Apostila de Fisico-Química - Soluções

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Sumário 
Capítulo 1- Dispersões e soluções ..................................................................................................................... 5 
1- Dispersões ................................................................................................................................................. 5 
1.1- Classificação das dispersões ............................................................................................................... 5 
2- Soluções verdadeiras ou Soluções ............................................................................................................ 5 
2.1- Classificação das soluções .................................................................................................................. 5 
2.2- Regras de solubilidade........................................................................................................................ 6 
2.3- Saturação da solução.......................................................................................................................... 6 
2.4- Curvas de solubilidade........................................................................................................................ 7 
3- Concentração das soluções ....................................................................................................................... 7 
3.1- Concentração comum (Concentração) ............................................................................................... 7 
3.2- Título em massa ................................................................................................................................. 7 
3.3- Molaridade ......................................................................................................................................... 8 
3.4- Fração molar ....................................................................................................................................... 8 
3.5- Partes por milhão ............................................................................................................................... 8 
3.6- Concentração da água oxigenada ...................................................................................................... 8 
3.7- Densidade ........................................................................................................................................... 8 
3.8- Relação entre concentração e título .................................................................................................. 8 
3.9- Relação entre concentração e molaridade ........................................................................................ 8 
4- Contando íons em solução ........................................................................................................................ 9 
5- Diluição e mistura de soluções .................................................................................................................. 9 
5.1- Diluição de soluções ........................................................................................................................... 9 
5.2- Mistura de soluções ........................................................................................................................... 9 
Leitura Complementar .................................................................................................................................... 10 
Exercícios de fixação ........................................................................................................................................ 10 
Pintou no ENEM............................................................................................................................................... 14 
Gabarito: .......................................................................................................................................................... 17 
Capítulo 2- Propriedades Coligativas ............................................................................................................... 18 
1- Relação das mudanças de estado físico .................................................................................................. 18 
1.1- Evaporação dos líquidos puros ......................................................................................................... 18 
1.2- Ebulição dos líquidos puros .............................................................................................................. 19 
1.3- Congelamento de líquidos puros ..................................................................................................... 19 
1.4- Diagrama de fases ............................................................................................................................ 19 
2- Os efeitos coligativos ............................................................................................................................... 19 
2.1- Efeito tonométrico ........................................................................................................................... 19 
 
 
2.2- Efeito ebuliométrico ......................................................................................................................... 20 
2.3- Efeito criométrico ............................................................................................................................. 20 
2.4- Osmometria ...................................................................................................................................... 20 
3- Propriedades coligativas nas soluções iônicas ........................................................................................ 21 
Leitura complementar ..................................................................................................................................... 21 
Exercícios de fixação ........................................................................................................................................ 22 
Gabarito: .......................................................................................................................................................... 24 
Pintou no ENEM............................................................................................................................................... 24 
Gabarito: .......................................................................................................................................................... 26 
Capítulo 3- Termoquímica ............................................................................................................................... 27 
1- Calor ........................................................................................................................................................ 27 
2- Processos que liberam e absorvem calor ................................................................................................ 27 
3- Entalpia e variação de entalpia ............................................................................................................... 28 
4- Fatores que influenciam nas entalpias das reações ................................................................................ 28 
5- Equação termoquímica ........................................................................................................................... 29 
6- Casos particulares das entalpias de reação ............................................................................................. 29 
6.1- Entalpia padrão de formação de uma substância ............................................................................ 29 
6.2- Entalpia de combustão de uma substância ......................................................................................30 
6.3- Energia de ligação ............................................................................................................................. 30 
7- Lei de Hess ............................................................................................................................................... 30 
7.1- Consequências da lei de Hess ........................................................................................................... 31 
8- Aspectos estequiométricos ..................................................................................................................... 31 
Leitura complementar ..................................................................................................................................... 31 
Exercícios de fixação ........................................................................................................................................ 31 
Gabarito ........................................................................................................................................................... 34 
Pintou no ENEM............................................................................................................................................... 35 
Gabarito ........................................................................................................................................................... 37 
Capítulo 4- Cinética química ............................................................................................................................ 38 
1- Velocidade das reações químicas ............................................................................................................ 38 
2- Como as reações ocorrem ....................................................................................................................... 38 
2.1- Condições indispensáveis ................................................................................................................. 38 
2.2- A teoria das colisões ......................................................................................................................... 38 
2.3- Energia de ativação .......................................................................................................................... 39 
3- Fatores que afetam a rapidez das reações .............................................................................................. 39 
3.1- Superfície de contato ....................................................................................................................... 39 
 
 
3.2- Temperatura ..................................................................................................................................... 39 
3.3- Concentração ................................................................................................................................... 39 
3.4- Catalisadores .................................................................................................................................... 39 
3.5- Pressão ............................................................................................................................................. 40 
3.6- Luz..................................................................................................................................................... 40 
4- Lei cinética ............................................................................................................................................... 40 
Leitura complementar ..................................................................................................................................... 40 
Exercícios de fixação ........................................................................................................................................ 41 
Gabarito ........................................................................................................................................................... 44 
Pintou no ENEM............................................................................................................................................... 44 
Gabarito ........................................................................................................................................................... 47 
Capítulo 5- Equilíbrios químicos ...................................................................................................................... 48 
1- Reversibilidade das reações .................................................................................................................... 48 
2- Grau de equilíbrio .................................................................................................................................... 48 
3- Constante de equilíbrio ........................................................................................................................... 48 
4- Princípio de Le Chatelier .......................................................................................................................... 49 
4.1- Deslocamento de equilíbrio ............................................................................................................. 49 
5- Equilíbrio iônico ....................................................................................................................................... 50 
5.1- Equilíbrio iônico ácido-base ............................................................................................................. 50 
5.2- O efeito do íon comum ..................................................................................................................... 50 
5.3- Equilíbrio iônico da água .................................................................................................................. 51 
6- Hidrólise de sais ....................................................................................................................................... 51 
6.1- Constante de hidrólise ..................................................................................................................... 52 
7- Produto de solubilidade .......................................................................................................................... 52 
Leitura complementar ..................................................................................................................................... 52 
Exercícios de fixação ........................................................................................................................................ 53 
Gabarito ........................................................................................................................................................... 56 
Pintou no ENEM............................................................................................................................................... 56 
Gabarito ........................................................................................................................................................... 59 
Capítulo 6- Eletroquímica ................................................................................................................................ 60 
1- Oxirredução ............................................................................................................................................. 60 
1.1- Regras práticas para a determinação do Nox .................................................................................. 60 
1.2- Definição de reação oxirredução ..................................................................................................... 60 
1.3- Agente oxidante e agente redutor ...................................................................................................60 
2- Pilhas ....................................................................................................................................................... 60 
 
 
2.1- Potencial do eletrodo ....................................................................................................................... 61 
2.2- Diferença de potencial da pilha e sua espontaneidade ................................................................... 62 
2.3- Pilhas e baterias comerciais ............................................................................................................. 62 
3- Eletrólise .................................................................................................................................................. 63 
3.1- Eletrólise em solução aquosa ........................................................................................................... 64 
3.2- Aspectos quantitativos ..................................................................................................................... 65 
Leitura complementar ..................................................................................................................................... 65 
Exercícios de fixação ........................................................................................................................................ 65 
Gabarito ........................................................................................................................................................... 71 
Pintou no ENEM............................................................................................................................................... 71 
Gabarito ........................................................................................................................................................... 73 
Capítulo 7- Reações nucleares ......................................................................................................................... 74 
1- A descoberta da radioatividade .............................................................................................................. 74 
2- Natureza das emissões ............................................................................................................................ 74 
2.1- Radiação alfa (α) ............................................................................................................................... 74 
2.2- Radiação beta ................................................................................................................................... 75 
2.3- Radiação gama ................................................................................................................................. 75 
2.4- Emissão de pósitrons ........................................................................................................................ 75 
3- Transmutação artificial ............................................................................................................................ 75 
4- Meia-vida ou período de semidesintegração .......................................................................................... 75 
5- Datação com carbono-14 ........................................................................................................................ 76 
6- Fissão nuclear .......................................................................................................................................... 76 
Leitura complementar ..................................................................................................................................... 76 
Exercícios de fixação ........................................................................................................................................ 77 
Gabarito ........................................................................................................................................................... 79 
Pintou no ENEM............................................................................................................................................... 79 
Gabarito ........................................................................................................................................................... 81 
Referências ........................................................................................................... Erro! Indicador não definido. 
 
 
 
 
 
5 
 
 
 
Capítulo 1- Dispersões e soluções 
 
1- Dispersões 
Temos diferentes classificações para 
misturas. Podemos ter um sistema (mistura) 
homogêneo, quando temos a solubilidade de uma 
substância em outra, ou um sistema (mistura) 
heterogêneo, quando uma substância não se 
solubiliza na outra. Como um caso intermediário a 
esses dois, podemos ter algumas substâncias 
que se disseminam em maior quantidade ou em 
menor quantidade. 
Dispersão é um sistema com uma 
substância se disseminando, como pequenas 
partículas, em outra substância. 
O que se distribui uniformemente como 
pequenas partículas é chamado de disperso, e a 
substância em que o disperso é disseminado é 
chamada dispersante ou dispergente. 
 
1.1- Classificação das 
dispersões 
A classificação das dispersões é feita de 
acordo com o diâmetro médio das partículas 
dispersas: 
 
Tabela 1: Classificação das dispersões 
Classificação Diâmetro 
médio das 
partículas 
dispersas 
Exemplo 
Soluções 
verdadeiras 
Inferior a 10
-7
 
cm 
Água + 
glicose 
Soluções 
coloidais 
Entre 10
-7
 e 10
-4
 
cm 
Água + 
gelatina 
Suspensões Superior a 10
-4
 
cm 
Água + 
enxofre 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Tabela 2: Principais características dos sistemas 
dispersos 
 Soluções 
verdadeira
s 
Soluções 
coloidais 
Suspensões 
Natureza 
das 
partículas 
dispersas 
Átomos, 
íons ou 
moléculas. 
Aglomera
dos de 
átomos, 
íons ou 
moléculas, 
além de 
moléculas 
gigantes e 
íons 
gigantes. 
Grandes 
aglomerados 
de átomos, 
íons ou 
moléculas. 
Homogen
eidade do 
sistema 
As 
partículas 
não são 
visíveis 
com 
nenhum 
aparelho 
(sistema 
homogêneo
). 
As 
partículas 
são 
visíveis ao 
ultrami-
croscópio 
(sistema 
heterogê-
neo). 
As partículas 
são visíveis 
ao 
microscópio 
comum. 
Sediment
ação das 
partículas 
As 
partículas 
não se 
sedimen-
tam. 
As 
partículas 
sedimen-
tam-se por 
meio de 
ultracentrí-
fugas. 
Há 
sedimenta-
ção 
espontânea 
ou por meio 
de 
centrífugas 
comuns. 
Separaçã
o por 
filtração 
A 
separação 
não é 
possível. 
As 
partículas 
são 
separadas 
por meio 
de 
ultrafiltros. 
As partículas 
são 
separadas 
por meio de 
filtros 
comuns. 
 
 
2- Soluções verdadeiras ou Soluções 
O grupo mais importante dentro de 
dispersões é o grupo das soluções verdadeiras 
ou soluções. Podemos fazer uma associação de 
dispersão com soluções: o que chamamos de 
disperso em dispersões, chamamos de soluto em 
soluções, e, o que chamamos de dispersante, em 
soluções chamamos de solvente. 
 
2.1- Classificação das soluções 
Podemos classificar as soluções de 
acordo com 4 critérios: condução de corrente 
6 
 
 
 
elétrica, estado de agregação da solução, 
proporção soluto/solvente, e natureza do soluto. 
 Condução de corrente elétrica 
Soluções eletrolíticas ou iônicas: Uma solução 
eletrolítica conduz corrente elétrica, poiscontêm 
íons livres que são gerados pela ionização ou 
dissociação do soluto. Exemplo: Água e cloreto 
de sódio. 
Soluções não-eletrolíticas ou moleculares: Uma 
solução não-eletrolítica não conduz corrente 
elétrica, pois não apresenta íons livres e sim, 
moléculas. Exemplo: Água e etanol. 
 Estado de agregação da solução 
Soluções sólidas 
Soluções líquidas 
Soluções gasosas 
 Proporção entre soluto e solvente 
Soluções diluídas: são as que contêm uma 
quantidade pequena de soluto em relação à 
quantidade de solvente. 
Soluções concentradas: são as que contêm uma 
quantidade grande de soluto em relação à 
quantidade de solvente. 
 Natureza do soluto 
Soluções moleculares: quando moléculas 
constituem as partículas dispersas. 
Soluções iônicas: quando íons constituem as 
partículas dispersas. 
 
2.2- Regras de solubilidade 
Substância polar tende a dissolver 
substância polar e substância apolar tende a 
dissolver substância apolar. 
Obs.: Em geral, temos que as substâncias 
inorgânicas são polares e as substâncias 
orgânicas são apolares. 
Obs2.: Substâncias inorgânicas em água: ácidos 
são solúveis em geral, bases são insolúveis em 
geral, sais têm solubilidade variada, óxidos 
metálicos são insolúveis em geral e óxidos não-
metálicos dissolvem-se reagindo com a água em 
geral. 
2.3- Saturação da solução 
Quando adicionamos soluto 
continuamente, em um momento, ele não irá mais 
se dissolver. A partir daí, todo o sólido ficará 
depositado no fundo do recipiente e dizemos que 
a solução está saturada ou que a solução atingiu 
o ponto de saturação. A saturação de uma 
solução depende do soluto e do solvente que a 
compõem, bem como das condições físicas. 
Temperatura e pressão influem no ponto de 
saturação. Cada solução apresenta um 
coeficiente ou grau de solubilidade, que é a 
quantidade necessária de uma substância para 
saturar uma quantidade de solvente, em 
determinadas condições físicas de temperatura e 
de pressão. 
Quanto menor o coeficiente de 
solubilidade, menos solúvel a substância é 
naquele solvente. No caso de dois líquidos, 
dizemos que as substâncias são imiscíveis. Caso 
da água com óleo. 
Podemos classificar as soluções em 
função do seu ponto de saturação: 
Não-saturadas: menos soluto que o determinado 
pelo coeficiente de solubilidade; 
Saturadas: quando atingem o coeficiente de 
solubilidade; 
Supersaturadas: mais soluto que o determinado 
pelo coeficiente de solubilidade. 
 
 
Figura 1: Classificação e estabilidade das soluções 
Disponível em: 
http://vagnerbertoloto.blogspot.com.br/2012/01/solucoes.html. Acesso 
23 mai. 2014. 
 
7 
 
 
 
2.4- Curvas de solubilidade 
As curvas de solubilidade representam a 
variação dos coeficientes de solubilidade das 
substâncias em função da temperatura. 
 
Figura 2: Curva de solubilidade KNO3 em água 
Disponível em: 
http://vagnerbertoloto.blogspot.com.br/2012/01/solucoes.html. Acesso 
em 23 mai. 2014. 
 
Existem três tipos de curva: 
Ascendentes: representam as substâncias cujo 
coeficiente de solubilidade aumenta com a 
temperatura. 
Descendentes: representam substâncias cujo 
coeficiente de solubilidade diminui com a 
temperatura. Percebemos esse comportamento 
na dissolução de gases em líquidos, onde a 
solubilidade do gás aumenta com a elevação da 
pressão e, consequentemente, diminui com a 
elevação da temperatura. 
Curvas com inflexões: representam as 
substâncias que sofrem modificações em sua 
estrutura com a variação da temperatura. 
Geralmente a presença de pontos de 
inflexão ao longo da curva, indica que está 
ocorrendo a desidratação do soluto mediante 
aumento de temperatura. 
 
3- Concentração das soluções 
Concentração de uma solução nada mais 
é que expressar a quantidade de soluto dissolvido 
em um certo volume de solução. Essas 
grandezas podem ser expressas em massa, 
volume ou mol. 
 
3.1- Concentração comum 
(Concentração) 
Concentração comum, ou concentração 
(C), é a massa do soluto (mg, g, kg, t etc.) 
dividido pelo volume da solução (cm
3
, mL, dm
3
, L, 
m
3
 etc.). 
 
 
 
 
 
 
Exemplo: Qual a concentração em g/L de uma 
solução de nitrato de potássio que contem 60g do 
sal em 300cm
3
 de água. 
 
3.2- Título em massa 
Título em massa () é a massa do soluto 
dividido pela massa da solução (massa do soluto 
+ massa do solvente). Assim, título em massa é 
uma grandeza adimensional (sem unidade). 
 
 
 
 
 
 
Podemos expressar o título em massa em 
porcentagem (porcentagem em massa). 
 
 
 
 
 
Exemplo: Uma solução de cloreto de potássio 
(KCl) 10% possui 10 g de soluto em 100 g de 
solução ou 90 g de água. 
8 
 
 
 
 
Obs.: O título ainda pode ser escrito em termos 
de volume. As definições são idênticas às 
anteriores, trocando apenas massa por volume. 
3.3- Molaridade 
Molaridade (ɱ) é a quantidade de soluto 
em mols, dividido pelo volume da solução. 
 
 
 
 
 
Mas, 
 
 
 
 
Logo, 
 
 
 
 
 
Exemplo: Qual a concentração em mol/L de uma 
solução de iodeto de sódio que contem 45g do sal 
em 400mL de solução? 
Massas atômicas: Na = 23; I = 127. 
 
3.4- Fração molar 
Fração molar (X) é o número de mols do 
soluto dividido pelo número de mols da solução 
(soluto + solvente). 
Denotamos o índice 1 para soluto e 2 
para solvente 
 
 
 
 
 
 
3.5- Partes por milhão 
Partes por milhão (ppm) expressa a 
concentração de soluções extremamente diluídas. 
O soluto se apresenta em quantidade muito 
pequena, dissolvido em uma quantidade muito 
grande de solvente. 
 
3.6- Concentração da água 
oxigenada 
A água oxigenada é uma solução de 
peróxido de hidrogênio em água. Normalmente 
sua concentração é expressa em volumes. Isso 
significa a quantidade de litros de oxigênio que se 
obtém a partir da decomposição completa do 
peróxido de hidrogênio contido em 1,0 litro de 
solução, nas condições normais de temperatura e 
pressão. 
 
3.7- Densidade 
É a razão entre a massa e o volume de 
uma solução. 
 
 
 
 
 
Unidade: gramas por mL (g/mL) 
 
3.8- Relação entre 
concentração e título 
 
 
Com a densidade expressa em g/L 
 
Para densidade em mg/L, temos: 
 
 
3.9- Relação entre 
concentração e molaridade 
 
 
 
Exemplo: Qual a concentração em mol/L de uma 
solução de HCl que apresenta concentração igual 
a 146g/L? 
Massas atômicas: H = 1; Cl = 35,5 
9 
 
 
 
 
4- Contando íons em solução 
Para determinar a quantidade de 
moléculas ou íons numa solução precisamos 
considerar a natureza do soluto e o seu 
comportamento na presença do solvente, no caso 
a água. 
Consideremos uma solução 2mol/L de 
ácido nítrico. O ácido nítrico é um eletrólito forte 
e,em água, se ioniza de acordo com a equação: 
 
HNO3(l) → H
+
(aq) + NO
-
3(aq) 
 
Portanto, nessa solução não existem 
mais moléculas de soluto, mas íons. Como cada 
molécula origina um mol de íons H
+
 e um mol de 
íons NO
-
3, em 1L de solução 2mol/L desse ácido, 
há 2mol de íons H
+
 e 2mol de íons NO
-
3. 
Essa condição só é verdadeira para 
solutos que sofrem ionização (principalmente 
ácidos) ou dissociação (sais e alguns hidróxidos) 
em água. 
 
5- Diluição e mistura de soluções 
5.1- Diluição de soluções 
A diluição consiste em adicionar mais 
solvente à solução, e, portanto,diminuir sua 
concentração. 
A quantidade de soluto é a mesma antes 
e depois da diluição: 
m1 = m2 
Sabemos que m = C . V, portanto: 
C1 . V1 = C2 . V2 
onde V2 é igual ao volume inicial da solução mais 
o volume de solvente adicionado. 
 
Exemplo: Um volume de 500mL de uma solução 
aquosa de CaCl2 0,3mol/L é diluída até o volume 
final de 1500mL. Qual a concentração final da 
solução? 
 
5.2- Mistura de soluções 
5.2.1- Mistura de duas 
soluções de um mesmo 
soluto 
Se misturarmos duas soluções de mesmo 
soluto: 
 
Figura 3: Mistura de soluções de mesmo solvente. 
Disponível em: 
http://aprendaquimicarenatojr.blogspot.com.br/2012/05/exercicios-
diluicao-e-misturas-de.html. Acesso em 23 mai. 2014. 
 
A massa total do soluto será a soma das 
massas do soluto das soluções iniciais. O mesmo 
acontece com o solvente, o volume final é a soma 
dos iniciais. Assim a concentração final é a razão 
entre a quantidade final de soluto e o volume 
final: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5.2.2- Mistura de 
soluções de solventes 
iguais e solutos 
diferentes sem que haja 
reação química 
Ao se misturar soluções de solutos 
diferentes sem ocorrer reação química entre eles, 
a quantidade de cada soluto permanece 
inalterada, antes e após a mistura. 
 
10 
 
 
 
5.2.3- Mistura de 
soluções com solventes 
iguais e solutos 
diferentes que reagem 
entre si 
Normalmente ocorre com a mistura de 
uma solução de um ácido com uma solução de 
uma base; ou solução de um oxidante com uma 
solução de um redutor; ou com soluções de dois 
sais que reagem um com o outro. Quando 
soluções com solutos diferentes reagem entre si 
ao se misturar, se trata de um problema 
relacionado com cálculo estequiométrico. 
 
Leitura Complementar 
 
Oceanos de soluções 
 
“A Terra tem o privilégio de ser o único 
planeta do sistema solar que contém água em 
oceanos, rios e lagos. Em todos os casos, a água 
não é pura, mas sim soluções cujos solutos 
principais são sais. 
Os oceanos cobrem 70% da superfície do 
nosso planeta e contêm mais de 1,4 . 10
18
 kg de 
massa de água. As água que compõem os 
oceanos se comunicam, formando uma única 
massa de solvente que apresenta mesmas 
proporções dos principais solutos. 
Devido à quantidade de soluto presente, 
a água do mar é classificada como uma solução 
de eletrólitos moderadamente concentrada. 
Para se ter uma idéia, a concentração em 
quantidade de matéria em relação aos íons Na
+
 e 
Cl
- 
é de aproximadamente 0,5 mol/L e em relação 
aos íons Mg
+2
 e SO4
-2
 é de aproximadamente 
0,05 mol/L. As concentrações dos íons Na
+
 e Cl
-
, 
por exemplo, são cerca de dez vezes maiores 
que as de Mg
+2
 e SO4
-2
. 
Embora as proporções dos principais 
solutos sejam constantes, a concentração pode 
variar em diferentes locais, devido a fatores como 
o excesso de chuvas, fusão de gelo, falta de 
chuvas ou calor excessivo. 
As variações tanto em proporção como 
em concentração de solutos secundários, como 
HCO3
-
, NO3
-
, H2PO4
-
 e ânions de silício 
(provenientes da ação mecânica e química da 
água sobre as rochas), são muito grandes, 
dependendo da região do planeta”. PERUZZO, F. M.; 
CANTO, E.L.: Química na abordagem do cotidiano. 4
a 
edição. São 
Paulo: Morderna, 2006. Volume 2. 
 
Exercícios de fixação 
 
1- Faça a correspondência: 
1. Solução verdadeira; 
2. Solução coloidal; 
3. Suspensão. 
a. Suas partículas podem ser separadas por 
ultrafiltros. 
b. É passível de sedimentação espontânea. 
c. Possui partículas invisíveis mesmo com o 
uso de aparelhos. 
d. Suas partículas são separadas por filtros 
comuns. 
e. Possui partículas visíveis apenas ao 
ultramicroscópio. 
f. É sempre um sistema homogêneo e suas 
partículas não sedimentam. 
g. Não pode ser separada por filtração nem 
por centrifugação. 
h. É um sistema heterogêneo. 
2- (Cesgranrio-RJ) Considere o quadro a seguir: 
11 
 
 
 
 
Logo, podemos afirmar que: 
a. A = solução verdadeira; B = suspensão; 
C = solução coloidal. 
b. A = suspensão; B = solução coloidal; C = 
solução verdadeira. 
c. A = solução coloidal; B = solução 
verdadeira; C = suspensão. 
d. A = solução coloidal; B = suspensão; C = 
solução verdadeira. 
e. A = solução verdadeira; B = solução 
coloidal; C = suspensão. 
3- Considere este gráfico: 
 
 
As soluções indicadas pelos pontos A, 
B e C podem ser classificadas quanto à 
saturação, respectivamente, como: 
a. Insaturada, saturada com corpo de chão, 
supersaturada. 
b. Saturada, insaturada, saturada com corpo 
de chão. 
c. Saturada com corpo de chão, saturada, 
insaturada. 
d. Supersaturada, insaturada, saturada. 
e. Saturada com corpo de chão, 
supersaturada, insaturada. 
4- Certa substância X pode ser dissolvida em até 
53g a cada 100 mL de água (H2O). As soluções 
formadas por essa substância, descritas a seguir, 
podem ser classificadas, respectivamente, como: 
1. 26,5g de X em 50 mL de H2O 
2. 28g de X em 100 mL de H2O 
3. 57,3g de X em 150 mL de H2O 
4. 55g de X em 100 mL de H2O 
 
a) Insaturada, Insaturada, Saturada com 
precipitado e Saturada. 
b) Saturada, Saturada, Saturada com 
precipitado e Insaturada. 
c) Saturada com precipitado, Insaturada, 
Saturada e Saturada. 
d) Saturada com precipitado, Insaturada, 
Insaturada e Saturada. 
e) Saturada, Insaturada, Insaturada e 
Saturada com precipitado. 
 
5- (PUCC) Se dissolvermos 40 g de hidróxido de 
sódio em 162 g de água, a quente, a fração molar 
do soluto será: Dados: Na = 23; O =16; H = 1 
 
a)0,2 
b)0,02 
c)0,1 
d)0,01 
e) n.d.a. 
12 
 
 
 
6- (ITA) Deseja-se calcular a fração molar do 
soluto de uma solução aquosa 0,50 molal desse 
soluto. Sabe-se que o peso molecular da água 
vale 18,0. 
 
Qual é a melhor opção: 
 
a) O cálculo somente será possível se for dado o 
peso molecular do soluto. 
b) O cálculo somente será possível se forem 
dadas as condições de pressão e de temperatura. 
c) O cálculo somente será possível se for dada a 
densidade da solução. 
d) O cálculo somente será possível se for dada a 
fração molar do solvente. 
e) Não falta nenhum dado para o cálculo pedido. 
7- (MED – ITAJUBA) Quantos gramas de 
Na3PO4 (PM = 164) são necessárias para 
preparar 5,0 litros de uma solução 3 molar? 
 
a)10,9 
b)65,6 
c)98,4 
d)273 
e) 2460 
8- Num balão volumétrico de 250 mL adicionam-
se 2,0g de sulfato de amônio sólido; o volume é 
completado com água. A concentração da 
solução obtida, em g/litro, é: 
a) 1,00g/L. 
b) 2,00g/L. 
c) 3,50g/L. 
d) 4,00g/L. 
e) 8,00g/L. 
 
9- A concentração em mol/L de Cl – em uma 
solução aquosa 0,1 mol/L de FeCl3 é: 
a) 0,5 mol/L. 
b) 0,4 mol/L. 
c) 0,3 mol/L. 
d) 0,2 mol/L. 
e) 0,1 mol/L. 
 
10- Uma solução aquosa de NaCl apresenta 
porcentagem em massa de 12,5%. Isso significa 
que, para cada 100g de solução, teremos ........ g 
de soluto e .......... g de solvente. Completa-se 
corretamente a afirmação acima, 
respectivamente, com: 
 
a) 12,5g e 100 g. 
b) 12,5g e 87,5g. 
c) 87,5g e 12,5g. 
d) 100g e 12,5g. 
e) 58,5g e 41,5g. 
 
11- Uma massa de 40g de NaOH são dissolvidas 
em 160g de água. A porcentagem, em massa, de 
NaOH presente nesta solução é de: 
a) 20%. 
b) 40%. 
c) 10%. 
d) 80%. 
e) 100%. 
 
12- Numa diluição de uma solução, podemos 
afirmarque: 
a) A massa do solvente permanece constante. 
b) A massa do soluto permanece constante. 
c) O volume da solução permanece constante. 
d) A molaridade da solução permanece 
constante. 
e) A molalidade da solução permanece constante. 
 
13- – Uma solução contendo 5 mL de NaCl 
1mol/L é diluída com água suficiente para atingir 
o volume de 500mL. A concentração desta nova 
solução é: 
a) 0,002 mol/L 
b) 0,01 mol/L 
13 
 
 
 
c) 0,05 mol/L 
d) 0,50 mol/L 
e) 10 mol/L 
 
14- Uma solução contendo 50 mL de NaCl 10 
mol/L é diluída com água suficiente para atingir o 
volume de 250 mL. A concentração dos íons Na+ 
é: 
a) 2,0 mol/L 
b) 1,0 mol/L 
c) 5,0 mol/L 
d) 0,50 mol/L 
e) 10 mol/L 
 
15-100g de solução de um certo sal tem a 
concentração de 30% em massa. A massa de 
água necessária para diluí-la a 20% em massa é: 
a) 25g. 
b) 50g. 
c) 75g. 
d) 100g. 
e) 150g. 
 
16- Qual a molaridade de uma solução de NaOH 
formada pela mistura de 60 mL de solução 5 
mol/L com 300 mL de solução 2 mol/L, da mesma 
base ? 
 a) 1,5 mol/L. 
b) 2,0 mol/L. 
c) 2,5 mol/L. 
d) 3,5 mol/L. 
e) 5,0 mol/L. 
 
17- Qual a molaridade de uma solução de ácido 
sulfúrico obtida pela mistura de 30 mL do ácido 
1,3%, densidade de 1,5 g/mL e 20 mL do mesmo 
ácido 0,5 mol/L ? 
Dados: H = 1 u.; O = 16 u.; S = 32 u 
a) 0,64 mol/L. 
b) 0,32 mol/L. 
c) 0,48 mol/L. 
d) 0,10 mol/L. 
e) 0,50 mol/L. 
 
18- Quando se adiciona uma solução de cloreto 
de cálcio a uma solução de carbonato de sódio 
forma-se uma solução de carbonato de cálcio 
insolúvel (utilizado como giz), de acordo com a 
equação: 
CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3 + 2NaCl 
Para reagir completamente com 50 mL de 
solução 0,15 mol/L de Na2CO3, é necessário um 
volume de solução 0,25 mol/L de CaCl2 igual a: 
a) 15,0 mL. 
b) 25,0 mL. 
c) 30,0 mL. 
d) 50,0 mL. 
e) 75,5 mL. 
 
19- A tabela seguinte fornece dados sobre a 
solubilidade do KCl em diversas temperaturas. 
 
 
 
 
Analisando essa tabela pode-se prever que a 
adição de 60 g de KCl em 200 g de água sob 
temperatura constante de 50ºC formará uma 
solução aquosa ............... e ............... corpo de 
fundo. Resfriando-se o sistema a 10ºC, a solução 
se apresentará ............... e ............... corpo de 
fundo. 
Para completar corretamente o texto, as lacunas 
devem ser preenchidas, na ordem em que 
aparecem, por: 
14 
 
 
 
a) saturada – sem – insaturada – com b) 
insaturada – sem – saturada – sem c) insaturada 
– sem – saturada – com 
d) insaturada – sem – insaturada – sem e) 
saturada – com – saturada – com 
 
20- O “soro caseiro” consiste em uma solução 
aquosa de cloreto de sódio 3,5g/L e de sacarose 
11g/L. A massa de cloreto de sódio e de sacarose 
necessárias para preparar 500mL de soro caseiro 
são respectivamente: 
a) 17,5g e 55g 
b) 175g e 550g 
c) 1750mg e 5500mg d) 17,5mg e 55mg 
e) 175mg e 550mg 
 
Gabarito: 
1- A) II B) III C) I D) III E) II f) I g) I h) 
II- ou III 
2- E 
3. C 
4. E 
5. C 
6. E 
7. E 
8. E 
9. C 
10. B 
11. A 
12. B 
13. B 
14. A 
15. B 
16. A 
17. B 
18. C 
19. C 
20. C 
 
Pintou no ENEM 
1- No Japão, um movimento nacional para a 
promoção da luta contra o aquecimento global 
leva o slogan: 1 pessoa, 1 dia, 1 kg de CO2 a 
menos! A ideia é cada pessoa reduzir em 1 kg a 
quantidade de CO2 emitida todo dia, por meio de 
pequenos gestos ecológicos, como diminuir a 
queima de gás de cozinha. 
Um hamburguer ecológico? É pra já! Disponível em: http://lqes.iqm.unicamp.br. 
Acesso em: 24 fev. 2012 (adaptado). 
Considerando um processo de combustão 
completa de um gás de cozinha composto 
exclusivamente por butano (C4H10), a mínima 
quantidade desse gás que um japonês deve 
deixar de queimar para atender à meta diária, 
apenas com esse gesto, é de 
Dados: CO2 (44 g/mol); C4H10 (58 g/mol) 
A 0,25 kg. 
B 0,33 kg. 
C 1,0 kg. 
D 1,3 kg. 
E 3,0 kg. 
 
2- Aspartame é um edulcorante artificial 
(adoçante dietético) que apresenta potencial 
adoçante 200 vezes maior que o açúcar comum, 
permitindo seu uso em pequenas quantidades. 
Muito usado pela indústria alimentícia, 
principalmente nos refrigerantes diet, tem valor 
energético que corresponde a 4 calorias/grama. É 
contraindicado a portadores de fenilcetonúria, 
uma doença genética rara que provoca o acúmulo 
da fenilalanina no organismo, causando retardo 
mental. O IDA (índice diário aceitável) desse 
adoçante é 40 mg/kg de massa corpórea. 
Disponível em: http://boaspraticasfarmaceuticas.blogspot.com. Acesso 
em: 27 fev. 2012. 
 
Com base nas informações do texto, a 
quantidade máxima recomendada de aspartame, 
em mol, que uma pessoa de 70 kg de massa 
corporal pode ingerir por dia é mais próxima de 
Dado: massa molar do aspartame = 294 g/mol 
15 
 
 
 
A 1,3 × 10
–4
. 
B 9,5 × 10
–3
. 
C 4 × 10
–2
. 
D 2,6. 
E 823. 
 
3- Certas ligas estanho-chumbo com composição 
específica formam um eutético simples, o que 
significa que uma liga com essas características 
se comporta como uma substância pura, com um 
ponto de fusão definido, no caso 183ºC. Essa é 
uma temperatura inferior mesmo ao ponto de 
fusão dos metais que compõe esta liga (o 
estanho puro funde a 232ºC e o chumbo puro a 
320ºC), o que justifica sua ampla utilização na 
soldagem de componentes eletrônicos, em que o 
excesso de aquecimento deve sempre ser 
evitado. De acordo com as normas internacionais, 
os valores mínimo e máximo das densidades para 
essas ligas são de 8,74 g/mL e 8,82 g/mL, 
respectivamente. As densidades do estanho e do 
chumbo são 7,3 g/mL e 11,3 g/mL, 
respectivamente. 
Um lote contendo 5 amostras de solda estanho-
chumbo foi analisado por um técnico, por meio da 
determinação de sua composição percentual em 
massa, cujos resultados estão mostrados no 
quadro a seguir. 
Amostra Porcentagem 
de Sn(%) 
Porcentagem 
de Pb(%) 
I 60 40 
II 62 38 
III 65 35 
IV 63 37 
V 59 41 
Disponível em: www.eletrica.ufpr.br. 
 
Com base no texto e na análise realizada pelo 
técnico, as amostras que atendem às normas 
internacionais são 
A) I e II. 
B) I e III. 
C) II e IV. 
D) III e V. 
E) IV e V. 
 
4- A eutrofização é um processo em que rios, 
lagos e mares adquirem nível altos de nutrientes, 
especialmente fosfatos e nitratos, provocando 
posterior acúmulo de matéria orgânica em 
decomposição. Os nutrientes são assimilados 
pelos produtores primários e o crescimento 
desses é controlado pelo nutriente limítrofe, que é 
o elemento menos disponível em relação à 
abundância necessária à sobrevivência dos 
organismos vivos. O ciclo representado na figura 
seguinte reflete a dinâmica dos nutrientes em um 
lago.
 
SPIRO, T.G.; STIGLIANI, W.M. Química Ambiental. São Paulo: Pearson Education 
do Brasil, 2008 (adaptado). 
 
A análise da água de um lago que recebe a 
descarga de águas residuais provenientes de 
lavouras adubadas revelou as concentrações dos 
elementos carbono (21,2 mol/L), nitrogênio (1,2 
mol/L) e fósforo (0,2 mol/L). Nessas condições, o 
nutriente limítrofe é 
A) C. 
B)N. 
C)P. 
D)CO2. 
E) PO4
3-
 
 
5- O peróxido de hidrogênio é comumente 
utilizado como antisséptico e alvejante. Também 
pode ser empregado em trabalhos de restauração 
16 
 
 
 
de quadros enegrecidos e no clareamento de 
dentes. Na presença de soluções ácidas deoxidantes, como o permanganato de potássio, 
este óxido decompõe-se, conforme a equação a 
seguir: 
 
5 H2O2 (aq) + 2 KMnO4 (aq) + 3 H2SO4 (aq) → 5 O2 (g) 
+ 2 MnSO4 (aq) + K2SO4 (aq) + 8 H2O (l) 
ROCHA-FILHO, R. C. R.; SILVA, R. R. Introdução aos Cálculos da Química. 
São Paulo: McGraw-Hill, 1992. 
 
De acordo com a estequiometria da reação 
descrita, a 
quantidade de permanganato de potássio 
necessária para reagir completamente com 20,0 
mL de uma solução 0,1 mol/L de peróxido de 
hidrogênio é igual a 
A 2,0×10
0
 mol. 
B 2,0×10
-3
 mol. 
C 8,0×10
-1
 mol. 
D 8,0×10
-4
 mol. 
E 5,0×10
-3
 mol.. 
 
6- Todos os organismos necessitam de água e 
grande parte deles vive em rios, lagos e oceanos. 
Os processos biológicos, como respiração e 
fotossíntese, exercem profunda influência na 
química das águas naturais em todo o planeta. O 
oxigênio é ator dominante na química e na 
bioquímica da hidrosfera. Devido a sua baixa 
solubilidade em água (9,0 mg/L a 20ºC) a 
disponibilidade de oxigênio nos ecossistemas 
aquáticos estabelece o limite entre a vida 
aeróbica e anaeróbica. Nesse contexto, um 
parâmetro chamado Demanda Bioquímica de 
Oxigênio (DBO) foi definido para medir a 
quantidade de matéria orgânica presente em um 
sistema hídrico. A DBO corresponde à massa de 
O2 em miligramas necessária para realizar a 
oxidação total do carbono orgânico em um litro de 
água. 
BAIRD, C. Química Ambiental. Ed. Bookmam, 2005 (adaptado). 
 
Dados: Massas molares em g/mol: C = 12; H = 1; 
O = 16. 
Suponha que 10 mg de açúcar (fórmula mínima 
CH2O e massa molar igual a 30 g/mol) são 
dissolvidos em um litro de água; em quanto a 
DBO será aumentada? 
A) 0,4 mg de O2/litro 
B) 1,7 mg de O2/litro 
C) 2,7 mg de O2/litro 
D) 9,4 mg de O2/litro 
E) 10,7 mg de O2/litro 
 
7- A composição média de uma bateria 
automotiva esgotada é de aproximadamente 32% 
Pb, 3% PbO, 17% PbO2 e 36% PbSO4. A média 
de massa da pasta residual de uma bateria usada 
é de 6 kg, onde 19% é PbO2, 60% PbSO4 e 21% 
Pb. Entre todos os compostos de chumbo 
presentes na pasta, o que mais preocupa é o 
sulfato de chumbo (II), pois nos processos 
pirometalúrgicos, em que os compostos de 
chumbo (placas das baterias) são fundidos, há a 
conversão de sulfato em dióxido de enxofre, gás 
muito poluente. Para reduzir o problema das 
emissões de SO2(g), a indústria pode utilizar uma 
planta mista, ou seja, utilizar o processo 
hidrometalúrgico, para a dessulfuração antes da 
fusão do composto de chumbo. Nesse caso, a 
redução de sulfato presente no PbSO4 é feita via 
lixiviação com solução de carbonato de sódio 
(Na2CO3) 1M a 45ºC, em que se obtém o 
carbonato de chumbo (II) com rendimento de 
91%. Após esse processo, o material segue 
para a fundição para obter o chumbo metálico. 
PbSO4 + Na2CO3 → PbCO3 + Na2SO4 
Dados: Massas Molares em g/mol Pb = 207; S = 
32; Na = 23; O = 16; C = 12. 
Segundo as condições do processo apresentado 
para a obtenção de carbonato de chumbo (II) por 
meio da lixiviação por carbonato de sódio e 
considerando uma massa de pasta residual de 
17 
 
 
 
uma bateria de 6 kg, qual quantidade aproximada, 
em quilogramas, de PbCO3 é obtida? 
A) 1,7 kg 
B) 1,9 kg 
C) 2,9 kg 
D) 3,3 kg 
E) 3,6 kg 
 
8- Ao colocar um pouco de açúcar na água e 
mexer até a obtenção de uma só fase, prepara-se 
uma solução. O mesmo acontece ao se adicionar 
um pouquinho de sal à água e misturar bem. Uma 
substância capaz de dissolver o soluto é 
denominada solvente; por exemplo, a água é um 
solvente para o açúcar, para o sal e para várias 
outras substâncias. A figura a seguir ilustra essa 
citação 
 
Suponha que uma pessoa, para adoçar seu 
cafezinho, tenha utilizado 3,42g de sacarose 
(massa molar igual a 342 g/mol) para uma xícara 
de 50 mL do líquido. Qual é a concentração final, 
em mol/L, de sacarose nesse cafezinho 
A 0,02 
B 0,2 
C 2 
D 200 
E 2000 
 
9- O álcool hidratado utilizado como combustível 
veicular é obtido por meio da destilação 
fracionada de soluções aquosas geradas a partir 
da fermentação de biomassa. Durante a 
destilação, o teor de etanol da mistura é 
aumentado, até o limite de 96% em massa. 
 
Considere que, em uma usina de produção de 
etanol, 800 kg de uma mistura etanol/água com 
concentração 20% em massa de etanol foram 
destilados, sendo obtidos 100 kg de álcool 
hidratado 96% em massa de etanol. A partir 
desses dados, é correto concluir que a destilação 
em questão gerou um resíduo com uma 
concentração de etanol em massa 
A de 0%. 
B de 8,0%. 
C entre 8,4% e 8,6%. 
D entre 9,0% e 9,2%. 
E entre 13% e 14% 
 
Gabarito: 
1. B 
2. B 
3. C 
4. B 
5. D 
6. E 
7. C 
8. B 
9. D 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
18 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Capítulo 2- Propriedades Coligativas 
 
Propriedades coligativas são 
propriedades que dependem apenas do número 
de partículas dispersas na solução, independente 
da natureza delas. Existem quatro propriedades 
coligativas, são elas tonometria, ebuliometria, 
criometria e osmometria. 
Antes de entrar em cada propriedade 
coligativa, vamos discutir alguns pontos 
importantes das mudanças de estado físico. 
 
1- Relação das mudanças de estado 
físico 
1.1- Evaporação dos líquidos 
puros 
Todos já vimos uma poça de água secar 
(evaporar), assim como também sabemos que o 
ponto de ebulição da água é 100°C. Logicamente, 
não temos a temperatura do ambiente tão 
elevada. Como essa poça evapora? 
A evaporação ocorre em qualquer 
temperatura, pois as moléculas não ficam 
paradas, estão sempre em movimento. Nem 
todas as moléculas têm a mesma velocidade, e 
algumas, então, conseguem “escapar” do líquido 
e irem para a atmosfera. A esse fenômeno damos 
o nome de evaporação. 
Ao imaginarmos um recipiente fechado 
com o líquido colocado, e que anteriormente 
havia apenas vácuo. No início, a evaporação é 
rápida, depois mais lenta, até que parece cessar. 
Acontece que como o recipiente é fechado, as 
moléculas na têm para onde ir, e como as 
moléculas gasosas têm maior velocidade, elas 
começam a se chocar e voltam para a fase 
líquida. Assim, parece que a evaporação cessou, 
mas o que ocorreu foi um equilíbrio dinâmico 
entre as fases, ou seja, a velocidade de 
evaporação do líquido tornou-se igual à 
velocidade de condensação de seus vapores. 
Quando isso acontece, dizemos que os vapores 
do líquido alcançaram o estado dos vapores 
saturados e a pressão máxima de vapor do 
líquido foi alcançada, na temperatura em que a 
experiência foi realizada. Pressão máxima de 
vapor de um líquido é a pressão exercida pelos 
vapores saturados quando estão em equilíbrio 
dinâmico com o líquido. 
A pressão máxima de vapor depende do 
líquido e da temperatura em que a experiência é 
feita. 
 
Figura 1: Gráfico pressão de vapor da água x 
temperatura 
Disponível em: http://www.mundoeducacao.com/quimica/fatores-que-
alteram-pressao-vapor-um-liquido.htm (adaptado). Acesso em: 23 mai. 
2014. 
 
19 
 
 
 
1.2- Ebulição dos líquidos 
puros 
Existem duas formas para uma 
substância passar do estado líquido para o 
gasoso. 
Evaporação: Ocorre lentamente e apenas na 
superfície do líquido; 
Ebulição: Ocorre de forma turbulenta, com 
formação de bolhas de vapor que se formam no 
líquido, se expandem, vão até a superfície do 
líquido e “explodem”. 
Para isso acontecer,a pressão de vapor 
no interior de cada bolha tem que ser igual ou um 
pouco superior que a pressão externa, que no 
caso de um recipiente aberto, é a pressão 
atmosférica. 
 
1.3- Congelamento de líquidos 
puros 
A temperatura de solidificação varia muito 
pouco com a variação da pressão externa, ao 
contrário da temperatura de ebulição. 
 
Figura 2: Gráfico de solidificação da água 
Disponível em: http://hifisicoquimica.wordpress.com/category/tema-2-
pressao-de-vapor/ (adaptada). Acesso em: 23 mai. 2014. 
 
1.4- Diagrama de fases 
Todas as substâncias apresentam um 
diagrama de fases, mas o da água é o mais 
conhecido, por isso, vamos colocá-lo como 
ilustração. 
 
http://entendame.wordpress.com/2013/01/30/evap
oracao/ 
Esse diagrama nos mostra as regiões dos 
três estados físicos da água e as linhas de 
fronteira, onde 1T marca a passagem do gelo 
para água líquida e vice-versa; 2T marca a 
passagem da água líquida para a forma de vapor 
e vice-versa; e 3T marca a passagem do gelo 
para a forma de vapor e vice-versa. 
O ponto T é a temperatura e pressão 
onde os três estados físicos coexistem e é 
chamado de ponto triplo. 
Conhecidas as relações de mudanças de 
estado físico, vamos estudar as propriedades 
coligativas propriamente ditas. 
 
2- Os efeitos coligativos 
2.1- Efeito tonométrico 
Tonometria é a diminuição ou 
abaixamento da pressão máxima de vapor do 
solvente pela dissolução de um soluto não-volátil. 
 
 
 
 
 
 
 
onde p0 é a pressão máxima de vapor do 
líquido puro, à uma temperatura t; p é a pressão 
máxima de vapor da solução, na mesma 
temperatura t; p é o abaixamento absoluto da 
pressão máxima de vapor da solução. 
O abaixamento da pressão máxima de 
vapor de uma solução é, normalmente, calculado 
pela Lei de Raoult, que diz que a pressão de 
20 
 
 
 
vapor do solvente em uma solução de soluto não-
eletrólito e não-volátil, é igual ao produto da 
fração em quantidade de matéria do solvente pela 
pressão de vapor do solvente puro, numa dada 
temperatura. 
 
 
 
Exemplo: A pressão de vapor da água pura, a 
25°C, é 3,2 kPa. Utilize a Lei de Raoult para 
prever a pressão de vapor, a 25°C, de uma 
solução de 0,10 mol de glicose em 0,90 mol de 
água. 
 
2.2- Efeito ebuliométrico 
Ebuliometria é o aumento ou elevação da 
temperatura de ebulição do solvente pela 
dissolução de um soluto não-volátil. 
 
onde te é a temperatura inicial de ebulição 
da solução e t0 é a temperatura de ebulição do 
líquido puro. 
 
Exemplo:Considere três soluções aquosas 
obtidas dissolvendo em 100 g de água: 
I- 18,0 g de glicose (C6H12O6) 
II- 17,1 g de sacarose (C12H22O11) 
III- 13,5 g de frutose (C6H12O6) 
Dentre essas soluções, sob mesma pressão, a de 
maior e a de menor temperatura de ebulição são, 
respectivamente 
Dados: Massas molares: 
Glicose = 180 g/mol 
Sacarose = 342 g/mol 
Frutose 180 g/mol 
 
2.3- Efeito criométrico 
Criometria é a diminuição ou abaixamento 
da temperatura de solidificação pela dissolução 
de um soluto não-volátil. 
 
 
onde t0 é a temperatura de solidificação 
do solvente puro e tc é a temperatura de de início 
da solidificação do solvente na solução. 
 
Exemplo: Qual é a temperatura de solidificação 
de uma solução contendo 8,9 g de antraceno 
(C14H10) em 256 g de benzeno? (Temperatura de 
solidificação do benzeno puro = 5,42°C; 
constante criométrica do benzeno = 5,12°C; 
massas atômicas: H=1; C=12.) 
 
2.4- Osmometria 
2.4.1- Conceitos gerais 
Quando adicionamos açúcar a um copo 
com água e não agitamos, inicialmente o açúcar 
vai para o fundo, mas com o passar do tempo, ele 
se dissolve e se distribui uniformemente pela 
solução. Chamamos esse fenômeno de difusão. 
Logo, a difusão se caracteriza pelo movimento 
espontâneo entre partículas de naturezas 
diferentes que se misturam e dão origem a uma 
solução. 
Podemos imaginar um obstáculo que 
impeça a passagem do açúcar, mas não da água. 
A esse obstáculo podemos dar o nome de 
membrana semipermeável, que permite a 
passagem do solvente, mas não do soluto. 
Se temos um recipiente dividido por uma 
membrana semipermeável, podemos colocar de 
um lado água pura e do uma solução saturada de 
açúcar até igualar os níveis. Após um tempo, 
vamos perceber que a parte com água pura 
diminuiu o volume, enquanto que parte da 
solução saturada de açúcar aumentou o volume. 
Como dito, a membrana impede a 
passagem do soluto, e, portanto o açúcar não 
pôde se difundir por todo o recipiente. Então, a 
água atravessou a membrana “à procura” do 
açúcar. O movimento que a água fez de 
atravessar a membrana semipermeável, é 
21 
 
 
 
chamado de osmose e a pressão que impulsiona 
a água, chama-se pressão osmótica. Pressão 
osmótica é então definida como a pressão 
exercida sobre a solução saturada para impedir 
sua diluição pela passagem do solvente através 
da membrana semipermeável. 
Com o tempo de ocorrência da osmose, o 
volume da solução mais concentrada aumenta e 
exerce sobre a membrana semipermeável uma 
pressão, impedindo a continuação da passagem 
do solvente. Por isso, aplica-se a pressão 
osmótica, para que a osmose sequer comece. 
 
2.4.2- Leis da 
osmometria 
Existem duas leis que regem a 
osmometria. 
1
a
lei: A pressão osmótica é diretamente 
proporcional à molaridade da solução, quando em 
temperatura constante. 
2
a
lei: A pressão osmótica é diretamente 
proporcional à temperatura absoluta da solução, 
em molaridade constante. 
Como essas leis se assemelham muito às 
leis dos gases ideais, a equação fundamental da 
osmometria, para soluções moleculares e 
diluídas, é idêntica à equação dos gases ideais. 
 
 
onde  é a pressão osmótica da solução, V é o 
volume da solução, T a temperatura absoluta da 
solução, n quantidade de mols do soluto e R a 
constante universal dos gases ideais. 
Exemplo: Calcule a pressão osmótica, a 27°C, de 
uma solução aquosa que contém 6 g de glicose 
(MM = 180 g/mol) em 820 mL de solução. 
 
2.4.3- Classificação das 
soluções 
Sejam duas soluções, A e B, à mesma 
temperatura, compressões osmóticas A e B: 
Hipertônica: A solução A é hipertônica em relação 
à solução B se A>B; 
Isotônica: As soluções A e B são isotônicas entre 
si, se A=B; 
Hipotônica: A solução A é hipotônica em relação 
à solução B se, A<B. 
 
3- Propriedades coligativas nas 
soluções iônicas 
Os efeitos coligativos são maiores nas 
soluções iônicas do que nas soluções 
moleculares nas mesmas condições. 
Isso ocorre porque as propriedades 
coligativas dependem do número de partículas do 
soluto dispersas na solução. Como solutos 
iônicos sofrem ionização e dissociação, o número 
de partículas é maior nesses casos, aumentando 
os efeitos coligativos. 
O fator de aumento dos efeitos coligativos 
nas soluções iônicas é chamado de fator de Van’t 
Hoff e é representado pela letra i. 
 
 
onde α é o grau de dissociação do eletrólito e q é 
o número de partículas formadas pela ionização 
de cada moléculas. 
Basta, então, aplicar i às fórmulas 
anteriores para que elas possam ser usadas nas 
soluções iônicas. 
 
Exemplo: Em uma solução aquosa, o grau de 
dissociação do ácido sulfúrico é 85%. Calcule o 
fator de Van’t Hoff. 
 
Leitura complementar 
 
O cloreto de sódio e a osmose 
 
“Qual deve ser a concentração adequada 
de soluto no soro que é administrado em 
pacientes?22 
 
 
 
Por que o sal ajuda a conservar a carne-
seca? 
As respostas a essas perguntas 
relacionam-se ao conceito de osmose. 
O sangue é formado por elementos 
celulares (glóbulos brancos, glóbulos vermelhos e 
plaquetas) e por uma solução aquosa de vários 
componentes, que é o soro sanguíneo. O soro 
sanguíneo apresenta uma pressão osmótica bem 
definida, que é a mesma pressão osmótica do 
líquido presente no interior das células 
sanguíneas. 
Um glóbulo vermelho, por exemplo, se for 
colocado em uma solução de pressão osmótica 
maior que ele, denominado meio hipertônico, 
perderá água por osmose e murchará. Se for 
colocado em um meio com pressão osmótica 
menor, um meio hipotônico, ganhará água por 
osmose e inchará até estourar. Só em um meio 
com a pressão osmótica igual àquela de seu 
interior, um meio isotônico, um glóbulo vermelho 
não corre o risco de murchar ou estourar. 
Assim, ao administrar na circulação de 
um paciente grandes volumes de líquido, é 
necessário que esse líquido apresente a mesma 
pressão osmótica do plasma sanguíneo. 
O soro glicosado é uma solução aquosa 
5% em massa de glicose, que é uma solução 
isotônica ao sangue. Não oferece, portanto, risco 
às células sanguíneas. O soro fisiológico é uma 
solução aquosa de NaCl a 0,9% e também 
apresenta a mesma pressão osmótica do sangue. 
Seu uso consiste numa maneira de hidratar o 
paciente (repor água que foi perdida), sem risco 
de afetar as células sanguíneas. 
Na conservação da carne pela salga, 
produzindo a carne-seca (jabá, charque, carne-
se-sol), o cloreto de sódio retira a água da carne, 
por osmose. Também retira água de 
microrganismos eventualmente presentes, 
impedindo seu crescimento e sua atividade. 
Assim, a carne é preservada por mais tempo. A 
salga do pescado (por exemplo, bacalhau seco) 
baseia-se no mesmo princípio”. PERUZZO, F.M.; 
CANTO, E.L: Química na abordagem do cotidiano. 4
a
 edição. São 
Paulo: Moderna, 2006. Volume 2. 
 
Exercícios de fixação 
 
1- (PUC) Qual das soluções abaixo apresenta 
maior grau de dissociação iônica? 
 
a) CaCl2 com fator Vant’Hoff igual a 2,5 
b) FeCl3 com fator Vant’Hoff igual a 3 
c) NaCl com fator Vant’Hoff igual a 1,9 
d) Na2CO3 com fator Vant’Hoff igual a 2,6 
e) N. D. A. 
 
2- (OSEC) A pressão do vapor de um líquido puro 
molecular depende: 
 
a) Apenas da estrutura de suas moléculas. 
b) Apenas da massa específica do líquido. 
c) Apenas da temperatura do líquido. 
d) Da estrutura de suas moléculas e da 
temperatura do líquido. 
e) Da estrutura de suas moléculas e do volume 
do vapor. 
 
3- Qual o número de partículas dispersas em uma 
solução que contém 460 gramas de álcool etílico? 
 
Dados: C = 12; H = 1; O = 16 
 
4- Um ácido sulfúrico 0,2 molar está 80 % 
ionizado. Qual o número de partículas dispersas 
em 1 litro dessa solução? 
 
5- Qual o valor de “i” nos casos: 
 
a)H3PO4 40% ionizado 
b)H3PO3 30% ionizado 
c) H3PO2 20 % ionizado 
23 
 
 
 
 
6- (MAUÁ) A temperatura de ebulição de uma 
solução aquosa de cloreto de sódio, sob pressão 
constante, tende a aumentar ou diminuir com o 
decorrer da ebulição? Justifique. (A temperatura 
de ebulição da solução é função do número de 
partículas dispersas; à medida que o solvente é 
retirado pela ebulição, a concentração de 
partículas aumenta e com isto aumenta a 
temperatura de ebulição.) 
 
7- (UCDB-MT) As propriedades coligativas das 
soluções dependem: 
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. 
 
8- (VUNESP/96 – Conhec. Gerais) Comparando-
se os pontos de congelação de três soluções 
aquosas diluídas de KNO3, MgSO4 e Cr(NO3)3, de 
mesma concentração em mol/L, verifica-se que: 
a) as três soluções têm o mesmo ponto de 
congelação. 
b) os pontos de congelação decrescem na 
seguinte ordem: 
KNO3 < MgSO4 < Cr(NO3)3. 
c) a solução de Cr(NO3)3 tem ponto de 
congelação mais baixo que as soluções dos 
outros dois sais. 
d) o ponto de congelação de cada solução 
depende de seu volume. 
e) as três soluções têm pontos de congelação 
maiores que o da água. 
(Quanto maior a concentração de partículas, 
menor o ponto de congelação ou solidificação. 
Considerando α = 100% para todos os casos) 
 
9- (Vunesp-2003) Uma das formas de se 
conseguir cicatrizar feridas, segundo a crença 
popular, é a colocação de açúcar ou pó de café 
sobre elas. A propriedade coligativa que melhor 
explica a retirada de líquido, pelo procedimento 
descrito, favorecendo a cicatrização, é: estudada 
pela 
a) osmometria. 
b) crioscopia. 
c) endoscopia. 
d) tonoscopia. 
e) ebuliometria 
 
10- Considere as seguintes amostras: 
I- Água pura; 
II- Solução aquosa 0,1 mol/L de sacarose; 
III- Solução aquosa 0,2 mol/L de 
sacarose. 
a) Coloque-as em ordem crescente de pressão de 
vapor. 
b) Em qual das soluções - II ou III – o efeito 
tonoscópico é maior? Por quê? 
 
11- (Faap-SP) Determine a massa molecular de 
um certo açúcar, sabendo que a uma dada 
temperatura a dissolução de 20,0 g desse 
composto em 500 g de água causa um 
abaixamento relativo da pressão máxima de 
vapor igual a 0,004. 
 
12- Dez gramas de uma substância, de massa 
molar 266 g/mol, foram dissolvidos em 500 g de 
tetracloreto de carbono. Qual a temperatura de 
ebulição da solução, sob pressão normal? Dados 
relativos ao tetracloreto de carbono puro: 
temperatura de ebulição = 77°C (sob pressão 
normal); calor latente de vaporização = 46 cal/g. 
 
13- (FEI-SP) A temperatura de solidificação de 
uma solução que contém dissolvido 0,5 mol de 
um composto molecular em 1500 g de benzeno é: 
24 
 
 
 
a) 0°C 
b) 1,7°C 
c) -1,7°C 
d) 3,8°C 
e) 7,2°C 
Dados: temperatura de solidificação do benzeno = 
5,5°C. Constante crioscópica do benzeno = 
5,1°C/mol. 
 
Gabarito: 
1. C 
2. D 
3. 6 x 10
24
 
4. 3,12 x 10
23 
5. a) 2,2 b) 1,6 c) 1,2 
6. Aumentar 
7. D 
8. C 
9. A 
10. III < II < I b) III > conc. ↓ pressão vapor 
11. 180 
12. 77,4ºC 
13. D 
 
Pintou no ENEM 
 
1- A cal (oxido de calcio, CaO), cuja suspensão 
em água e muito usada como uma tinta de baixo 
custo, da uma tonalidade branca aos troncos de 
árvores. Essa é uma prática muito comum em 
praças públicas e locais privados, geralmente 
usada para combater a proliferação de parasitas. 
Essa aplicação, também chamada de caiação, 
gera um problema: elimina microrganismos 
benéficos para a árvore. 
Disponivel em: http://super.abril.com.br. Acesso em: 1 abr. 2010 (adaptado). 
 
A destruição do microambiente, no tronco de 
arvores pintadas com cal, e devida ao processo 
de: 
 
A difusão, pois a cal se difunde nos corpos dos 
seres do microambiente e os intoxica. 
B osmose, pois a cal retira água do 
microambiente, tornando-o inviável ao 
desenvolvimento de microrganismos. 
C oxidação, pois a luz solar que incide sobre o 
tronco ativa fotoquimicamente a cal, que elimina 
os seres vivos do microambiente. 
D aquecimento, pois a luz do Sol incide sobre o 
tronco e aquece a cal, que mata os seres vivos do 
microambiente. 
E vaporização, pois a cal facilita a volatilização da 
água para a atmosfera, eliminando os seres 
vivosdo microambiente. 
 
2- Sob pressão normal (ao nível do mar), a água 
entra em ebuliçãoà temperatura de 100°C. Tendo 
por base essa informação, um garoto residente 
em uma cidade litorânea fez a seguinte 
experiência: 
• Colocou uma caneca metálica 
contendo água no fogareiro do fogão 
de sua casa. 
• Quando a água começou 
a ferver, encostou cuidadosamente 
a extremidade mais estreita de uma 
seringa de injeção, desprovida de agulha, na 
superfície do líquido e, erguendo o êmbolo da 
seringa, aspirou certa quantidade de água para 
seu interior, tapando-a em seguida. 
• Verificando após alguns instantes 
que a água da seringa havia 
parado de ferver, ele ergueu o êmbolo 
da seringa, constatando, intrigado, 
que a água voltou a ferver 
após um pequeno deslocamento do 
êmbolo. 
Considerando o procedimento anterior, a água 
volta a ferver porque esse deslocamento 
A) permite a entrada de calor do ambiente 
externo para o interior da seringa. 
25 
 
 
 
B) provoca, por atrito, um aquecimento da água 
contida na seringa. 
C) produz um aumento de volume que aumenta o 
ponto de ebulição da água. 
D) proporciona uma queda de pressão no interior 
da seringa que diminui o ponto de ebulição da 
água. 
E) possibilita uma diminuição da densidade da 
água que facilita sua ebulição. 
 
3- É muito comum o uso de aditivos químicos 
para a preservação e conservação de produtos 
alimentícios 
por um tempo maior e, também, para melhorar o 
aspecto visual, o odor e o sabor de alimentos. 
Dois bons exemplos são o processo de 
salgamento da carne e a utilização de fermentos 
químicos e biológicos nas massas para bolos. Os 
microorganismos presentes na carne são a causa 
da decomposição natural. Com o processo de 
salgamento, o meio se torna hipertônico e, por 
isso, ela se conserva por um tempo maior. Já a 
utilização de fermentos químicos à base de 
bicarbonato de sódio (hidrogeno carbonato de 
sódio) faz com que a massa cresça em virtude do 
gás carbônico oriundo do fermento, o que torna o 
bolo mais saboroso e atraente. 
 
A conservação da carne pelo processo citado 
impede o desenvolvimento de agentes 
decompositores que morrem em decorrência 
da(o): 
a) osmose, pois as suas células desidratam. 
b) osmose, pois as suas células ganham água 
provocando o rompimento da membrana 
plasmática. 
c) difusão, pois a perda de sais de suas células 
torna o meio intracelular mais hipotônico. 
d) difusão facilitada, pois a perda de sais de suas 
células torna o meio mais hipotônico. 
e) transporte ativo, pois as suas células ganham 
sais tornando o meio intracelular hipertônico. 
 
4- Um béquer de vidro, com meio litro de 
capacidade, em condições normais de 
temperatura e pressão, contém 300 mL de água 
líquida 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 sólida. 
b) elevação da temperatura. 
c) abaixamento da temperatura. 
d) diminuição da fase líquida. 
 
5- Durante o processo de produção da "carne de 
sol" ou "carne seca", após imersão em salmoura 
(solução aquosa saturada de cloreto de sódio), a 
carne permanece em repouso em um lugar 
coberto e arejado por cerca de três dias. 
Observa-se que, mesmo sem refrigeração ou 
adição de qualquer conservante, a decomposição 
da carne é retardada. 
Assinale a alternativa que relaciona corretamente 
o processo responsável pela conservação da 
"carne de sol". 
a) Formação de ligação hidrogênio entre as 
moléculas de água e os íons Na
+
 e Cl
−
. 
b) Elevação na pressão de vapor da água contida 
no sangue da carne. 
c) Redução na temperatura de evaporação da 
água. 
d) Elevação do ponto de fusão da água. 
e) Desidratação da carne por osmose. 
 
6- A cafeína é um estimulante muito consumido 
na forma do tradicional cafezinho. O infuso de 
café, preparado pela passagem de água fervente 
sobre o pó, contém inúmeras espécies químicas, 
e o teor de cafeína (190 g/mol) é de 1,50 % (m/m) 
26 
 
 
 
no café torrado e moído. Em relação ao café 
preparado, é correto afirmar: 
a) Para requentar este café até a fervura, é 
necessária uma temperatura superior à da 
ebulição da água pura. 
b) A temperatura de fervura do café preparado é 
igual à da água pura quando está sob as mesmas 
condições de altitude e, conseqüentemente, sob a 
mesma pressão atmosférica. 
c) Como a concentração da cafeína é baixa, a 
variação na temperatura de ebulição do cafezinho 
preparado independe desta concentração. 
d) Pelo fato de os compostos estarem dissolvidos 
no infuso, a temperatura para levá-los à fervura 
será menor que a da água pura. 
e) A temperatura requerida até a fervura do infuso 
adoçado é menor que o isento de açúcar sob a 
mesma pressão. 
 
7- Osmose é a difusão do solvente através de 
uma membrana semipermeável do meio menos 
concentrado para o meio mais concentrado. A 
pressão osmótica () de uma determinada 
solução é a pressão externa a qual essa solução 
deve ser submetida para garantir o equilíbrio 
osmótico com o solvente puro. A osmose é uma 
propriedade coligativa, ou seja, depende somente 
do número de partículas dispersas em solução e 
não da natureza do soluto. Preparou-se as 
seguintes soluções aquosas: 
Solução 1 - HCl(aq) 0,01 mol/L; 
Solução 2 - H3CCOOH(aq) 0,01 mol/L; 
Solução 3 – C2H22O (aq) 0,01 mol/L; 
Solução 4 – MgCl2(aq) 0,01 mol/L. 
 
Considerando-se a natureza dessas soluções, 
pode-se concluir a respeito de suas pressões 
osmóticas que 
a) 3 <  = 2 < 4 
b) 4 < 3 < 2 <  
c) 2 = 3 < 4 =  
d)  = 2 = 3 < 4 
e) 3 < 2 <  < 4 
 
Gabarito: 
1. B 
2. D 
3. A 
4. C 
5. E 
6. A 
7. E 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
27 
 
 
 
Capítulo 3- Termoquímica 
 
A energia é um assunto de grande 
importância não apenas nos meios científicos, 
mas também para a sociedade em geral. 
Entre as fontes energéticas mais 
importantes estão os combustíveis, substâncias 
que ao sofrerem combustão, liberam energia na 
forma de calor. 
Grande parte dos processos utilizados 
para obter energia provoca sérios problemas 
ambientais. No entanto, do conhecimento cada 
vez maior a respeito do fluxo de energia e dos 
fenômenos energéticos podem resultar novas 
formas de obter energia. 
A busca por fontes energéticas menos 
poluentes, ou até mesmo não poluentes, é uma 
das prioridades das pesquisas na área da 
termoquímica. 
 
1- Calor 
A noção mais simplificada que temos de 
calor está ligada a quente e frio. Todos têm a 
idéia de que um corpo quente transfere calor para 
um corpo mais frio. 
Mas precisamos tomar alguns cuidados. 
A idéia de calor está associada à idéia de 
temperatura, mas um corpo não possui calor. Ao 
receber calor, esta energia se transforma e pode 
aumentar a agitação das moléculas. Isso quer 
dizer que o calor recebido se transformou em 
energia cinética e por isso a temperatura se 
eleva. 
Logo, podemos definir calor como a 
energia que é transferida entre dois corpos, ou 
partes diferentes do mesmo corpo, que têm 
diferentes temperaturas. 
A calorimetria serve para medir a 
quantidade de calor liberada ou absorvida durante 
um fenômeno, e é expressa em cal/kcal ou joule 
(J)/kJ. 
 
 
 
 
 
Para que fique mais claro a definição de 
calor: não podemos confundir a temperatura de 
um objeto com a quantidade de calor do mesmo 
objeto,