 1 - A; 2 - B; 3 - C; 4 – D. 
d) 1 - B; 2 - C; 3 - D; 4 – A. 
e) 1 - C; 2 - D; 3 - A; 4 – B. 
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2) (UnB-DF) Considere os estudos cinéticos de uma reação química e julgue os itens abaixo: 
(1) Toda reação é produzida por colisões, mas nem toda colisão gera uma reação. 
(2) Uma colisão altamente energética pode produzir uma reação. 
(3) Toda colisão com orientação adequada produz uma reação. 
(4) A energia mínima para uma colisão efetiva é denominada energia da reação. 
(5) A diferença energética entre produtos e reagentes é denominada energia de ativação da reação. 
3) Indique a afirmação incorreta: 
a) Quanto menor for a temperatura, maior será a velocidade de uma reação. 
b) O aumento da temperatura aumenta a velocidade tanto da reação endotérmica quanto da reação exotérmica. 
c) A velocidade de um reagente no estado sólido é menor que no estado líquido. 
d) A diferença energética entre os produtos e os reagentes é chamada de entalpia de reação. 
e) A velocidade de uma reação depende da natureza do reagente. 
4) Assinale a alternativa que apresenta agentes que tendem a aumentar a velocidade de uma reação: 
a) calor, obscuridade, catalisador. 
b) calor, maior superfície de contato entre reagentes, ausência de catalisador. 
c) calor, maior superfície de contato entre reagentes, catalisador. 
d) frio, obscuridade, ausência de catalisador. 
e) catalisador e congelamento dos reagentes. 
 
UNIDADE 5 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 
O equilíbrio químico é atingido quando, na mistura reacional, as velocidades das reações direta (reagentes formando 
produtos) e inversa (produtos formando regenerando os reagentes) ficam iguais. 
 
Mas, em primeiro lugar, é importante entender que reação química é um processo onde reagentes se combinam e formam 
novas substâncias com propriedades diferentes.Algumas reações se processam totalmente, enquanto outras parecem 
parar antes de estarem completas. Isso tem a ver com a reversibilidade da reação. Em uma reação reversível os reagentes 
formam os produtos, mas os produtos reagem entre si e regeneram os reagentes. 
Por exemplo, a produção da amônia ocorrendo em recipiente fechado, sob pressão e temperatura constantes: 
 
 
 
 
O processo é dinâmico, ou seja, a reação ocorre nos dois sentidos. Consideremos a reação hipotética entre a mols de A 
e b mols de B, formando c mols de C e d mols de D: 
 
 
 
Inicialmente, observando uma determinada quantidade de A e B e concentrações de C e D nulas. No decorrer da reação, 
as concentrações de A e B diminuem e de C e D aumentam. A velocidade da reação inversa, que é nula a princípio, 
cresce continuamente com o tempo. A velocidade da reação direta diminui e da inversa aumenta, até que atinjam a 
igualdade. Nesse momento as substâncias A e B se formam na mesma velocidade em que são consumidas. As 
concentrações de reagentes e produtos não mais se alteram. Este é o instante no qual a mistura reacional atingiu o 
equilíbrio. 
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No estado de equilíbrio, mesmo com o sistema aparentando estar parado, as reações diretas e inversas continuam a 
ocorrer, com velocidades iguais. Por isso as concentrações das substâncias permanecem constantes. Por exemplo, na 
reação de produção de amônia: 
 
 
 
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO Kc 
A constante Kc é denominada constante de equilíbrio em termos de concentração, e é uma grandeza com valor específico 
para uma dada reação e temperatura, independente das concentrações iniciais, volume do recipiente ou pressão. 
 
A expressão da constante de equilíbrio obtém-se pela multiplicação das concentrações dos produtos, estando elevadas 
a potências iguais aos respectivos coeficientes da equação balanceada, dividindo-se esse produto pelo produto das 
concentrações dos reagentes, cada qual também elevada à potência igual ao respectivo coeficiente estequiométrico. 
 
Para o equilíbrio hipotético: 
 
Onde A, B, C e D representam reagentes e produtos e a, b, c e d os respectivos coeficientes estequiométricos. A expressão 
da constante de equilíbrio é: 
 
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A concentração molar está simbolizada pela fórmula da substância entre colchetes. Exemplo: 
Para a reação de formação da amônia temos: 
 
 
A concentração Kc recebe o nome de constante de equilíbrio em termos de concentração: razão entre o produto das 
concentrações em quantidade de matéria dos produtos e o produto das concentrações em quantidade de matéria dos 
reagentes, estando todas as concentrações elevadas a potencias iguais aos respectivos coeficientes da equação química 
balanceada. 
 
Um sistema no qual se estabelece um equilíbrio químico pode ser: 
 Homogêneo: quando os participantes do equilíbrio constituem uma única fase (monofásico). 
 
 ܭ௖ ൌ
ሾு஼௟ሿమ
ሾுమሿ.ሾ஼ మሿ
 
 
 
 Heterogêneo: quando os participantes do equilíbrio constituem mais de uma fase (polifásico). Na expressão de 
constante de equilíbrio não devem ser incluídas substâncias nos estados sólidos ou líquidos, pois suas 
concentrações molares são constantes. 
 ܭ௖ୀ 
ሾ஼ைమሿ
ଵ
 
 
 ܭ௖ୀ 
ሾேுరశሿ.ሾை షሿ
ሾேுయሿ
 
 
 
EXERCÍCIO RESOLVIDO 
 
 
 
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EXERCÍCIOS EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
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UNIDADE 6 – REAÇÕES DE ÓXIDO-REDUÇÃO 
 
As reações que envolvem perda e ganho de elétrons são denominadas reações de óxido-redução. Algumas delas são 
muito importantes no mundo que nos cerca e estão presentes nos processos que permitem a manutenção da vida. 
 
Todas as reações de óxido-redução ocorrem com a transferência de elétrons. Esse processo de transferência de elétrons 
pode ser evidenciado por um experimento bastante simples. Ao introduzirmos um fio de cobre (Cu) numa solução 
aquosa de nitrato de prata (AgNO3), verificamos, após certo tempo, que ocorre a formação de um depósito de prata e 
que a solução adquire a cor azul, característica dos íons Cu2+. 
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Quando representamos a reação global, ou seja, a soma das duas semi-reações, cancelamos os elétrons: 
 
 
Podemos notar que, devido à transferência de elétrons, ocorreu uma mudança na carga elétrica das espécies químicas. 
Essas cargas elétricas são denominadas número de oxidação (Nox). O conhecimento do número de oxidação é de grande 
importância para o entendimento dos processos de óxido-redução. 
Vamos agora estudar as maneiras de determiná-lo. 
 
 NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX) 
 
O número de oxidação nos ajuda a entender como os elétrons estão distribuídos entre os átomos que participam de um 
composto iônico ou de uma molécula. Nos compostos iônicos, o Nox corresponde à própria carga do íon. Essa carga 
equivale ao número de elétrons perdidos ou recebidos na formação do composto. 
 
 
Nos compostos moleculares, não existe transferência definitiva de elétrons. Assim, o Nox corresponde à carga elétrica 
que o átomo iria adquirir se a ligação fosse rompida. Desse modo, o átomo de maior eletronegatividade receberia os 
elétrons do outro átomo: 
 
 
 
 REGRAS PARA A DETERMINAÇÃO DO NOX 
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Veremos, a seguir, um conjunto de regras que permite a determinação dos números de oxidação de uma maneira 
bastante simples, sem que seja necessário construir as fórmulas eletrônicas dos compostos. 
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Conhecendo essas regras, podemos calcular o Nox de muitos outros elementos. 
Vejamos dois exemplos: 
 
 
 
 
 
 VARIAÇÃO DO NOX NAS REAÇÕES DE ÓXIDO-REDUÇÃO 
Retomando o exemplo da reação entre o cobre e a solução aquosa de nitrato de prata e associando-o ao conceito de Nox, 
temos: 
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EXERCÍCIOS ÓXIDO-REDUÇÃO 
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 BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES DAS REAÇÕES DE ÓXIDO-REDUÇÃO 
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Como nas reações de óxido-redução ocorre transferência de elétrons, para balanceá-las devemos igualar o número 
de elétrons perdidos e recebidos. 
Para isso, devemos inicialmente determinar o número de elétrons perdidos ou recebidos para cada espécie química, 
que corresponde à variação do Nox (∆Nox). 
A partir desse conhecimento, iremos determinar a quantidade necessária de cada espécie para obter a igualdade do 
número de elétrons. 
Vejamos alguns exemplos: 
 
 
 
 
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IMPORTANTE! 
 
 
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EXERCÍCIOS BALANCEAMENTO DAS REAÇÕES