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UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA - QUI-01-026 
 
CONCEITOS FUNDAMENTAIS 
 
MATÉRIA é qualquer coisa que tem massa e ocupa lugar no espaço. A matéria pode apresentar-se nos 
estados sólido, líquido e gasoso. Os sólidos consistem de partículas arranjadas de maneira definida, com 
forma rígida, que não muda muito com a variação da temperatura. Os líquidos também apresentam volume 
definido, cuja variação com a temperatura é um pouco mais acentuada que nos sólidos. No entanto, os 
líquidos não apresentam forma definida: as partículas que os constituem podem fluir de maneira que 
assumam a forma do recipiente. Em contraste com sólidos e líquidos, as partículas dos gases ocupam 
completamente o recipiente. Podem ser expandidos ou comprimidos em grandes intervalos de volume, 
sugerindo que suas partículas constituintes estão muito separadas umas das outras. 
 
ESQUEMA GERAL 
 
 MATÉRIA 
 
 
 SUBSTÂNCIAS PURAS MISTURAS 
 
 
 ELEMENTOS COMPOSTOS HOMOGÊNEAS HETEROGÊNEAS 
 
 
 S. SIMPLES S. COMPOSTA 
 
SUBSTÂNCIA PURA é uma forma de matéria que apresenta composição definida. Não pode ser 
decomposta por métodos físicos. Apresenta temperatura constante durante mudanças de estado. 
 
ELEMENTOS ou SUBSTÂNCIAS ELEMENTARES são as substâncias puras mais simples. Não podem 
ser decompostos por métodos químicos. Exemplo: Metais e Gases Nobres 
 
COMPOSTOS são combinações de dois ou mais átomos de elementos químicos iguais ou diferentes. Podem 
ser decompostos por métodos químicos. Exemplo: N2, O3, H2O, CH4 
 
Assim, SUBSTÂNCIA SIMPLES é aquela formada por um só tipo de átomos, ou seja, átomos do mesmo 
elemento químico (Exemplo: N2, O3). SUBSTÂNCIA COMPOSTA é formada pela combinação de dois ou 
mais tipos de átomos, ou seja, dois ou mais elementos químicos (Exemplo: H2O, CH4). 
 
MISTURA é uma combinação de duas ou mais substâncias na qual cada substância conserva sua identidade. 
Apresenta composição variável. Os componentes podem ser separados por métodos físicos. Apresenta 
temperatura variável durante mudanças de estado. 
 
MISTURA HOMOGÊNEA é aquela formada por dois ou mais componentes numa só fase. Apresenta a 
mesma composição em todos os pontos do sistema. 
 
MISTURA HETEROGÊNEA é aquela formada por dois ou mais componentes em duas ou mais fases. 
Apresenta composição diversa em diferentes pontos do sistema. 
 
PROPRIEDADES FÍSICAS correspondem a um conjunto de características de uma substância que 
determinam a sua identidade. Ex.: cor, ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade, estado físico etc. Não 
implicam em mudança de composição da substância. 
 
PROPRIEDADES QUÍMICAS são aquelas em que a matéria sofre uma mudança de composição. 
 
ÁTOMO é a menor partícula de um elemento que ainda conserva suas propriedades químicas. 
 
MOLÉCULA é a menor porção de um composto que ainda conserva suas características químicas. 
 
UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u.m.a. ou simplesmente “u” segundo a mais recente recomendação da 
IUPAC) corresponde a 1/12 da massa do isótopo do carbono que apresenta seis prótons e seis nêutrons. É a 
unidade pela qual são expressas as massas atômicas médias dos elementos químicos. Exemplo: 
 
Isótopos do carbono: C
12
 C
13
 C
14
 
Abundância relativa: 98,892% 1,108% 2.10
-10
 % 
Massas atômicas: 12,00000 u 13,00335 u l4,00317 u 
 
Massa atômica média = 12 x 0,98892 + l3,00335x 0,01108 + 14,00317x 2.10
-12 
 = 12,011 u 
 
MASSA MOLECULAR corresponde à soma das massas atômicas em u.m.a. (ou “u”) dos átomos que 
compõem a molécula. 
 
NÚMERO DE AVOGADRO OU MOL corresponde ao número de átomos, moléculas ou fórmulas 
presentes em um mol de uma espécie química (ou seja, 6,02.l0
23
 átomos, moléculas ou fórmulas) 
 
Modernamente, MOL é definido como a quantidade de matéria que contém 6,02.l0
23
 unidades estruturais da 
substância em questão. 
 
FÓRMULAS QUÍMICAS podem ser dos seguintes tipos: 
 
 Composição centesimal ou Análise Elementar: percentagem em massa de cada elemento no 
composto Ex.: Hidrocarboneto C - 85,6 % H - 14,4 % 
 Fórmula mínima ou empírica: número relativo de átomos de cada tipo no composto. Ex.: CH2, H2O. 
 
 Fórmula molecular: número efetivo de átomos de cada tipo na molécula do composto Ex.: C2H4, 
H2O. 
 
REAÇÕES QUÍMICAS são as transformações sofridas pelas substâncias de maneira a gerar novas espécies 
químicas. 
 
EQUAÇÕES QUÍMICAS são as representações gráficas das reações químicas de uma maneira 
esquemática e concisa. Ex.: 
Zn(s) + 2 HCl (aq) → Zn
2+
(aq) + 2 Cl 
-
(aq) + H2(g) 
 
Uma equação química está balanceada quando apresenta o mesmo número de átomos nos dois membros da 
equação. 
 
 
PRECISÃO E EXATIDÃO DE MEDIDAS 
 
A PRECISÃO de uma medida refere-se à concordância dos diversos valores obtidos (ou reprodutibilidade 
dos valores obtidos). 
 
A EXATIDÃO corresponde à concordância entre o valor medido e o valor aceito (ou real). 
 
ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS 
 
Os algarismos significativos de uma medida incluem todos os dígitos conhecidos com certeza mais um dígito 
incerto. Ex.: Uma massa de 4,00 g medida com aproximação de 0,01 g implica em dizer que a massa se situa 
entre 3,99 g e 4,01 g ou 4,00 + 0,01 g. (três algarismos significativos, com último dígito incerto ) 
 
 
. 
EXEMPLOS: medida número de algarismos significativos 
 1,20 g 3 
 0,00123 g 3 
 2,0 g ou 0,020 g 2 
 1000 m/km infinitos (pois é um valor exato) 
 130 g 2 ou 3 ( dígito incerto não especificado ) 
 1,30.l0
2 
g 3 
 
REGRAS PARA AVALIAÇÃO DO NÚMERO DE ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS 
 
1 - Todos os dígitos não-zero são significativos. 
 
2- Zeros entre dígitos não-zeros são significativos 
. 
3- Zeros à esquerda do primeiro dígito não-zero não são significativos. 
 
4- Zeros ao final de um número e à direita do ponto decimal são significativos. 
 
5- Quando um número termina em zeros que não estão à direita do ponto decimal esses zeros não são 
necessariamente significativos. 
 
OPERAÇÕES COM ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS 
 
1 - ADIÇÃO E SUBTRAÇÃO - O resultado não deve conter mais dígitos à direita do 
 ponto decimal do que a quantidade que apresenta o menor número de dígitos ä direita do ponto decimal. 
Ex.: 49,146 + 72,13 + 5,9432 = (127,2192) = 127,22 . 
 
2 - MULTIPLICAÇÃO E DIVISÃO - O resultado não deve apresentar mais algarismos significativos que o 
fator com o menor número de algarismos significativos. 
Ex.: 10,4 x 3,1416 = ( 32,67264 ) = 32,7 
 5,973 / 3,0 = ( 1,991 ) = 2,0 
 
 
REGRAS PARA ARREDONDAMENTO 
 
1 - Se o dígito mais à esquerda a ser removido é maior que cinco, o dígito precedente é aumentado de 1. 
 Ex.: 2,376 arredonda para: 2,4 ( para dois dígitos ) 
 2,38 (para três dígitos ) 
 
2 - Se o dígito mais à esquerda a ser removido é menor que cinco, o dígito precedente não é alterado. 
Ex.: 7,243 arredonda para 7,24 (para dois dígitos ) 
 
3 - Se o dígito mais à esquerda a ser removido é cinco, o dígito precedente não é alterado quando for par e é 
aumentado de 1 quando for ímpar. 
 Ex: 2,25 arredonda para 2,2 e 4,35 arredonda para 4,4. 
 
 
EXERCÍCIOS 
1) 15,436 mL + 9,l mL + 105 mL = 
2) 100,53 cm - 46,1 cm = 
3) 73 m x 1340 m x 0,41 m = 
4) 5,l79 g / 4,6 mL = 
5) 1426 mL x 373 K / 204 K = 
 
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EXERCÍCIOS SOBRE SISTEMAS MATERIAIS 
 
1. O peso atômico do cádmio é 112. a) Qual é a massa, em gramas, de um átomo de cádmio? b) Quantos 
átomos há em 28 gramas de cádmio? 
 
2. A molécula de acetileno contém dois átomos de carbono e dois átomos de hidrogênio. a) Qual é a massa 
molar do acetileno? b) Quantas moléculas existem em 13,0 gramas de acetileno? 
 
3. O elemento boro consiste de dois isótopos de massas 10,02 u e 11,01 u, cujas abundâncias são 18,83% e 
81,17% respectivamente. Calcular a massa atômica média do boro. 
 
4. O elemento neônio apresenta três isótopos estáveis, com massas e abundâncias relativas mostradas a 
seguir. Qual a massa atômica média do neônio? 
 massa exata abundância relativa 
 19,9924 u 90,02% 
 20,9940 u 0,257% 
 21,9914 u 8,82% 
 
5. Quantos mols de CaO estão presentes em 19,6 gramas desse material? Qual a massa em gramas de 2,19 
mols de CaO? 
 
6. Expresse a massa de 0,400 mol de CCl4 em: a) gramas. b) unidades de massa atômica. 
 
7. Se a molécula X apresenta uma massa de 7,89x10
-23
 gramas, qual é a massa molecular (em u) de X? 
 
8. Calcule a massa atômica do elemento Y, dado que 3,74x10
6
 átomos de Y apresentam massa igual a 
2,20x10
8
 unidades de massa atômica. 
 
9. Se a mosca tem massa igual a 1,0x10
-2
 gramas, qual é a massa de uma mosca em unidades de massa 
atômica? 
 
10. A análise do hidrocarboneto etileno mostra que ele contém 14,4% em massa de hidrogênio e 85,6% de 
carbono. a) Qual sua fórmula mínima? b) Sabendo-se que sua massa molecular é cerca de 28 u, qual a sua 
fórmula molecular? 
 
11. Quais as percentagens em massa dos elementos na aspirina , C9H8O4? 
 
12. A fórmula mínima da mica é NaAl3Si3H2O12. a) Quais as percentagens em massa dos elementos na 
mica? b) Que massa de alumínio pode ser extraída de 1,0 kg de mica? 
 
13. O primeiro verdadeiro composto de gás nobre foi isolado em 1962 e descobriu-se ser uma combinação 
de 29,8% Xe, 44,3% Pt e 25,9% F. Qual a sua fórmula empírica? 
 
14. Quando a fosfina, um gás venenoso de fórmula molecular PH3, é queimada no ar, os produtos são água e 
um sólido de fórmula molecular P4O10. a) Escreva uma equação ajustada para a reação. b) Quantos mols de 
PH3 são necessários para formar 1,16 mol de P4O10? c) Quantos gramas de água são formados a partir de 
0,198 mol de O2? d) Quantos gramas de O2 são necessários para reagir com 12,0 g de fosfina? 
 
15. A glicerina é constituída de três elementos: C, H e O. Quando uma amostra pesando 0,673 mg é 
queimada em oxigênio, formam-se 0,965 mg de CO2 e 0,527 mg de H2O. Qual a fórmula mínima da 
glicerina? 
 
16. Suponha que 0,26 mol de Fe reagem com 0,40 mol de O2 para formar Fe2O3. Que elemento restou em 
excesso e quanto? 
 
17. Cianato de mercúrio ( ou “fulminato de mercúrio”) é usado como espoleta em munição de pequeno 
calibre. Sua composição centesimal é 70,48% Hg , 8,44% C, 9,84% N e 11,24% O. Qual é a sua fórmula 
empírica? 
 
18. Metanol (álcool de madeira) é composto somente de C, H e O. Quando 0,375 g de metanol é queimado, 
formam-se 0,516 g de CO2 e 0,421 g de H2O. a) Qual a fórmula empírica do metanol? b) Se sua massa 
molecular é 32,0 u, qual é a fórmula molecular do metanol? 
 
19. Inflamou-se uma amostra de 0,500 gramas de ácido cítrico, que contém apenas C, H e O. Produziram-se 
0,687 g de CO2 e 0,187 g de H2O. A massa molecular do composto é 192 u. Qual é a fórmula molecular do 
composto? 
 
20. Tratou-se 4,22 g de uma mistura de CaCl2 e NaCl para precipitar todo o cálcio na forma de CaCO3, que 
foi então aquecido e transformado em CaO puro. A massa final de CaO foi de 0,959 g. Qual a percentagem 
em massa de CaCl2
 
 na mistura original? 
 
21. Gesso é uma forma hidratada de sulfato de cálcio de fórmula CaSO4 . x H2O. Quando 2,00 g de gesso 
são aquecidos a 200
o
C, até que toda a água seja eliminada, a massa de sólido remanescente é 1,58 g. Qual o 
valor de x? 
 
22. Quando carbonato de magnésio sólido é aquecido, uma porção se decompõe para formar óxido de 
magnésio e gás carbônico. Se 2,25 g de MgCO3 são aquecidos até restar uma mistura de MgO e MgCO3 de 
1,95 g, qual a percentagem de carbonato decomposto? 
 
23. Titânio metálico bruto é preparado comercialmente de acordo com a reação representada pela equação 
TiCl4 + 2 Mg 2 MgCl2 + Ti . Se 40,0 kg de Mg reagem com 85,2 kg de cloreto de titânio: a) 
Qual o reagente limitante? b) Quantos gramas de titânio metálico serão formados? 
 
24. Uma amostra de dicloreto de európio, EuCl2, com massa de 1,0 g, é tratada com excesso de uma solução 
de nitrato de prata e todo o cloreto é recuperado na forma de 1,28 g de AgCl. Qual a massa atômica do 
európio? 
 
25. Na metalurgia do zinco, o minério blenda, ZnS, sofre ustulação para produzir o óxido que é então 
reduzido a zinco metálico por meio de coque. Que quantidade de zinco com 99,5% de pureza pode ser 
obtido a partir de 2 toneladas de minério a 85%? 
 
26. 400 g de nitrogênio foram convertidos em amônia que, por sua vez, foi oxidada a óxido nítrico, dióxido 
de nitrogênio e, depois, a ácido nítrico, na seguinte seqüência de reações: 
 N2 + 3 H2 2 NH3 
 4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O 
 2 NO + O2 2 NO2 
 3 NO2 + H2O 2 HNO3 + NO 
Não levando em consideração o subproduto NO, que industrialmente seria recuperado e convertido também 
em ácido nítrico, que massa de HNO3 será formada? 
 
27. Qual a quantidade de álcool etílico produzida pela fermentação de 500 g de glicose, segunda a equação:
 C6H12O6 2 C2H5OH + 2 CO2 
 
28. Um certo cloreto de níquel hidratado apresenta a fórmula NiCl2 (H2O)x. Para determinar o valor de x, um 
estudante aquece a amostra até que a água seja totalmente eliminada. 1,650 g de hidrato fornece 0,590 g de 
H2O. Qual o valor de x? 
 
29. Uma maneira de remover o CO2 do ar numa nave espacial é fazê-lo reagir com hidróxido de lítio segundo 
a equação CO2(g) + 2 LiOH(s) Li2CO3(s) + H2O(l). Num período de 24 horas uma pessoa exala 
cerca de l kg de CO2 . Quantos gramas de LiOH são necessários para remover o CO2 formado durante uma 
expedição lunar de 6 dias envolvendo 3 astronautas? 
 
30. Tratou-se uma mistura de KBr e NaBr de massa 0,560 g com solução aquosa de AgNO3 e todo o 
brometo foi recuperado na forma de 0,970 g de AgBr puro. Qual a fração em massa de KBr existente na 
amostra original? 
 
31. Uma mistura de alumínio e zinco de massa 1,67 gramas foi completamente dissolvida em ácido, 
fornecendo 1,69 litro de hidrogênio medido a 273 K e 1 atm. Qual a massa de alumínio na amostra original? 
 Zn(s) + 2 H
+
(aq) Zn
2+
(aq) + H2(g) 
 Al(s) + 3 H
+
(aq) Al
3+
(aq) + 3/2 H2(g) 
 
32. Massas iguais de zinco metálico e iodo são misturados e o iodo é completamente convertido em ZnI2. 
Que fração em massa do zinco original permanece inalterada? 
 
33. Uma liga de alumínio e cobre foi tratada com ácido clorídrico. O alumínio sofreu dissolução segundo a 
reação Al(s) + 3 H+(aq) Al
3+
(aq) + 3/2 H2(g). O cobre permanece inalterado. O ataque de 0,360 g 
da liga produziu 415 cm
3
 de H2 medidos a 273 K e 1 atm. Qual a percentagem em massa de alumínio na 
liga? 
 
34. Quando aquecido a temperatura muito alta, calcáreo (CaCO3) decompõe-se para formar cal viva (CaO) e 
dióxido de carbono gasoso. Um cadinho contendo um pouco de calcáreo pesa 30,695 g. Ele é aquecido 
vigorosamente para decompor todo o calcáreo. Depois, resfriando-se à temperatura ambiente, ele pesou30,140 g. Qual a massa do cadinho? 
 
35. CaCO3 e MgCO3 decompõem-se quando vigorosamente aquecidos para formar CaO (s) e MgO(s) . Em 
cada caso o único outro produto é dióxido de carbono gasoso. Uma mistura dos dois carbonatos com massa 
total de 15,22 g é vigorosamente aquecida. Após resfriamento a massa de material remanescente é de 8,29 g. 
Qual a percentagem de CaCO3 na mistura original? 
 
36. Uma amostra de um óxido de bário de composição desconhecida forneceu, após exaustivo aquecimento, 
5,00 gramas de BaO e 366 mL de O2 medidos nas CNTP. Qual a fórmula empírica do óxido desconhecido? 
Qual a massa de óxido que existia inicialmente? 
 
37. O catalisador de Sonogashira (publicado por K. Sonogashira, Y. Tohda e N. Hagihara, Tetrahedron Lett., 
1975, 4467) é um dos mais ativos catalisadores utilizados para a reação de acoplamento entre moléculas 
contendo iodo e alcenos, formando moléculas com atividade biológica. Sua fórmula é [PduClvPw(CxHy)z]2. 
Sobre ele são apresentados os seguintes dados: 
a) uma análise por espectrometria de massas mostrou que sua massa molar é de 807 g; 
b) uma amostra submetida a análise elementar revelou que sua composição é 53,76% de carbono e 3,74% de 
hidrogênio; 
c) uma amostra de 0,8070 g foi calcinada em excesso de oxigênio, produzindo 0,2440 g de PdO; 
d) uma amostra de 0,4035 g foi atacada com ácido nítrico. A solução resultante foi tratada com excesso de 
AgNO3, produzindo 0,1435 g de AgCl; 
e) uma amostra de1,614 g foi tratada com ácido iodídrico, produzindo 1,662 g de PI3. 
A partir destes dados, determine o valor de u, v, w, x, y e z e escreva a fórmula mínima do composto. 
 
38. Uma mistura de 7,45 g de óxido de ferro II e 0,111 mol de alumínio metálico é colocada em um cadinho 
e aquecida em um forno em alta temperatura, onde ocorre a redução do óxido. Os produtos formados são 
ferro metálico e óxido de alumínio. 
a) Escreva a reação balanceada para o processo. 
b) Qual o reagente limitante? 
c) Determine a quantidade máxima de ferro que pode ser produzida. 
d) Calcule a massa de reagente em excesso que permaneceu no cadinho. 
 
 
RESPOSTAS: 
1- 1,5x1023 átomos 
2- a) 26 g/mol b) 3,01x1023 moléculas 
3- 10,82 u 
4- 19,99 u 
5- 0,35 mol; 1,23x102 g 
6- a) 61,5 g b) 3,70x1025 u 
7- 47,5 u 
8- 58,8 u 
9- 6,0x1021 u 
10- a) CH2 b) C2H4 
11- C: 60% H: 4,4% O: 35,6% 
12- a) Na: 6,02% Al: 21,20% Si: 22,0% H: 0,52% O: 50,26% 
 b) 0,21 Kg 
13- XePtF6 
14- a) 4 PH3(g) + 8 O2(g) P4O10(s) + 6 H2O(g) 
 b) 4,64 mols c) 2,67 g d) 22,59 g 
15- C3H8O3 
16- Excesso de 0,20 mol de O2 
17- HgC2N2O2 
18- a) CH4O b) CH4O 
19- C6H8O7 
20- 45% 
21- 2 
22- 25,5% 
23- a) TiCl4 b) 21,5 Kg 
24- 153,2 u 
25- 1,15 ton 
26- 1200 g 
27- 255,6 g 
28- 4 
29- 19,6 Kg 
30- 0,375 (37,5%) 
31- 1,24 g 
32- 0,742 (74,2%) 
33- 92,6% 
34- 29,435 g 
35- 81,5% 
36- BaO2; 5,52 g 
37- [PdClP(C6H5)3]2 
38- b) FeO c) 5,768 g d) 1,135 g de Al 
 
 
INTERAÇÕES INTERMOLECULARES – FORÇAS DE VAN DER WAALS 
 
As forças de atração intermoleculares são de extrema importância na determinação de propriedades 
físicas dos compostos. Os aspectos importantes de cada tipo de força são: 
- intensidade relativa 
- diminuição da intensidade da força com o aumento da distância 
- se a força é direcional ou não-direcional 
 
 
TIPO DE FORÇAS QUÍMICAS 
 
a) Ligação Covalente 
- Fortemente direcional: depende da interpenetração de nuvens eletrônicas 
- Força muito forte: da ordem de 250 a 400 kJ/mol 
 
b) Ligação Iônica 
- Força não direcional: atração eletrostática igual em qualquer direção 
- Força muito forte: mesma ordem de grandeza da Ligação Covalente 
- Longo alcance 
 Epar iônico = - │Z
+│.│Z-│. e2 / 4 0r → E 1 / r 
 
c) Força Íon – Dipolo 
Foi definido , como Momento de Dipolo Elétrico de uma molécula polar. Quando uma 
molécula polar é colocada em um campo elétrico de um íon, seu dipolo tende a se alinhar. 
- Força direcional: íon atrai polo de carga oposta do dipolo 
- São mais fracas que a ligação iônica e diminuem mais rapidamente com a distância. 
 E = - │Z±│. / 4 0r
2
 → E 1 / r2 
- Forças importantes em soluções de compostos iônicos em solventes polares. 
 
d) Forças de Van der Waals 
 
d1) Interação Dipolo-Dipolo – Força de Debye 
- Força direcional, moderadamente forte e de alcance pequeno. 
 E = - 1. 2 / 2 0r
3 → E 1 / r3 
- Orientação dos dipolos somente em situações em que a energia atrativa é maior que a energia 
térmica, que é o que ocorre em temperatura ambiente para sólidos e líquidos. 
 
d2) Interação Dipolo-Dipolo Induzido 
1º) Uma partícula carregada, como um íon, colocada na vizinhança de uma molécula apolar 
vai provocar uma distorção da nuvem eletrônica da molécula apolar. A polarização da espécie apolar 
depende da sua polarizabilidade ( ) e do campo polarizador do íon (Z±). 
 E = - │Z±│2. / 2 0r
4 → E 1 / r4 
2º) Da mesma maneira, um dipolo pode produzir uma separação de cargas (dipolo induzido) 
na espécie apolar. 
 E = - 
2
. / 2 0r
6 → E 1 / r6 
Ambas as interações são muito fracas, pois as polarizabilidades da maioria das 
espécies não são grandes. São efetivas em distâncias muito curtas. Sua importância está limitada a situações 
de compostos iônicos ou polares em solventes apolares. 
 
d3) Interações Dipolo Instantâneo-Dipolo Induzido – Forças de London ou Forças de 
Dispersão 
Mesmo em átomos neutros ou moléculas apolares, dipolos instantâneos podem surgir devido 
a um desbalanço momentâneo na distribuição eletrônica. A flutuação da densidade eletrônica gera uma 
polaridade instantânea (Momento Dipolar Instantâneo Médio = ’) que pode induzir dipolos em átomos ou 
moléculas adjacentes. 
E = - ’2 . / 2 0r
6 → E 1 / r6 
Quanto mais volumosa a espécie, maior a sua capacidade de sofrer separação de cargas, ou 
polarização. 
“A capacidade de polarização ou polarizabilidade de uma espécie será tanto maior quanto 
maior for seu volume atômico ou molecular. Quanto maior o número de elétrons, maior a probabilidade de 
ocorrer momentaneamente uma distribuição desigual da densidade eletrônica”. 
 
Esta é a mais fraca de todas as forças atrativas de interesse químico e é de muito curto 
alcance. Como é diretamente proporcional a , as Forças de London aumentam com o volume molecular e o 
número de elétrons polarizáveis. 
 
OBS: Qualquer molécula polar ou apolar é suscetível a polarizabilidade induzida. Portanto, 
as interações do tipo Dipolo – Dipolo Induzido e Dipolo Instantâneo – Dipolo Induzido sempre estarão 
presente, mesmo em meios predominantemente polares. Como essas forças são muito fracas, elas podem ser 
mascaradas pelas forças de Debye e, portanto, não serem detectadas. 
 
e) Forças Repulsivas 
Em oposição às forças atrativas, estão as forças resultantes da repulsão núcleo/núcleo e, mais 
importante, repulsão dos elétrons mais externos. Em distâncias interatômicas extremamente pequenas, as 
nuvens eletrônicas internas dos átomos que estão interagindo começam a se interpenetrar e ocorre repulsão. 
 Erepulsão = + k / r
n
 k = constante; n = valor elevado 
As forças repulsivas somente ocorrem em distâncias extremamente pequenas. 
 
 
RESUMO 
 
Tipo de Interação Força Energia em função da distância 
Ligação Covalente Muito Forte Complexa, mas comparativamente de longo alcance 
Ligação Iônica Muito Forte 1 / r → comparativament longo alcance 
Íon-Dipolo Forte 1 / r2 → alcance pequeno 
Dipolo-Dipolo Moderadamente Forte 1 / r3 → alcance pequeno 
Íon-Dipolo Induzido Fraca 1 / r4 → alcance muito pequenoDipolo-Dipolo Induzido Muito Fraca 1 / r6 → alcance extremamente pequeno 
Forças de London Muito Fraca 1 / r6 → alcance extremamente pequeno 
 
f) Ligações de Hidrogênio 
São situações extremas da interação Dipolo-Dipolo. Podem ser observadas em espécies que 
contém hidrogênio ligado aos elementos F, O ou N (elementos pequenos e muito eletronegativos). Como 
esses elementos são muito eletronegativos, a ligação covalente fica muito polarizada o que faz com que o 
hidrogênio interaja fortemente com o outro átomo dos elementos F, O ou N, também polarizados, na 
molécula vizinha ou, em alguns, casos na mesma molécula. 
H----F - - - - H----F ---- Ligação covalente - - - - Ligação de H E ~115 kJ/mol 
 
As energias envolvidas nas ligações de H são elevadas e são quase da ordem de grandeza de 
uma ligação química. As ligações de H provocam elevação do Ponto de Fusão e Ebulição nas espécies em 
que esta interação existe. 
 
Nº de e
-
 PE (ºC) PE (ºC) PE (ºC) PE (ºC) 
10 CH4 - 162 NH3 - 33 * H2O + 100 * HF + 20 * 
18 SiH4 - 112 PH3 -87 H2S - 61 HCl - 85 
36 GeH4 - 90 AsH3 - 55 H2Se - 41 HBr - 67 
54 SnH4 - 52 SbH3 - 18 H2Te - 2 HI - 35 
* Existência de Ligações de H 
OBS: com o aumento do nº de elétrons, aumenta a intensidade das Forças de London devido ao aumento da 
polarizabilidade. 
As Ligações de Hidrogênio podem ser: 
- Intermoleculares 
- Intramoleculares 
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DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA - QUI-01026 
 
FORÇAS INTERMOLECULARES - Exercícios 
 
1) Qual composto tem ponto de ebulição maior: éter etílico ou butanol? Ambos têm fórmula C4H10O, mas 
suas fórmulas estruturais são diferentes, conforme pode-se ver a seguir. Justifique. 
CH3CH2OCH2CH3 (éter etílico) CH3CH2CH2CH2OH (butanol) 
 
2) Comparar e explicar os valores das energias de sublimação dos compostos abaixo, através das interações 
intermoleculares: 
_____________Massa Molar Volume Molar das Moléculas Energia de Sublimação 
Cl2 71 g/mol 34,5 cm
3
/mol 7,43 kcal/mol 
CO 28 g/mol 25,7 cm
3
/mol 1,90 kcal/mol 
NH3 17 g/mol 20,7 cm
3
/mol 7,14 kcal/mol . 
 
3) Considere as seguintes substâncias: HF, HCl, CCl4, CH3CH2OH, e CS2. 
Em quais delas estão presentes forças intermoleculares do mesmo tipo? 
 
4) Os hidretos da família do carbono e os da família do nitrogênio têm os pontos de ebulição: 
C N 
C H4 Teb = -164ºC NH3 Teb = -33ºC 
SiH4 Teb = -112ºC PH3 Teb = -88ºC 
GeH4 Teb = -88ºC AsH3 Teb = -55ºC 
SnH4 Teb = -52ºC SbH3 Teb = -17ºC 
Explique o seguinte: 
a) A tendência geral dos pontos de ebulição dos hidretos binários. 
b) O ponto de ebulição excepcionalmente elevado da amônia 
c) O fato dos hidretos da família do nitrogênio terem pontos de ebulição notavelmente mais elevados que os 
da família do carbono. 
 
RESPOSTAS: 
1) Éter etílico: CH3 – CH2 – O – CH2 – CH3 Butanol: CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – OH 
Éter etílico é apolar e só tem interações do tipo dipolo instantâneo-dipolo induzido. Butanol tem um grupo 
hidroxila e pode interagir por pontes de hidrogênio. Logo, o butanol tem maior ponto de ebulição. 
2) Cl2 – Molécula Apolar; interações por Forças de London. Mas como tem grande volume, as moléculas 
são bastante polarizáveis, o que eleva a Energia de Sublimação. 
CO – Molécula Polar; interações do tipo Dipolo-Dipolo que são moderadamente fortes. Mas as 
moléculas tem pequeno volume e são muito pouco polarizáveis o que contribui para uma baixa Energia de 
Sublimação. 
NH3 – Molécula Polar; interações por Pontes de H. Apesar do pequeno volume das moléculas e da baixa 
polarizabilidade as interações fortes contribuem para uma elevada Energia de Sublimação. 
3) a) HF, HCl, e CH3 – CH2 – OH: são polares, com forças de interação Dipolo-Dipolo (OBS: HF e 
CH3 – CH2 – OH tem Pontes de H). 
 b) CCl4 e CS2: são apolares com forças de interação Dipolo Instantâneo-Dipolo Induzido (Forças de 
London). 
4) a) Família do C: moléculas apolares; Forças de London – Ponto de ebulição aumenta com a 
polarizabilidade 
 Família do N: moléculas polares; Interações Dipolo-Dipolo – Ponto de Ebulição aumenta com a 
polarizabilidade 
b) NH3 tem massa molar pequena e baixa polarizabilidade, mas tem interações Dipolo-Dipolo fortes do 
tipo Pontes de H, o que eleva o Ponto de Ebulição. 
c) Os hidretos da família do C são apolares enquanto os hidretos da família do N são polares. Então, 
quando as massas molares forem próximas e as polarizabilidades semelhantes, os compostos polares 
terão mais alto Ponto de Ebulição. 
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LÍQUIDOS 
 
 
 
 
 
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SOLUÇÕES 
 
 
Características: É uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. A homogeneidade implica que as 
partículas das diferentes espécies presentes (moléculas, átomos ou íons) tenham tamanho molecular igual ou 
inferior a 50 angstrons (5,000x10
-9
 m) e estejam distribuídas ao acaso. 
 As soluções podem existir em qualquer um dos três estados físicos, conforme descrito na Tabela 1: 
 
TABELA 1: Tipos de Soluções 
 
Tipo de Solução Exemplo 
Soluções gasosas 
Gás dissolvido em gás Oxigênio dissolvido em nitrogênio 
Líquido dissolvido em gás Clorofórmio dissolvido em (evaporado em) nitrogênio 
Sólido dissolvido em gás Gelo seco dissolvido em (sublimado em) nitrogênio 
Soluções Líquidas 
Gás dissolvido em líquido Dióxido de carbono dissolvido em água 
Líquido dissolvido em líquido Álcool dissolvido em água 
Sólido dissolvido em líquido Açúcar dissolvido em água 
Soluções Sólidas 
Gás dissolvido em sólido Hidrogênio dissolvido em paládio 
Líquido dissolvido em sólido Mercúrio dissolvido em ouro 
Sólido dissolvido em sólido Cobre dissolvido em níquel (ligas metálicas) 
 
 
Classificação das Soluções: Quando um componente da solução está presente em grande quantidade em relação 
aos outros, ele é denominado solvente, e os demais são denominados solutos. A relação de quantidade entre soluto 
e solvente permite classificar as soluções em diluídas e concentradas. Estes são termos relativos geralmente 
usados para indicar qualitativamente a concentração da solução. Uma classificação mais objetiva é a que segue: 
- Solução Saturada: contém a máxima quantidade possível de soluto dissolvido numa certa quantidade de 
solvente a uma determinada temperatura (e pressão, se for soluto gasoso); se for adicionado mais soluto, o 
solvente não consegue mais dissolve-lo e este precipitará, não fazendo parte da solução, mas ficando em 
equilíbrio com a mesma. 
- Solução Insaturada: contém uma concentração de soluto menor do que a concentração de uma solução 
saturada; se for adicionado mais soluto, o solvente continuará dissolvendo até atingir a saturação. 
- Solução Supersaturada: contém uma concentração maior do que a concentração de uma solução saturada; é 
uma solução instável e se for adicionado mais soluto, este desencadeará a precipitação do excesso de soluto 
relativo à saturação. 
 
Solubilidade: A solubilidade de um soluto em um dado solvente é definida como a concentração daquele soluto 
na solução saturada. A solubilidade depende das propriedades do soluto e do solvente, da temperatura e da pressão 
(solutos gasosos). Formas usuais de expressar solubilidade: 
- massa de soluto (g) / 100 g de solvente 
- massa de soluto (g) / 100 mL de solvente 
- massa de soluto (g) / 100 mL de solução 
A solubilidade de um sólido em água pode aumentarou diminuir com a temperatura, ao passo que a 
solubilidade de gases sempre diminui com o aumento da temperatura. Pode-se ver alguns exemplos na Tabela 2: 
 
TABELA 2: Solubilidade e Temperatura 
 
Soluto Solubilidade em massa de soluto (g) / 100 g de água 
 20 ºC 80 ºC 
Sacarose 204 312 
Carbonato de lítio 1,33 0,85 
 
Solubilidade e Temperatura: Pode-se aplicar o Princípio de Le Chatelier para explicar a influência da 
temperatura, a qual é dependente do calor de dissolução, sobre a solubilidade de uma substância num determinado 
solvente. 
solução saturada excesso de soluto 
 No equilíbrio, a velocidade de dissolução é igual à velocidade de deposição. 
a) Processo de Dissolução Exotérmico: soluto + solvente solução + calor 
- Se T for aumentada (fornecimento de calor), o equilíbrio se desloca no sentido inverso, ou seja, no sentido de 
diminuir a solubilidade 
- Se T for diminuída (retirada de calor), o equilíbrio se desloca no sentido direto, ou seja, no sentido de 
aumentar a solubilidade. 
Exemplo: LiI(s) Li
+
(aq) + I
-
(aq) Hdissolução = - 71 kJ/mol 
b) Processo de Dissolução Endotérmico: soluto + solvente + calor solução 
- Se T for aumentada (fornecimento de calor), o equilíbrio se desloca no sentido direto, ou seja, no sentido de 
aumentar a solubilidade 
- Se T for diminuída (retirada de calor), o equilíbrio se desloca no sentido inverso, ou seja, no sentido de 
diminuir a solubilidade. 
Exemplo: KI(s) K
+
(aq) + I
-
(aq) Hdissolução = + 21 kJ/mol 
 
Solubilidade e Pressão: Pode-se também aplicar o Princípio de Le Chatelier: 
soluto gasoso + solvente solução líquida 
- Se P aumentar, o equilíbrio se desloca no sentido de dissolver mais soluto gasoso e a solubilidade aumenta. 
- Se P diminuir, o equilíbrio se desloca no sentido de dissolver menos soluto gasoso e a solubilidade diminui. 
 
 “A solubilidade de um gás dissolvido em um líquido é proporcional à pressão parcial do gás acima do líquido” 
 
Mecanismo de Dissolução: Quando uma substância se dissolve em outra, partículas de soluto se distribuem no 
solvente e passam a ocupar posições que normalmente são ocupadas por partículas de solvente. Se o soluto for 
sólido, ocorre a destruição da estrutura do sólido quando as partículas do solvente atacam a superfície do retículo 
cristalino removendo partículas de soluto da rede e rodeando-as de forma que as partículas de soluto ficam 
dispersas entre as partículas de solvente. As energias envolvidas nesse processo são: 
a) as partículas de soluto são separadas umas das outras e este processo absorve energia para que as ligações (ou 
interações) soluto/soluto sejam rompidas. Esta energia chama-se Energia Reticular ( Hreticular) 
Hreticular > 0 
b) as partículas de soluto passam a interagir com as partículas do solvente e este processo libera energia chamada 
Energia de Solvatação ( Hsolvatação); quando o solvente for água, chama-se Energia de Hidratação ( Hhidratação). 
Hsolvatação < 0 
c) as partículas de soluto passam a ocupar posições que seriam normalmente ocupadas por partículas do 
solvente, ou seja, as partículas do solvente são afastadas umas das outras para que ocorra a intrusão de 
partículas de soluto. Para romper as interações solvente/solvente é preciso absorver energia a qual chama-se 
Energia de Intrusão ( Hintrusão). 
Hintrusão > 0 
 Logo, a energia envolvida no processo de dissolução ( Hdissolução) é uma combinação de todas essas 
energias: 
Hdissolução = Hreticular + Hsolvatação + Hintrusão 
 (+ ou -) (+) (-) (+) 
 
Se: Hreticular + Hintrusão > Hsolvatação Então: Hdissolução > 0 Processo Endotérmico 
Se: Hreticular + Hintrusão < | Hsolvatação | Então: Hdissolução < 0 Processo Exotérmico 
 
Em resumo, a maior ou menor facilidade com que um determinado soluto dissolve em um determinado 
solvente depende da intensidade das interações soluto/soluto e solvente/solvente (que precisam ser destruídas) e 
das interações soluto/solvente que se estabelecem: 
 
“Quanto mais intensas as forças de atração entre soluto e solvente, maior a solubilidade. Forças de 
atração intensas soluto/soluto e/ou solvente/solvente desfavorecem a solubilidade, mas podem ser compensadas 
por uma interação soluto/solvente intensa”. 
 
Fator Entálpico versus Fator Entrópico: Quando duas substâncias se misturam para formar uma solução, 
ocorre um aumento da desordem microscópica. Logo o Fator Entrópico é favorável à dissolução. 
- Se a mistura de duas substâncias na formação de uma solução implica em queda de energia (processo 
exotérmico), a miscibilidade é grande, pois o Fator Entálpico também será favorável à dissolução. 
- Mas se a mistura de duas substâncias na formação de uma solução implica em aumento de energia 
(processo endotérmico), a miscibilidade depende do balanço das influências do Fator Entrópico favorável e do 
Fator Entálpico desfavorável. 
 
Exemplos de Interações: soluto/soluto, solvente/solvente e soluto/solvente podem ser vistas na Tabela 3. 
 
TABELA 3: Exemplos de Interações 
 
 Interações 
Solvente Soluto solvente/solvente soluto/soluto soluto/solvente Resultado 
H2O NaCl Forte Forte Forte grande solubilidade 
H2O Açúcar Forte Forte Forte grande solubilidade 
CCl4 I2 Fraca Fraca Fraca grande solubilidade 
H2O CCl4 Forte Fraca Fraca insolubilidade 
Hexano CCl4 Fraca Fraca Fraca grande solubilidade 
H2O CH3OH Forte Forte Forte grande solubilidade 
H2O Hexano Forte Fraca Fraca insolubilidade 
H2O Acetona Forte Fraca Forte grande solubilidade 
Hexano Sacarose Fraca Forte Fraca insolubilidade 
 
 Pode-se enunciar a regra geral: “Semelhante dissolve Semelhante”, ou seja: compostos polares são mais 
solúveis em compostos polares e compostos apolares são mais solúveis em compostos apolares. 
 
Expressão de Concentração de Soluções: Como soluções não apresentam composição fixa, não podem ser 
designadas por fórmulas químicas fixas. Ao invés disso, as quantidades relativas do soluto e do solvente são 
especificadas de formas alternativas as quais chamamos de concentração de solução. A concentração pode ser 
expressa de várias maneiras através de Unidades de Concentração: 
 
1) Fração Pondero-Volumétrica: massa de soluto (g) . 
volume de solução (L) 
 
2) Fração Ponderal: massa de soluto (g) . (multiplicando por 100: percentagem em massa de soluto) 
massa de solução (g) 
 
3) Fração Volumétrica:volume de soluto (L) . (multiplicando por 100: percentagem em volume de soluto) 
 volume de solução (L) 
 
4) Fração Molar (xi): nº de mol de cada componente (x1 + x2 + x3 + ..... = 1) 
 nº total de mols 
 
5) Concentração Molar: nº de mol de soluto . (concentração molar = molaridade) 
 volume de solução (L) 
 
6) Concentração Molal (W): nº de mol de soluto . (concentração molal = molalidade) 
 massa de solvente (kg) 
 
7) Regra geral para diluição: C1.V1 = C2 .V2 
 
8) Regra geral para mistura de duas ou mais soluções de mesmo soluto e mesmo solvente: 
 Cmistura = C1.V1 + C2.V2 + ........... 
 V1 + V2 + ....... 
 
 
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EXERCÍCIOS SOBRE SOLUÇÕES 
 
1. Qual a concentração em mol/L de uma solução composta de: 
a. 10 g de glicose (C6H12O6) em 2 litros de solução; 
b. 2 mols de H2SO4 em 1,5 litro de solução. 
 
2. Qual a concentração em mol/L de uma solução quando se misturam 2 g de NaCl em 100 g de água? Qual 
a fração molarde soluto e de solvente nesta solução? (Admitir volume desprezível para o sólido) 
 
3. Calcule a quantidade de soluto necessária para preparar uma solução 0,2 mol/L de glicose (C6H12O6), a 
partir de 300 g de água. (Negligencie o volume ocupado pelo soluto sólido) 
 
4. Calcule o número de litros que podem ser preparados a partir de 300 g de cloreto de sódio, para se obter 
uma solução a 0,2 mol/L. 
 
5. Uma solução de ácido sulfúrico de densidade 1,25 g/mL contém 33% em massa de H2SO4. Calcule sua 
concentração em mol/L, molal e fração molar. 
 
6. Qual a massa de solução contendo 21% em massa de ácido nítrico necessária para preparar 200 mL de 
HNO3 0,5 mol/L? 
 
7. Qual a fração molar do H2SO4 em solução aquosa de 60% em massa? 
 
 8. Quais são a concentração molal e em mol/L de uma solução de etanol, C2H5OH, em água, se a fração 
molar for 0,05 e a densidade 0,997g/mL? 
 
 9. Calcule quantos mL de KMnO4 0,10 mol/L são necessários para reagir completamente com 0,01 mols do 
íon oxalato, segundo a reação: 
2 MnO
-
4(aq) + 5 C2O4
-2
(aq) + 16 H
+
(aq) 2 Mn
+2
(aq) + 10 CO2(g) + 8 H2O 
 
10. Calcule a concentração em mol/L, concentração molal e fração molar de uma solução a 30% em massa de 
NH3 em água, cuja densidade é 0,892 g/cm
3
. 
 
11. A densidade de uma solução 2,5 mol/L de ácido sulfúrico é 1,12 g/mL. Calcule sua concentração molal. 
 
12. Expresse em mol/L e concentração molal a concentração de uma solução de H3PO4 a 5% em massa cuja 
densidade é 1,027 g/mL. 
 
13. Qual o título (fração ponderal) e concentração em g/L de uma solução 0,10 mol/kg de sulfato férrico? 
Densidade da solução: 1,01g/mL. 
 
14. Calcule as frações molares do solvente e do soluto em uma solução 1 mol/kg de cloreto de sódio em água. 
 
15. Tem-se uma solução aquosa 1,0 x 10
-2
 mol/L de uréia (composto não-dissociado). Calcule para 2,0.10
2
 
mL de solução: 
 a) a massa de uréia dissolvida; 
 b) o número de moléculas de uréia dissolvidas. (Massa molar da uréia = 60 g/mol) 
 
16. Em 120 mL de solução aquosa saturada de um sal existem dissolvidos 42 g de soluto. Levando em conta 
que a massa específica dessa solução é 1,35 g/mL, calcule a solubilidade do referido sal, exprimindo-a em 
gramas de soluto por 100 gramas de água. 
 
17. Para preparar uma solução 5,00 mol/L, usamos 1,000 kg de água. Obtemos 1,100 L de solução de 
densidade igual a 1,300 kg/L. Calcule a massa molecular do soluto. 
 
18. Ácido cítrico é um aditivo presente em refrigerantes em quantidades de 0,0025 a 0,15% em massa. 
Supondo solução de densidade 1,0 kg/L, calcule as concentrações de ácido cítrico: 
 a) em g/L, no limite inferior; 
 b) em mol/L, no limite superior. 
 Dado: mol do ácido cítrico = 210 g/mol 
 
19. A solução de peróxido de hidrogênio vendida como alvejante e desinfetante contém 3,0% em massa de 
H2O2 e tem uma densidade de 1,0 g/mL. a) Qual a massa de H2O2 em 1,0 mL dessa solução? b) Qual o 
volume de oxigênio, a 0ºC e 1 atm, que é liberado quando o soluto presente em 1 mL desa solução sofre 
decomposição? A reação é H2O2(aq) H2O(aq) + ½ O2(g). (No rótulo do frasco de peróxido de 
hidrogênio a 3% consta a especificação água oxigenada a 10 volumes. Interprete essa informação.) 
 
20. Um martini, com massa de 150 gramas, contém 30% em massa de álcool. Cerca de 15% desse álcool no 
Martini passa diretamente para a corrente sanguínea que, para um adulto, tem um volume de 
aproximadamente 7 litros. Calcule a concentração de álcool no sangue, em g/mL, para uma pessoa que 
tomou 2 martinis antes do jantar. (Uma concentração de 0,0030 g/mL é frequentemente tomada como 
indicador de intoxicação em um adulto normal). 
 
21. Um litro de solução contém 0,1 mol de cloreto férrico e 0,1 mol de cloreto de amônio. Determine as 
concentrações em mol/L dos íons Fe
3+
, NH4
+
 e Cl
-
. 
 
22. Qual a concentração em mol/L do ácido nítrico que contém 63% de HNO3 em massa e cuja densidade é 
1,42 g/mL ? 
 
23. Qual a concentração em mol/L de uma solução de hidróxido de amônio, cuja densidade é 0,95 g/mL e que 
encerra 12% de NH3 em massa? 
 
24. Qual a concentração em mol/L do ácido sulfúrico quando se dilui 1 litro de solução 2 mol/L para 100 
litros? 
 
25. Que massa de água devemos acrescentar a 1 kg de solução aquosa contendo 25% de NaCl em massa a fim 
de torná-la 10% em massa? 
 
26. Qual a massa de água que devemos acrescentar a 1 kg de solução aquosa 2,5 mol/kg de NaOH para 
transformá-la em solução 1 mol/kg? 
 
27. Juntando-se 500 mL de uma solução 0,4 mol/L e 300 mL de uma solução 0,5 mol/L do mesmo soluto e 
diluindo-se a solução obtida a 1 litro, qual a concentração final em mol/L? 
 
28. 24,5 gramas de ácido ortofosfórico foram dissolvidos em água, até completar 200 mL de solução. A 
seguir esta solução foi diluída a 500 mL. Qual a concentração final da solução em mol/L? 
 
29. Que volume de HCl 0,250 mol/L poderemos obter pela diluição de 50 mL de uma solução de HCl com 
densidade 1,185 g/mL e que apresenta 36,5% de HCl em massa? 
 
30. Deseja-se preparar 9,2 litros de solução 2 mol/L de ácido sulfúrico a partir de uma solução concentrada 
desse ácido que apresenta densidade igual a 1,84 g/mL e que encerra 98% de H2SO4 em massa. Qual o 
volume necessário do ácido sulfúrico concentrado? 
 
31. 150 ml de ácido clorídrico de concentração desconhecida são misturados a 350 mL de ácido clorídrico 2 
mol/L, dando uma solução 2,9 mol/L. Qual a concentração da primeira solução? 
 
32. Deseja-se preparar 2 litros de solução 0,050 mol/L de ácido sulfúrico, dispondo-se de 20 mL de solução 
2,5 mol/L e de 500 mL de solução 1 mol/L. Consumindo-se a totalidade da solução de concentração 2,5 
mol/L, qual o volume a empregar da solução 1 mol/L? 
 
33. Determine a concentração em mol/L de uma solução aquosa de H2SO4 resultante da mistura de 500 mL 
de uma solução aquosa de H2SO4 a 2 mol/L com 1500 mL de solução aquosa do mesmo ácido e de 
concentração 9,8 g/litro. 
 
34. Misturando-se 150 mL de solução 2 mol/L de NaCl com 250 mL de solução 1 mol/L de KCl, perguntam-
se as concentrações em mol/L da solução resultante em relação: 
 a) ao NaCl b) ao KCl c) aos íons presentes em solução 
 
35. 200 mL de NaCl 2,0 mol/L são misturados com 300 mL de Na2SO4 2,5 mol/L. Qual a concentração da 
solução final, em relação aos íons Na
+
, Cl
-
 e SO4
2-
? 
 
36. Juntando-se 300 mL de HCl 0,4 mol/L e 200 mL de NaOH 0,6 mol/L, perguntam-se as concentrações em 
mol/L da solução final com respeito: 
 a) ao ácido b) à base c) ao sal formado 
 
37. Juntando-se 200 mL de H2SO4 0,3 mol/L e 100 mL de KOH 1,2 mol/L, perguntam-se as concentrações 
em mol/L da solução final em relação: 
 a) ao ácido b) à base c) ao sal formado 
 
38. Foram misturados 500 mL de uma solução 0,40 mol/L de Na2SO4 com 500 mL de uma solução 0,20 mol/L 
de CaCl2, verificando-se a formação de um precipitado. Calcule as concentrações dos íons no equilíbrio, 
em solução, e a massa do precipitado. 
 
39. 7,0 gramas de uma amostra de alumínio impuro são tratados por 50 mL de uma solução de ácido 
sulfúrico que apresenta 49 % de H2SO4, em massa e densidade 1,4 g/mL. Terminada a reação, verifica-se 
que todo o ácido foi gasto e que somente as impurezas não reagiram. Qual é a porcentagem em massa de 
alumínio na amostra analisada? 
 
RESPOSTAS: 
 
1. a) 0,028 mol/L b) 1,33 mol/L 21. [Fe3+] = 0,1 mol/L; [NH4
+] = 0,1 mol/L; [Cl-] = 0,4 mol/L 
2. a) 0,34 mol/L b) xs = 0,006 xS = 0,994 22. 14,20 mol/L 
3. 10,8 g 23. 6,7 mol/L 
4. 25,6 L 24. 0,02 mol/L 
5. 4,2 mol/L; 5,07 mol/Kg; xs = 0,08; xS = 0,92 25. 1,5 Kg 
6. 30 g 26. 1,36 Kg 
7. xs = 0,22 xS= 0,78 27. 0,35 mol/L 
8. 2,92 mol/Kg; 2,57 mol/L 28. 0,500 mol/L 
9. 40 mL 29. 2,37 L 
10. 15,70 mol/L; 25,14 mol/Kg; xs = 0,31; xS = 0,69 30. 1,0 L 
11. 2,86 mol/Kg 31. 5,0 mol/L 
12. 0,52 mol/L; 0,54 mol/Kg 32. 50 mL 
13. 0,038; 38,8 g/L 33. 0,58 mol/L 
14. xs = 0,017; xS = 0,983 34. [NaCl] = 0,75 mol/L; [KCl] = 0,625 mol/L; [Na
+] = 0,75 
mol/L; [K+] = 0,625 mol/L; [Cl-] = 1,375 mol/L 
15. a) 0,12 g b) 1,20.1021 moléculas 35. [Na+] = 3,8 mol/L; [Cl-] = 0,80 mol/L; [SO4
2-] = 1,5 
mol/L 
16. 35g/100g de água 36. [HCl] = [NaOH] = 0; [NaCl] = 0,24 mol/L 
17. 78,2 u 37. [H2SO4] = [KOH] = 0; [K2SO4] = 0,20 mol/L 
18. a) 0,025 g/L b) 0,00714 mol/L 38. [Na+] = 0,40 mol/L; [Cl-] = 0,20 mol/L; [SO4
2-] = 0,10 
mol/L; [Ca2+] = zero; massa precipitado = 13,6 g 
19. a) 0,03 g b) 9,9 mL 39. 90 % 
20. 0,002 g/mL 
 
 
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DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA – QUI 01026 
 
PROPRIEDADES COLIGATIVAS 
 
 
 
 
 
 
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DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA - QUI-01026 
 
EXERCÍCIOS SOBRE PROPRIEDADES COLIGATIVAS 
 
 
Solvente Tcongelamento Kc (K . Kg.mol
-1
) Tebulição Ke (K . Kg.mol
-1
) 
Clorofórmio - 63,5ºC 4,68 61,2ºC 3,63 
Água 0ºC 1,86 100ºC 0,51 
Benzeno 5,5ºC 5,12 80,1ºC 2,53 
CCl4 - 23ºC 29,8 76,5ºC 4,95 
 
 
1. Calcular o ponto de congelação de uma solução contendo 600 g de CHCl3 e 42,0 g de eucaliptol, 
C10H8O, substância aromática encontrada nas folhas de eucalipto. 
 
2. Liste as soluções abaixo arroladas em ordem crescente de seus pontos de ebulição e congelação. 
- CaCl2 0,060 molal 
- NaCl 0,15 molal 
- HCl 0,10 molal 
- C12H22O11 0,15 molal 
- Na3PO4 0,080 molal 
- CH3COOH 0,20 molal (grau de ionização = 1,3 %) 
 
3. Calcular a pressão de vapor da solução preparada pela adição de: 
a) 32,5 g de glicerina, C3H8O3, a 120 g de água a 65ºC 
b) 5,00 g de sulfato de sódio, Na2SO4, a 115 g de água a 65ºC 
OBS: pressão de vapor da água a 65ºC = 187,5 torr 
 
4. Uréia, CO(NH2)2, é um produto do metabolismo de proteínas em mamíferos. Qual a pressão 
osmótica de uma solução contendo 1,10 g de uréia em 100 mL de água a 20ºC? 
 
5. A água do mar contém 3,4 g de sais para cada litro de solução. Supondo-se que o soluto é constituído 
inteiramente de NaCl (mais de 90% é, realmente), calcule a pressão osmótica da água do mar a 20ºC. 
 
6. O álcool laurílico é obtido a partir de óleo de coco e é usado para preparar detergentes. Uma solução 
de 5,00 g desse álcool em 100 g de benzeno congela a 4,1ºC. Qual a massa molar do álcool laurílico? 
 
7. O sistema de arrefecimento de um automóvel é preenchido com uma solução contendo iguais 
volumes de água (d = 1 g/mL) e etilenoglicol (HOC2H4OH; d = 1,12 g/mL). Estime os pontos de 
congelação e de ebulição dessa mistura. 
 
8. A adrenalina é o hormônio que desencadeia a liberação de moléculas excedentes de glicose em casos 
de “stress” e emergência. Uma solução de 0,64 g de adrenalina em 36 g de tetracloreto de carbono 
causa uma elevação de 0,49ºC no ponto de ebulição. Qual é a massa molar da adrenalina? 
 
9. A pressão de vapor do bezeno (C6H6) á 25ºC é 93,4 torr. Qual será a pressão de vapor, a 25ºC, de 
uma solução preparada pela dissolução de 56,4 g do soluto não volátil C20H42 em 1000 gramas de 
benzeno? 
 
10. O heptano (C7H16) tem uma pressão de vapor de 791 torr a 100ºC. A mesma temperatura, o octano 
(C8H18) tem uma pressão de vapor de 352 torr. Qual será a pressão de vapor de uma mistura de 25 
gramas de heptano e 35 gramas de octano? 
 
 
11. Quais serão os pontos de congelamento e de ebulição de uma solução aquosa contendo 55 gramas de 
glicerol, C3H5(OH)3, e 250 gramas de água? 
 
12. Quais são a massa molecular e a fórmula molecular de um composto não dissociável, cuja fórmula 
empírica é C4H2N, se 3,84 gramas do composto em 500 gramas de benzeno provocam um 
abaixamento do ponto de congelamento de 0,307ºC? 
 
13. Calcule o ponto de congelamento de uma solução aquosa 0,100 molal de um eletrólito fraco que 
esteja 7,5% dissociado e tenha n = 2. 
 
14. Calcule a pressão osmótica de uma solução aquosa contendo 5,0 gramas de sacarose (C12H22O11) em 
1 litro de água a 25ºC. 
 
15. Uma solução aquosa congela a -2,47ºC. Qual é o seu ponto de ebulição? 
 
16. Qual seria a pressão osmótica de uma solução aquosa 0,010 mol/L de NaCl a 25ºC? 
 
17. Qual a percentagem de ionização de um ácido monoprótico fraco em água se uma solução 0,250 
molal deste ácido tem um ponto de congelamento de - 0,500ºC? 
 
 
RESPOSTAS: 
 
1. – 65,8ºC 
2. ponto de ebulição: C12H22O11 / CaCl2 / HCl / CH3COOH / NaCl / Na3PO4 
 ponto de congelação; Na3PO4 / NaCl / CH3COOH / HCl / CaCl2 / C12H22O11 
3. a) 178,1 torr b) 184,4 torr 
4. 4,40 atm 
5. 2,80 atm 
6. 182,9 g/mol 
7 . -33,6ºC e 109,2ºC 
8. 180 g/mol 
9. 91,7 torr 
10. 546,6 torr 
11. 101,2ºC 
12. massa molecular = 128 u fórmula molecular = C8H4N2 
13. – 0,2ºC 
14. 0,36 atm 
15. 100,7ºC 
16. 0,5 atm 
17. 7,5% 
 
 
 
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DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA - QUI-01026 
 
GASES 
 
 
 
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DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA - QUI-01026 
 
EXERCÍCIOS SOBRE GASES 
 
1. Um manômetro de extremidade aberta foi conectado a um frasco contendo um gás a uma pressão 
desconhecida. O mercúrio no braço aberto para a atmosfera era 65 mm mais alto que na extremidade 
fechada. A pressão atmosférica era de 733 torr. Qual era a pressão do gás no frasco? 
 
2. Um gás ocupa um volume de 350 mL a 740 torr. Qual será seu volume a 900 torr se a temperatura 
permanecer constante? 
 
3. A 25
o
C e 1 atm um gás ocupa um volume de 1,5 L . Que volume ocupará a 100
o
C e l atm? 
 
4. Se um gás, originalmente em um recipiente de 50 ml a uma pressão de 645 torr, é transferido para outro 
recipiente cujo volume é 65 mL, qual será sua nova pressão se: 
 a) não houver variação de temperatura? 
 b) a temperatura do primeiro recipiente for 25
o
C e a do segundo 35
o
C. 
 
5. Um gás ideal com pressão de 650 mm de Hg ocupa um balão de volume desconhecido. Uma certa 
quantidade de gás foi retirada do mesmo e verificou-se que ocupa um volume de 1,52 cm
3
 com pressão de l 
atm. A pressão do gás que permanece no balão é de 600 mm de Hg. Considerando que todas as medidas 
foram executadas à mesma temperatura, calcule o volume do balão. 
 
6. Calcule a pressão em kPa ( kilopascal ) que resultará se 2,5 g de gás XeF4 forem introduzidos em um 
recipiente evacuado de 3,0 dm
3
 e que é conservado a temperatura constante de 80,0
o
C (R = 8,31 
kPa.dm
3
/mol/K ). 
 
7. A densidade de um gás desconhecido é 1,96 g/L nas CNTP. Qual a massa molar desse gás? 
 
8. Uma amostra de 50 mL de gás exerce uma pressão de 450 torr a 35
o
C. Qual é o seu volume nas CNTP? 
 
9. Produz-se um litro de uma mistura de gases a partir de um litro de N2 a 200 torr, um litro de O2
 
 a 500 torr 
e um litro de Ar a 150 torr . Qual é a pressão da mistura? 
 
10. Uma mistura de gases consiste de 56,0 g de N2, 16,0 g de CH4 e 48,0 g de O2. Se a pressão total da 
mistura é 850,0 torr, qual a fração molar e a pressão parcial de cada gás? 
 
11. Uma mistura de N2 e O2 tem um volume de 100 mL a uma temperatura de 50
o
C e a uma pressão de 800 
torr. Ela foi preparada pela adição de 50 mL de O2 a 60
o
C e 400 torr a X mL de N2 a 40
o
C e 400 torr. Qual 
é o volume X ? 
 
12. Um gás é coletado sobre água até a pressão total interna de umfrasco de 100 mL ser de 700 torr a 25
o
C. 
Calcule o volume do gás seco nas CNTP ( Pv da água a 25
o
C é 23,8 torr ). 
 
13. Uma amostra de oxigênio tem um volume de 2,50 dm
3
 sob pressão padrão. Calcule o volume (em dm
3
) 
que essa amostra ocuparia a 50,0 kPa. 
 
14. Uma amostra de oxigênio com volume de 56,0 mL é coletada sobre água a uma temperatura de 20
o
C e 
pressão de 710,0 torr. Determine o volume do gás seco nas CNTP ( Pv da água a 20
o
C é 17,5 torr ). 
 
15. Qual a pressão que resulta quando 2,0 L de hidrogênio nas CNTP são injetados em um recipiente de 2,0 
L que já continha suficiente oxigênio para preenchê-lo completamente nas CNTP. Suponha que a 
temperatura não muda quando os gases se misturam. 
 
16. Uma amostra de 125 mL de O2 foi coletada sobre água a 25
o
C e a uma pressão total de 708 torr. Calcule: 
a) a pressão parcial de oxigênio. b) a fração molar do oxigênio. c) a massa de oxigênio coletado, em gramas. 
17. Uma mistura de O2 e N2 em um vaso de 200 mL exerce uma pressão de 720 torr a 35
o
C. Se existe 0,0020 
mol de N2, calcule: a) a pressão parcial de N2. b) a pressão parcial de O2. c) o número de mols de O2 
presentes 
 
18. Calcule o volume ocupado nas CNTP por (a) 0,20 mol de O2. (b) 12,4 g de Cl2. (c) uma mistura de 0,10 
mol de N2 e 0,050 mol de O2. 
 
19. Calcule a massa de 245 mL de SO2 nas CNTP. 
 
20. Qual é a densidade do butano, C4H10, nas CNTP? 
 
21. Calcule o volume ocupado por 0,234 g de NH3 a 30
o
C e a uma pressão de 0,847 atm. 
 
22. Um bom vácuo, produzido com aparelhos comuns de laboratório, corresponde a 10
-6
 mm de Hg de 
pressão a 25
o
C. Calcule o número de moléculas por cm
3
 nessas condições. 
 
23. Um químico observou o desprendimento de um gás numa reação química e coletou um pouco do 
material para análise. Foi constatado conter 80% de C e 20% de H. Também foi observado que 500 mL do 
gás a 760 torr e 0
0
C apresentavam massa de 0,669 g. a) Qual a fórmula empírica do composto gasoso? b) 
Qual a sua massa molar? c) Qual sua fórmula molecular? 
 
24. Na reação N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g), quantos mililitros de H2 nas CNTP são necessários para produzir 
400 mL de amônia? 
 
25. Oxigênio gasoso gerado na reação 2 KClO3 2KCl + 3 O2 foi coletado sobre água a 30
0
C em um 
vaso de 150 mL, até a pressão total ser de 600 torr. 
a) Quantos gramas de O2 seco foram produzidos? (Pv da água é de 31,8 torr) 
b) Quantos gramas de KClO3 foram consumidos na reação? 
 
26. Ácido nítrico é produzido dissolvendo-se NO2 em água de acordo com a reação 
 3 NO2(g)
 
 + H2O(l) 2 HNO3(l) + NO(g) 
Quantos litros de NO2 a 25
0
C e 770 torr são necessários para produzir 10 g de HNO3? 
 
27. Um gás desconhecido efunde através de um pequeno orifício a uma velocidade de 23 mL por hora. O 
gás hélio, nas mesmas condições, efunde a 92 mL por hora. Qual a massa molar do gás desconhecido ? 
 
28. Compare as velocidades de efusão do hélio e do neônio. Que gás efunde mais rapidamente ? 
 
29. A velocidade de efusão de um gás desconhecido foi determinada como sendo 2,92 vezes maior que a do 
NH3. Qual a massa molar aproximada do gás desconhecido? 
 
30. Se, a uma temperatura particular, a velocidade média das moléculas de CH4 é 1500 km/h, qual é a 
velocidade média das moléculas de CO2 na mesma temperatura? 
 
31. Calcule o volume ocupado por 0,024 g de O2 se este fosse coletado sobre água a 23
0
C e a uma pressão 
total de 740 torr ( Pv da água a 23
0
C é 21.1 torr ). 
 
32. Use a equação de Van der Waals para calcular a pressão, em atm, exercida por 51,0 g de amônea num 
frasco de l0,0 litros a 227
0
C (a = 4,17 atm L
2
.mol
-2
 e b = 0,037 L.mol
-l
). Compare com o comportamento 
ideal. 
 
33. Três gases foram colocados num mesmo recipiente de l0 litros para dar uma pressão total de 800 torr a 
30
0
C. Se a mistura continha 8,0 g de CO2, 6,0g de O2 e uma quantidade desconhecida de N2, calcule (a) o 
número total de mols de gases no recipiente; (b) a pressão parcial de cada gás; (c) a massa de N2 no 
recipiente. 
 
34. Calcule o volume máximo de CO2 a 750 torr e 28
0
C que pode ser produzido reagindo-se 500 mL de CO a 
760 torr e 15
0
C com 500 mL de O2 a 770 torr e 0
0
C. 
 
35. Uma reação importante na produção de fertilizantes nitrogenados é a oxidação da amônia: 
 4 NH3(g) + 5 O2(g) 4 NO(g) + 6 H2O(g). 
Quantos litros de O2, medidos a 25
0
C e 0,895 atm, devem ser usados para produzir 100 litros de NO a 500
0
C 
e 750 torr ? 
 
36. Um recipiente de volume V tem um pequeno orifício na extremidade superior e contém um gás a 27
0
C e 
1 atm. A que temperatura deve se elevar a amostra gasosa para que um terço de seu volume original escape 
pelo orifício? 
 
37. Um gás de volume V1 e pressão P1 sofre uma transformação isobárica de uma temperatura T1 até uma 
temperatura T2 = 3T1. Em seguida, sofre uma compressão isotérmica até o volume V3 = 2V1. Qual a 
relação entre P1 e P3? 
 
38. Um litro de O2 efunde-se através de um pequeno orifício em 20 minutos. Em quanto tempo o metano irá 
se efundir nas mesmas condições? 
 
39. Uma amostra de um líquido desconhecido é colocada num frasco evacuado de massa e volume 
conhecidos, a uma temperatura suficientemente alta para vaporizar todo o líquido. A temperatura é mantida 
constante e a pressão do frasco é medida. O frasco é pesado novamente para determinar a massa do líquido 
desconhecido. Usando os dados abaixo para esse procedimento, calcule a massa molar do líquido 
desconhecido. 
 
massa do frasco vazio 35,364 g 
volume do frasco 35,0 mL 
pressão no frasco 381 torr 
massa do frasco + líquido desconhecido 35,451 g 
temperatura l00,0
0
C 
 
40. Como resultado da reação de 0,350 grama de um metal com um ácido, foram recolhidos 209 mL de 
hidrogênio sobre água a uma temperatura de 20ºC e uma pressão de 104,3 kPa. A pressão de vapor da água a 
essa temperatura é de 2,3 kPa. Calcular a massa do metal que reage com um mol de H
+
. 
 
RESPOSTAS: 
 
1. 798 torr 21. 0,404 L 
2. 287,8 mL 22. 32.109 moléculas/cm3 
3. 1,88 L 23. a) CH3 b) 30 g/mol c) C2H6 
4. a) 496,15 torr b) 512,8 torr 24. 600 mL 
5. 23,1 cm3 25. a) 0,144 g b) 0,368 g 
6. 11,8 kPa 26. 5,8 L 
7. 43,9 g/mol 27. 64 g/mol 
8. 26,24 mL 28. vHe = 2,23 vNe 
9. 850 torr 29. 2 g/mol 
10. xN2 = 0,444; xCH4 = 0,222; xO2 = 0,333 
 PN2 = 377 torr; PCH4 = 189 torr; PO2 = 283 torr 
30. 904 Km/h 
11. 146,8 ml 31. 19,2 mL 
12. 81,5 mL 32. 12,1 atm 
13. 5,07 dm3 33. a) 0,424 mols b) PCO2 = 343 torr; PN2 = 102 torr; PO2 = 
355 torr c) 1,52 g 
14. 47,5 mL 34. 0,53 L 
15. 2,0 atm 35. 53,13 L 
16. a) 684,2 torr b) 0,966 c) 0,147 g 36. 400 K 
17. a) 192,2 torr b) 528 torr c) 0,0055 mols 37. P3 = 3 P1/2 
18. a) 4,48 L b) 3,92 L c) 3,36 L 38. 14,14 min 
19. 0,700 g 39. 152 g/mol 
20. 2,59 g/L 40. 20 g 
 
 
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DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA - QUI – 01026 
 
EXERCÍCIOS SOBRE CINÉTICA QUÍMICA 
 
 Q U E S T I O N Á R I O 
 
1 - Qual é o objetivo da Cinética Química? 
 
2 - Como se define velocidade média e velocidade instantânea de consumo de reatantes ou formação de 
produtos? 
 
3 - Quais as unidades mais comuns de velocidade de reação? 
 
4 - Como se relacionam matematicamente as diversas velocidades de formação e consumo numa reação 
genérica do tipo aA + bB cC + dD ? 
 
5 - Como se expressa a influência da concentração das espécies na velocidade de uma reação? 
 
6 - Que é ordem de reação? De que maneiraé determinada? 
 
7 - Que é constante de velocidade? 
 
8 - A seguir são arroladas algumas reações e suas respectivas equações de velocidade. Diga qual é a ordem 
das reações, argumentando a resposta. 
 
 REAÇÃO LEI DE VELOCIDADE ORDEM 
 
HI(g) 1/2 H2(g) + 1/2 I2(g) v = k.[HI]
2
 ...................... 
 
IO3
- 
 + 2 Br
- 
 + 2 H
+
 IO2
-
 + Br2 + H2O v = k.[IO3
-
].[Br
-
].[H
+
] ...................... 
 
CH3CHO(g) CH4(g) + CO(g) v = k.[CH3CHO]
3/2
 ......................
 
9 - Que são reações elementares? 
 
10 - Que é mecanismo de reação? 
 
11 - Em que se baseia a teoria das colisões para explicar a velocidade das reações químicas? 
 
12 - Outra teoria que tenta explicar a velocidade das reações é a “Teoria Absoluta” ou “Teoria do estado de 
transição “ e é a que apresenta melhor concordância entre as previsões teóricas e os resultados obtidos 
experimentalmente. Em que se baseia essa teoria? Que tipos de reações apresentam maior adequação entre 
teoria e experimentação? 
 
13 - Proponha um gráfico de energia potencial x coordenada de reação para um processo exotérmico 
genérico, com formação de complexo ativado. 
 
14 - Como se define catalisador? 
 
15 - Quais os tipos de catálise? Como age o catalisador em cada caso? 
 
 
 
 E X E R C Í C I O S 
 
1. Considere a combustão do metano: CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(g) 
 Se a concentração de metano decresce à razão de 0,40 mol/L/s, quais são as velocidades de formação 
de CO2 e H2O? 
 
 
2. Na presença de solução ácida de fenol, o íon iodato reduz-se a iodito pela ação do brometo, de acordo 
com a equação: IO3
-
 + 2 Br
-
 + 2 H
+
 IO2
-
 + Br2 + H2O. 
 A 35ºC, com concentrações iniciais de iodato e brometo respectivamente iguais a 5,00.10
-3
 mol/L e 
1,00.10
-2
 mol/L , observou-se que, após transcorridos 12,8 minutos de reação, a concentração de iodato 
baixou para 4,23.10
-3
 mol/L. Calcule: 
 a) a velocidade de consumo de iodato. 
 b) a velocidade de consumo de brometo. 
 c) a velocidade de formação de iodito. 
 
 
3. A reação 2 NO(g) + Cl2(g) 2 NOCl(g) é efetuada em recipiente fechado. Se a pressão parcial de NO 
decresce à taxa de 30 torr/min, qual a taxa de variação da pressão total do sistema? 
 
 
4. Para a reação NO(g) + 1/2 Br2(g) NOBr(g) é proposto o seguinte mecanismo: 
 (1) NO(g) + Br2(g) NOBr2(g) (equilíbrio rápido) 
 
 (2) NOBr2(g) + NO(g) 2 NOBr(g) (lento) 
 A partir da informação determine a ordem da reação. 
 
 
5. O seguinte mecanismo foi proposto para a reação em fase gasosa entre clorofórmio e cloro: 
 k1 
 (1) Cl2(g) 2Cl(g) (rápido) 
 k-1 
 k2 
 (2) Cl(g) + CHCl3(g) HCl(g) + CCl3(g) (lento) 
 k3 
 (3) Cl(g) + CCl3(g) CCl4(g) (rápido) 
 
5.1 - Qual é a reação total que descreve o processo? 
5.2 - Quais são as substâncias intermediárias no mecanismo proposto? 
5.3 - Qual a lei de velocidade proposta pelo mecanismo ? Qual a ordem global? 
 
 
6. Obter a ordem das reações abaixo discriminadas, usando a tabela de dados cinéticos correspondente. 
 
6.1 - Reação: NO(g) + H2(g) 1/2 N2(g) + H2O(g) 
 
Experiência P inicial de NO 
(torr) 
P inicial de H2 
(torr) 
velocidade inicial 
(torr/min) 
1 120 20 20 
2 120 40 40 
3 20 120 3 
4 40 120 12 
 
 
6.2 - Reação: CH3Cl(g) + H2O(g) CH3OH(g) + HCl(g) 
 
medida [CH3Cl], mol/L [H2O], mol/L velocidade inicial 
mol/L.s 
1 0,500 0,500 22,700 
2 0,750 0,500 34,050 
3 0,500 0,750 51,075 
4 0,500 0,250 5,675 
5 0,750 0,125 2,128 
 
6.2.1 - Qual é a lei de velocidade? 
6.2.2 - Qual é a ordem da reação? 
6.2.3 - Qual o valor da constante de velocidade? 
 
 
6.3 - Reação: C2H4(g) + O3(g) 2 CH2O(g) + 1/2 O2(g) 
 
medida [O3]inicial [C2H4]inicial velocidade inicialde 
aparecimento de CH2O 
mol/L.s 
1 0,50.10-7 1,0.10-8 1,0.10-12 
2 1,5.10-7 1,0.10-8 3,0.10-12 
3 1,0.10-7 2,0.10-8 4,0.10-12 
 
 
7. Considere a reação do peroxidissulfato com iodeto em solução aquosa e os dados na tabela a seguir: 
 
S2O8
2-
(aq) + 3 I
-
(aq) 2 SO4
2-
(aq) + I3
-
(aq) 
 
Experiência [S2O8
2-], mol/L [I-], mol/L - [S2O8
2-] / t, mol/L.s 
1 0,038 0,060 1,4.10-5 
2 0,076 0,060 2,8.10-5 
3 0,076 0,030 1,4.10-5 
 
 a) Qual é a expressão da lei de velocidade? Explique! 
 b) Qual o valor da constante de velocidade? 
 c) Qual é a velocidade de consumo de S2O8
- -
 quando as concentrações instantâneas de S2O8
- -
 e I
-
 são 
respectivamente 0,025 mol/L e 0,100 mol/L? 
 
 
8. Para a reação BF3(g) + NH3(g) F3BNH3(g) a tabela de dados cinéticos correspondente é: 
 
Experiência [BF3], mol/L [NH3], mol/L velocidade inicial 
mol/L.s 
1 0,2500 0,2500 0,2130 
2 0,2500 0,1250 0,1065 
3 0,2000 0,1000 0,0682 
4 0,3500 0,1000 0,1193 
5 0,1750 0,1000 0,0596 
 
 a) Qual é a expressão da lei da velocidade? Explique! 
 b) Qual é o valor da constante de velocidade? 
 
 
 
9. A decomposição do N2O5, de acordo com a reação abaixo, segue uma cinética de primeira ordem com k = 
5,2.10
-3
 s
-1
. Partindo-se de uma concentração inicial de 0,040 mol/L, calcule a concentração de N2O5 após 10 
minutos do início da reação. 
 
 2 N2O5(g) 4 NO2(g) + O2(g) 
 
 
10. A constante de velocidade da reação: 
 
 O(g) + N2(g) NO(g) + N(g) 
 
que ocorre na estratosfera é 9,7.10
10
 L/mol.s a 800ºC. A energia de ativação da reação é 315 kJ/mol. 
Determine a constante de velocidade a 700ºC. 
 
 
11. A velocidade de hidrólise bacteriana de músculo de peixe é duas vezes maior a 2,2ºC do que a -1,1ºC. 
Estime a Energia de ativação para a reação. 
 
 
12. A ocorrência natural do isótopo 14 do carbono na matéria viva é da ordem de 1,1x10
-13
 mol%. A análise 
radioquímica de um objeto recolhido de uma escavação arqueológica mostrou um conteúdo de C
14
 da ordem 
de 0,89x10
-14
 mol%. Calcule a idade do objeto. (dado adicional: t1/2 do C
14
 é 5720 anos) 
 
 
13. Uma certa reação de primeira ordem está 34,5% completa após 4,9 minutos do seu início. Qual o valor da 
constante de velocidade dessa reação? 
 
 
14. Se um ser humano ingere ácido diclorofenoxiacético, um herbicida muito comum, a eliminação na urina 
poderia, virtualmente, ser considerada uma reação de primeira ordem, com uma meia vida de 220 horas. 
Quanto tempo será necessário para que uma certa quantidade desse composto se reduza a 20% do valor 
original ingerido? 
 
 
15. A 1000ºC o ciclopropano, um composto orgânico, reage de acordo com a equação química abaixo 
mostrada: 
 
CH2
H2C CH2
H2C=CH-CH3
 
 Essa é uma reação de primeira ordem com meia vida de 7,5x10
-2
 segundos. Calcule o tempo 
necessário para que 90% de uma certa quantidade de cicloproano seja consumido nessas condições. 
 
 
RESPOSTAS: 
 
1. Respectivamente 0,40 mol/L e 0,80 mol/L 
2. a) 6,01.10-5 mol/L.min b) 1,20.10-4 mol/L.min c) 6,01.10-5 mol/L.min 
3. “ – 15 torr/min” 4. terceira ordem; v = k.[NO]2.[Br2] 
5. v = k2(k1/k-1)
1/2.[CHCl3].[Cl2]
1/2; ordem 3/2 6.1. terceiraordem 
6.2.1. v = k[CH3Cl].[H2O]
2 6.2.2. terceira ordem 6.2.3. 181,6 (L/mol)2 / s 
6.3. Segunda ordem (primeira ordem para O3 e primeira ordem para C2H4) 
7. a) v = k.[S2O8
2-].[I-] b) k = 6,1.10-3 L/mol.s c) 1,5.10-5 mol/L.s 
8. a) v = k.[BF3].[NH3] b) 3,41 L/mol.s 9. 0,0018 mol/L 10. 2,5.10
9 L/mol.s 
11. Ea = 1,3.105 joules/mol 12. 2,1.104 anos 13. 0,086 min-1 14. 511 h (21 dias e 7 h) 15. 0,25 s 
 
 
UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA – QUI 01026 
 
INTRODUÇÃO À TERMODINÂMICA 
 
INTRODUÇÃO: 
 
- Termodinâmica: investiga a espontaneidade de um processo. 
- Cinética: investiga a velocidade de um processo. 
Ambos os fatores deverão ser favoráveis para que uma transformação seja observada. 
 
Exemplo: 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) 
 
- possível termodinamicamente Processo não observado 
- extremamente lento em temperatura ambiente 
 
A Termodinâmica: 
- diz respeito basicamente às trocas de energia que acompanham os processos químicos e físicos. 
- prediz se uma transformação é possível (espontânea) ou impossível (não espontânea) em determinadas condições. 
- considera a matéria como um todo, não se preocupando com sua estrutura molecular. 
- não se preocupa com o mecanismo da transformação e nem com o tempo da transformação. 
- se preocupa com aspectos macroscópicos como: pressão, volume, temperatura, concentração, energia e inter-
relação de energia. 
 
CONCEITOS BÁSICOS: 
 
Sistema: porção particular do universo cujas propriedades se deseja estudar. 
- Sistema Isolado: não troca matéria nem energia com a vizinhança; não varia de volume. 
- Sistema Fechado: pode trocar energia com a vizinhança e variar de volume, mas não troca matéria. 
- Sistema Aberto: pode trocar matéria e energia com a vizinhança. 
Vizinhança: todas as demais partes do universo que não fazem parte do sistema. 
Estado: situação de equilíbrio em que as propriedades macroscópicas do sistema como: temperatura, pressão, 
densidade, composição química, pressão, volume, estado físico (s, l ou g, ou forma cristalina) são bem 
definidas e não se alteram, com o tempo. 
Funções de Estado: é uma propriedade do sistema caracterizada por um valor numérico bem definido para cada 
Estado e independente da maneira pela qual o Estado é alcançado. P, T e V são Funções de Estado e outras 
Funções de Estado importantes para a Termodinâmica são: E, H, S e G. 
Propriedades importantes das Funções de Estado: são duas as propriedades fundamentais: 
- quando um sistema sofre uma transformação, as alterações das Funções de Estado somente dependem do 
Estado inicial e do Estado final, ou seja, não dependem do caminho da transformação. 
- as Funções de Estado são inter-relacionadas; atribuindo-se valores para algumas, pode-se definir os 
valores de outras. Exemplo: PV = nRT 
Propriedades Intensivas: P, T, densidade, fração molar, etc; não dependem da quantidade ou tamanho do sistema. 
Em sistemas Homogêneos, as propriedades intensivas são idênticas em toda a extensão do sistema; em 
sistemas heterogêneos estas propriedades variam em diferentes partes do sistema). 
Propriedades Extensivas: V, energia, número de mols, massa, etc; dependem do tamanho do sistema. 
 
TRANSFORMAÇÕES TERMODINÂMICAS: 
 
Transformação Reversível: Transformação que pode ir de um Estado A para um Estado B e voltar do Estado B 
para o Estado A pelo mesmo caminho. Nestas transformações, as Funções de Estado de um sistema nunca 
diferem entre si mais do que uma quantidade infinitesimal. Estes processos são algumas vezes denominados 
de “processos quase estáticos” pois são infinitamente lentos. 
Transformação Irreversível: Todas as transformações que não se enquadram nas características anteriores. 
Ocorrem em uma velocidade finita. Não é possível retornar a um Estado inicial pelo mesmo caminho. 
 
“A direção de um Processo Reversível pode ser alterada a qualquer momento, simplesmente fazendo-se uma 
modificação infinitesimal na vizinhança. Um Processo Irreversível para ser invertido requer uma modificação 
drástica na vizinhança.” 
CALOR, TRABALHO E 1º PRIMEIRO PRINCÍPIO DA TERMODINÂMICA: 
 
A Termodinâmica distingue dois tipos de Energia: 
Calor: representado pelo símbolo ”q”, fluxo de energia que resulta de diferença de temperatura entre sistema e 
vizinhança 
Trabalho: qualquer outro tipo de energia diferente de calor; representado pelo símbolo “w” (exemplo: trabalho 
mecânico - expansão de um gás, trabalho elétrico – fornecido por uma bateria, etc) 
 
“O trabalho mecânico relacionado com a expansão ou compressão de um gás, é o mais comum em 
laboratório de química: gás pode ser produzido ou consumido em reação química e a pressão externa é a pressão 
atmosférica.” 
 
“O calor pode fluir para um sistema aumentando sua T ou pode deixar o sistema baixando sua T. Um gás 
pode se expandir e realizar trabalho sobre a vizinhança (empurra a atmosfera) ou pode ser comprimido, quando a 
vizinhança realiza trabalho sobre o sistema.” 
 
Convenção de sinais para Calor e Trabalho: 
 
Calor (q): - sinal (+) quando o sistema absorve energia sob forma de calor 
- sinal (-) quando o sistema libera energia sob forma de calor 
Trabalho (w): - sinal (+) quando o sistema ganha energia sob forma de trabalho (compressão de um gás). 
 - sinal (-) quando o sistema perde energia sob forma de trabalho (expansão de um gás) 
 
1º Princípio da Termodinâmica: “Em qualquer processo a variação total de energia do sistema, E, é igual à 
soma do calor absorvido, q, e do trabalho, w, realizado sobre o sistema, ou seja, a Energia não é criada nem 
destruída, é conservada.” 
 
Matematicamente: E = q + w (na convenção antiga seria: E = q – w) 
 
“A Energia Interna (E), que é Função de Estado, representa a soma de todas as energias contidas no 
sistema como conseqüência de energia cinética de seus átomos, íons ou moléculas, acrescida da energia potencial 
que se origina das forças de ligação entre as partículas que formam o sistema.” 
 
Como medir E ? 
 
Se: E = q + w 
Se a reação é executada a V constante, então w = 0 e E = q = qv 
Logo: E = qv, que significa calor trocado com a vizinhança em condições de volume constante. 
 
ENTALPIA (H) – UMA NOVA FUNÇÃO DE ESTADO: 
 
Em laboratório, as reações são comumente realizadas em condições de pressão constante, e não em 
condições de volume constante. Nestas condições, o calor medido não é qv e, portanto, não é U. 
 
Então define-se: H = U + P.V 
 
Logo: H = U + (PV) 
Substituindo: H = q + w + (PV) Mas: w = -P V 
 Se: P = constante, então (PV) = P V 
Resta: H = q + (-P V) + P V = q 
Logo: H = qp, que significa calor trocado com a vizinhança em condições de pressão constante. 
 
Sólidos e Líquidos: 
 (PV) ~ zero e H ~ U 
 
Gases: 
 (PV) = (nRT) 
Para gases ideais a T constante, (nRT) = n. RT 
 
Então: H = U + n. RT, para processos a T constante. 
UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
QUÍMICA GERAL E INORGÂNIC - QUI-01026 
TABELA DE TERMODINÂMICA QUÍMICA 
 
ENTALPIA PADRÃO DE FORMAÇÃO A 25
O
C ( Hf
o
 em kJ/mol)) ENTROPIA ABSOLUTA PADRÃO A 25
O
C (S
o
 em J/mol)) 
Elementos e Compostos Inorgânicos Elementos e Compostos Inorgânicos 
O3(g) 142,12 CO(g) -110,42 O2(g) 204,83 NO(g) 210,42 AgCl(s) 96,01 
H2O(g) -241,60 CO2(g) -393,14 O3(g) 237,42 NO2(g) 240,22 Fe(s) 27,13 
H2O(l) -285,57 PbO(s) -219,45 H2(g) 130,46 NH3(g) 192,32 Fe2O3(s) 89,87 
HCl (g) -92,22 PbO2(s) -276,38 H2O(g) 188,54 HNO3(l) 155,45 Fe3O4(s) 146,30 
Br2(g) 30,68 PbSO4(s) -917,51 H2O(l) 69,87