Estudo de Dispersões e Soluções

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1.1. Dispersões 
 
 Uma dispersão consiste num sistema no qual uma substância (disperso) 
encontra-se disseminada, na forma de pequenas partículas no interior de outra 
(dispersante) 
 Dependendo do tamanho da partícula que constitui o disperso, a dispersão 
assume características diversas, sendo classificada em três tipos : soluções, 
colóides e suspensões. 
 A classificação acima é feita de acordo com o diâmetro médio das 
partículas dos disperso: 
 
Tipo de dispersão Tamanho da partícula dispersa 
Solução verdadeira entre 0 e 10-9 m (1 nanometro) 
Colóide entre 10-9 e 10-6 m (1 à 103 nanometro) 
Suspensão acima de 10-6 m (acima de 103 nanometro) 
 
 Como características gerais dos três tipos de dispersões podemos 
mencionar que: 
 
a) soluções verdadeiras ou soluções: 
- o disperso (soluto) é constituído de átomos, íons ou pequenas 
moléculas; 
- pelas reduzidas dimensões do disperso (soluto), as soluções 
verdadeiras sempre serão sistemas homogêneos, sendo que as 
partículas não são visíveis mesmo com equipamentos óticos de alta 
resolução e ampliação; 
- não há sedimentação das partículas e não é possível a sua 
separação por nenhum tipo de filtro; 
Exemplos: 
- sacarose em água, NaCl em água, etanol em água, atmosfera 
(isenta de poeira), etc. 
 
b) colóides: 
- o disperso é constituído por aglomerados de átomos, moléculas ou 
íons ou, até mesmo, por macromoléculas; 
- as partículas do disperso são visualizáveis em equipamentos óticos 
(microscópios) de alta resolução (ampliação); 
- as partículas podem ser separadas por ultracentrifugação (elevado 
número de RPM) ou por ultrafiltração (filtros cujo diâmetro do poro é 
bastante reduzido); 
Exemplos: leite, gelatina em água, fumaças em geral, neblina, etc. 
1. ESTUDO DOS SISTEMAS DISPERSOS 
 2 
 
c) suspensões: 
- o disperso é constituído de grandes aglomerados de átomos ou 
moléculas; 
- as partículas do disperso são visíveis em microscópio comum, 
constituindo-se em sistemas heterogêneos; 
- as partículas do disperso sedimenta-se por ação da gravidade ou em 
centrífugas comuns podendo, também, ser separadas por filtros 
comuns de laboratório; 
Exemplos: poeira no ar. 
 
 
1.2. Estudo das Soluções verdadeiras ou Soluções 
 
 Dentre os sistemas dispersos, as soluções verdadeiras ou simplesmente 
soluções são extremamente importantes no cotidiano do química, pois nas 
atividades mais comuns de laboratório (análises, sínteses, separações, 
formulação de produtos, etc) o químico trabalha com soluções que, em geral, são 
aquosas. 
 
 1.2.1. Formação de Soluções 
 
 Quando uma solução é formada ocorre uma disseminação espontânea de 
uma substância no interior de outra, originando um sistema mais entrópico 
(desorganizado) que as substâncias originais. 
 
 
 substância A substância B mistura A + B (solução) 
 
 
 X X X X X X Y Y Y Y Y Y X Y X Y X Y X Y X Y X Y 
 
 X X X X X X Y Y Y Y Y Y X Y X Y X Y X Y X Y X Y 
 
 X X X X X X Y Y Y Y Y Y X Y X Y X Y X Y X Y X Y 
 
 
 parede de separação removendo a parede 
 
 A força “motriz” para esse processo de mistura é a tendência espontânea 
para um estado de maior desordem molecular (maior entropia). 
 
 Para que ocorra o processo da dissolução é necessário que as partículas 
do soluto e do solvente apresentem atrações entre si decorrentes de forças de 
natureza eletrostática. 
 
 Em geral as forças atrativas dependem do tipo de soluto e solvente. 
 3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Se a cadeia carbônica aumenta, diminui a polaridade da molécula do álcool 
e, com isso, a sua solubilidade em água, por concorrência de forças Van Der 
Waals dipolo induzido – dipolo induzido. 
- metanol, etanol e propanol ⇒ altamente solúveis em água; 
- butanol ⇒ solubilidade 0,12 mols/100 g de água; 
- pentanol ⇒ solubilidade 0,031 mols/100 g de água. 
Esse mesmo tipo de interação irá ocorrer naquelas moléculas que 
apresentam grupos hidroxila ou amina (O – H ou N – H), como é o caso dos 
álcoois de pequena cadeia carbônica, ácidos carboxílicos, aminas e amidas. Nos 
glicídios (glicose, frutose, sacarose,...) a presença dos diversos grupos hidroxila 
ao longo da cadeia carbônica desses compostos também justifica a sua grande 
solubilidade em água. Com exceção dos ácidos carboxílicos, nas demais 
substâncias ocorre apenas o processo de dissolução, sem ionização. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 O fenômeno é, portanto, 
explicado pela hidratação sofrida 
pelas extremidades polarizadas 
da molécula. 
 
 A extremidade negativa da 
molécula da água (localizada no 
átomo de oxigênio) direciona-se 
para a região de densidade 
positiva da molécula polar e as 
extremidades de carga positiva 
(localizadas nos átomos de 
hidrogênio) direcionam-se para a 
região de densidade negativa. 
 
 Assim quando dissolvemos 
etanol (C2H5 – OH) em água, em 
virtude da presença do grupo O–H 
na água e no etanol a força 
atrativa entre essas moléculas é a 
Ponte de Hidrogênio ou Ligação 
de Hidrogênio. 
 
 
 4 
Quando dissolvemos um cristal de NaCl em água, além do processo da 
dissolução ocorre a dissociação iônica do soluto, sendo que os íons originados 
apresentam-se, na solução, “engaiolados” por moléculas do solvente (hidratação 
ou solvatação), unidos por forças atrativas do tipo íon – dipolo. 
 Os compostos iônicos se dissolvem na água quando as forças de atração 
entre os dipolos da H2O e os íons são maiores que as forças de atração entre os 
íons no cristal. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 A orientação espacial das moléculas de solvatação é definida para um 
determinado tipo de íon. 
 Por exemplo: 
- o íon Na+ hidrata-se com seis moléculas de água, o mesmo 
ocorrendo para o íon Cl-; 
- o íon Al+3 hidrata-se com oito moléculas de água. 
 
Nas soluções de solutos apolares em solventes polares, como é o caso de 
gases (O2, CO2, etc...) justifica-se a solubilidade a partir de interações de Van Der 
Waals do tipo dipolo permanente – dipolo induzido. Nesse caso temperatura e 
pressão são fatores que concorrem significativamente para explicar a sulubilidade 
de um gás apolar na água, o que, até certo ponto, contradiz a regra de 
solubilidade de que “semelhante dissolve semelhante”. 
 
Nas bordas e 
quinas do cristal as forças 
atrativas entre os íons são 
menos intensas, 
favorecendo a interação 
com as moléculas do 
solvente. 
Conforme as 
moléculas de água vão 
retirando os íons do 
cristal, novos íons são 
expostos e o processo 
continua, dissolvendo o 
cristal iônico. A camada de 
moléculas orientadas que 
cercam um íon ajuda a 
neutralizar a carga do 
mesmo e serve para 
impedir os íons de carga 
oposta a se atraírem, 
formando uma espécie de 
blindagem. 
 
 
 5 
1.2.2. Classificação das Soluções 
 
 As soluções podem ser classificadas segundo os critérios: 
 
a) quanto ao estado físico: 
 - sólidas: ligas metálicas (aço = Fe, C, Mn; latão = Cu e Zn; bronze = Cu e 
Sn,..), medicamentos (comprimidos),... 
 - líquidas: bebidas não gaseificados, bebidas alcoólicas, água mineral sem 
gás, soro fisiológico,... 
 - gasosas: ar (isento de poeira), GLP (vazado),.. 
 
 *** misturas gasosas sempre são homogênas !!! 
 
 b) quanto à natureza do soluto: 
 - moleculares: as partículas do soluto são moléculas.H2O 
 ex.: C12H22O11(sólida) →→→→ C12H22O11(aquosa) 
 
 - iônicas: as partículas do soluto são íons. 
 H2O 
 ex.: NaCl (sólido) →→→→ Na+(aquoso) + Cl-(aquoso) 
 
 c) quanto ao Coeficiente de Solubilidade (C.S.): 
 
*** O Coeficiente de Solubilidade representa a maior massa que pode ser 
dissolvida em certa quantidade padrão de um solvente, em determinada temperatura. 
 
 ex.: NaCl = 35,7 gramas/100 gramas de H2O à 00C. 
 
 CaSO4 = 0,2 gramas/100 gramas de H2O à 00 C. 
 
 AgNO3 = 122 gramas/100 gramas de H2O à 00 C. 
 
 O Coeficiente de Solubilidade varia com a temperatura e, no caso de 
substâncias gasosas, varia com a pressão. A influência da temperatura sobre a 
solubilidade varia de uma substância para outra. As curvas de solubilidade são 
obtidas experimentalmente. 
 No caso de um gás a solubilidade é inversamente proporcional ao aumento da 
temperatura, isto é, diminui a solubilidade com o aumento da temperatura e 
diretamente proporcional à pressão. 
 Por esse motivo os peixes, nos dias quentes de verão preferem permanecer 
na sombra, sob as pedras e em locais mais profundos. 
 
 A influência na pressão é evidenciada pela Lei de Henry: 
 
C = k . P 
 
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onde: 
- C é a concentração de gás dissolvido; 
- k é uma constante de proporcionalidade; 
- P é a pressão exercida sobre o sistema. 
 
O gráfico a seguir mostra, para solutos sólidos, a influência da temperatura na 
solubilidade. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Quanto ao C. S. as soluções podem ser: 
 - insaturadas: a quantidade de soluto dissolvido é inferior ao C.S. 
 ex.: 3,0 gramas de NaCl/100 gramas de H2O à 00C. 
 - saturadas: a quantidade de soluto dissolvido é igual ao C. S. 
 ex.: 35,7 gramas de NaCl/100 gramas de H2O à 00 C. 
 - super-saturadas: são soluções obtidas por técnicas especiais, nas quais a 
quantidade de soluto dissolvido é superior ao C. S. 
 No preparo de tais soluções aquece-se a solução na qual haja corpo de fundo 
do soluto até uma temperatura na qual ocorra total dissolução, resfriando-se, após, 
de forma gradativa, até alcançar a temperatura de referência com o excesso de 
soluto dissolvido. 
 Estas soluções são muito instáveis, podendo o excesso de soluto precipitar 
(sedimentar) por agitação mecânica, choque brusco de temperatura ou adição de um 
“germen de cristalização”. 
 
 
 
 
 Para a maior 
parte dos sais a 
solubilidade aumenta 
com o aumento da 
temperatura, com 
exceção do Ce2(SO4)3. 
 De todos os 
sais representados no 
diagrama ao lado o 
NaCl é aquele que a 
variação de 
temperatura exerce a 
menor influência na 
solubilidade e o KNO2 
e CaCl2 aqueles sais 
cuja solubilidade é 
mais fortemente 
influenciada pela 
variação de 
 7 
 1.2.3. Preparação de soluções 
 
 Na atividade de laboratório, seja em nível acadêmico ou na própria 
indústria, as substâncias são utilizadas, de modo geral, na forma de soluções. 
 Numa solução, além da proporção entre a quantidade de soluto e de 
solução (ou solvente), expressa na forma de uma “concentração” , é indispensável 
que se conheçam características específicas de cada soluto, na preparação 
adequada dessa solução. 
 Dependendo da utilização da solução as mesmas devem ser consideradas 
segundo duas características básicas: 
a) soluções padrão: usadas para fins analíticos contendo uma quantidade 
exatamente conhecida de um reagente qualquer, na unidade de volume. 
Essa concentração é expressa com exatidão (quatro decimais) 
 
ex.: 0,1538 g/L (massa/volume) 
 0,8543 mol/L (número de mols/volume) 
 
b) soluções não padronizadas: usadas para fins não analíticos sendo 
sua concentração aproximada. Não é requerida a mesma exatidão, com 
relação às soluções padronizadas (um ou dois decimais) 
ex.: 0,5 g/L (massa/volume) 
 1,0 mol/L (número de mols/volume) 
 
 O título das soluções padrão deve ser conhecido com grande exatidão. O 
grau de exatidão requerido é maior do que o correspondente aos trabalhos 
analíticos mais comuns. Assim sendo é desejável que o título das soluções padrão 
possa ser determinado com um erro inferior a 0,1 %. Maiores detalhes serão 
tratados nas disciplinas de Química Analítica Quantitativa. 
 A preparação de uma solução padrão requer, direta ou indiretamente, o uso 
de um reagente quimicamente puro e com composição perfeitamente definida. Os 
reagentes com semelhantes características são denominados, comumente, 
padrões primários. São os seguintes os requisitos principais exigidos de um 
padrão primário: 
a) a substância deve ser de fácil obtenção, purificação, dessecação e 
conservação; 
b) não pode ser volátil; 
c) as impurezas devem ser facilmente identificáveis com ensaios 
qualitativos de sensibilidade conhecida; 
d) a substância não deve ser higroscópica (absorver umidade do ambiente) 
ou eflorescente; 
e) deve ser bastante solúvel. 
 
O número de padrões primários é relativamente limitado. São exemplos: 
carbonato de cálcio, tetraborato de sódio, ácido benzóico, cloreto de sódio (após 
dessecação a peso constante), nitrato de prata, tiocianato de potássio, ácido 
oxálico, oxalato de sódio e dicromato de potássio. 
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 Quando o reagente com que se tem de preparar a solução é um padrão 
primário, recorre-se a técnica direta que consiste na pesagem, em balança 
analítica, da massa que se requer da substância, dissolução e diluição a um 
volume conhecido em balão volumétrico aferido. No rótulo deverá constar a 
espécie química, seu título, a data de praparação e seu preparador, conforme 
modelo. 
 Embora o Sistema Internacional de unidades recomende para o volume a 
unidade metro cúbico utilizamos o volume expresso em litro (L). 
 As ilustrações a seguir indicam alguns dos equipamentos utilizados na 
titulações (bureta, pipeta volumétrica, erlenmeyer,...) a técnica correta de leitura, 
de transferência de alíquotas com a pipeta volumétrica e transferência de solução 
para o balão volumétrico. 
 
 Leitura correta da bureta Transferência de solução 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Transferência de líquido para o balão Como rotular a solução ! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FACULDADE DE QUÍMICA – PUCRS 
 
HCl 
M = 0,2574 mol/L 
 
Linus Pauling 06/06/1966 
 
Química Geral e Inorgânica II 
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 Quando o reagente não é padrão primário (por exemplo, o ácido clorídrico, 
os hidróxidos alcalinos e de amônio, o permanganato de potássio,...) a preparação 
direta da solução não é possível. 
 Recorre-se, então, à técnica indireta, que consiste em preparar, 
inicialmente, uma solução com concentração aproximada à desejada e, depois, 
padronizá-la, isto é, determinar com exatidão o sei título em relação a um padrão 
primário adequado ou com referência a uma outra solução padrão. 
 Por exemplo, o ácido clorídrico não é padrão primário e a sua solução pode 
padronizada através de um padrão primário, como é o caso do carbonato de 
sódio. A seguir esta solução (já padronizada) pode ser usada para titular 
hidróxidos alcalinos (como por exemplo o hidróxido de sódio). 
 Na padronização devem ser obedecidas as seguintes condições: 
a) é preciso dispor de um padrão primário adequado ou solução 
padronizada; 
b) o peso do padrão primário não pode ser demasiadamente pequeno, em 
virtude do erro inerente ao aparelho de pesagem; 
c) o volume de solução gasto na padronização não deve ser pequeno 
demais, pois cada leitura na bureta está sujeitaa um erro de 0,01 mL e 
um erro de escoamento de 0,02 mL, podendo o erro total chegar a 0,04 
mL e, portanto, para garantir uma exatidão de 0,1% é preciso que o 
volume de solução gasto na titulação não seja inferior a 40 mL. 
 
*** Obs.: como o objetivo em nossa disciplina não é esgotar o 
 assunto e sim mostrar características principais no prepa – 
 ro de soluções, eventualmente o critério acima poderá não 
 ser verificado !!! 
 
 1.2.4. Conservação das Soluções Padrão 
 
 Como já afirmamos anteriormente as soluções não são conservadas em 
balões volumétricos (são usados somente na preparação). As soluções padrão 
devem ser conservadas de maneira a manter inalterado seu título tanto quanto 
possível. 
 Algumas soluções são altamente estáveis e outras não. 
 Por exemplo, uma solução 0,1 eqg/L de dicromato de potássio é 
indefinidamente estável. As soluções de ácido clorídrico, nítrico e hidróxido de 
amônio, por serem estes solutos voláteis, tem duração limitada. As soluções de 
hidróxidos alcalinos reagem com o CO2 presente no ar formando carbonatos. 
Estes carbonatos solidificam no gargalo dos frascos de depósito e se os mesmos 
tiverem tampas de vidro esmerilhado, a presença de carbonatos irá emperrar as 
referidas tampas, sendo aconselhável o uso de tampas com rolha de borracha ou 
polietileno ou rosqueadas. Aconselha-se o frasco escuro para evitar a 
decomposição fotoquímica, o que ocorre com facilidade em soluções de peróxido 
de hidrogênio e permanganato de potássio. 
 
 
 
 10
1.3. Principais Expressões de Concentração 
 
 A “concentração” de uma solução representa uma relação entre a 
quantidade do soluto e, em geral, a quantidade de solução sendo que essas 
quantidades podem ser expressas em massa, número de mols, volume, número 
de moléculas, etc. 
 As principais formas de representar as concentrações são do tipo 
massa/volume, massa/massa, volume/volume, número de mols/volume, número 
de mols/massa e, assim, por diante. 
 Assim, quando analisamos a composição de uma água mineral, a qual 
expressa a quantidade de um constituinte, por exemplo 
Carbonato de sódio = 127 mg / L 
nos indica uma relação massa / volume. 
 Já na composição do soro fisiológico, usado para limpeza e conservação de 
lentes de contato, a composição indica 0,9 % de NaCl. Isso significa uma relação 
massa / massa onde há, para cada 100 gramas de solução, 0,9 gramas do soluto 
(NaCl) sendo o restante 99,1 gramas de solvente (água). Nesse caso, 
especificamente, como se trata de uma solução muito diluída e aquosa o mesmo 
valor percentual massa / massa também corresponde, aproximadamente, ao valor 
da relação massa / volume, em virtude da massa específica do solvente (água) ser 
unitário (1,0 grama / mL). 
 
 1.3.1. Concentração Comum ou Concentração ( C ) 
 
 Representa a razão entre a massa do soluto (em gramas) e o volume de 
solução final (em litros). 
 
 
 C = V
m1
 
Aplicação 
• Que massa de bicarbonato de sódio há em 750 mL de uma solução que 
apresenta uma concentração de 107 mg / L ? 
 
 1.3.2. Concentração em Massa ou Título em Massa ou Título ( ττττ ) 
 
 Representa a razão entre a massa do soluto (gramas) e a massa da 
solução (gramas). 
 
 ττττ = 
mm
m
m
m
21
11
+
= ( não tem unidades = adimensional ) 
 
 É comum expressar o Título em Massa sob a forma percentual. Assim 
 
( Unidades: gramas/litro ) 
 11
ττττ % = ττττ . 100 
 
Aplicação 
• Uma solução aquosa de ácido sulfúrico apresenta Título percentual 15 
%. Que massa dessa substância há em ½ quilograma dessa solução ? 
Qual a massa de solvente presente ? 
 
1.3.3. Relação entre C e ττττ 
 
 Lembrando que: 
 
 C = V
m1
 e ττττ = 
mm
m
m
m
21
11
+
= 
 
dividindo uma expressão pela outra resulta: 
C / ττττ = m1/ V / m1/m 
que simplificando torna-se 
C / ττττ = m / V = µµµµ (massa específica) 
ou, então 
C = µµµµ . ττττ 
 Usualmente expressa- se a massa específica (ou densidade absoluta) em 
grama / cm3 ou grama / mL e a Concentração em grama / litro. Portanto para que 
a expressão acima represente “Concentração” a mesma deverá ser multiplicada 
pelo fator de conversão 1000 mL / L, na forma 
 
C = µµµµ . ττττ . 1000 (mL/L) 
 
e dessa forma a Concentração terá como unidade resultante grama / litro. 
 
1.3.4. Concentração em Volume ou Título em Volume (ττττv ) 
 
 Representa a razão entre o volume de solvente e o volume de solução. 
Historicamente essa forma de concentração tem sido expressa como o G L (graus 
Gay-Lussac) utilizada para representar a percentagem volumétrica de etanol em 
bebidas alcoólicas. 
ττττv = V1 / V = V1 / V1 + V2 (adimensional) 
 
Aplicação 
• Que volume de etanol há numa garrafa de 750 cm3 de Jack Daniel´s ? 
 
 12
1.3.5. Concentração em “partes por milhão” (ppm) 
 
 Corresponde a uma forma de Concentração Comum (gramas/litro) aplicada 
para soluções muito diluídas, em geral aquosas, cujo significado equivale a 1 
grama de soluto para cada 106 gramas de solução. 
 Assim uma solução, na qual a quantidade de soluto seja de 15 ppm 
significa que há 15 gramas da substância para cada 106 gramas de solução. 
 
Demonstre que: 1 ppm = 1 mg / litro !!! 
 
 1.3.6. Concentração em fração molar ( x1 ) 
 
 Corresponde a razão entre o número de mols de um componente qualquer 
e o número de mols total da mistura. 
 Essa expressão de concentração é muito utilizada para misturas de gases 
como, por exemplo, para definir a composição da atmosfera. Assim 
 
X1 = 
nnn
n
321
1
++
 = 
n
n1
 onde n1 = 
M
m
1
1
 ( X1 = adimensional ) 
 
Aplicação 
• Uma solução aquosa de NaOH tem fração molar 0,15 . Qual seu Título 
em massa ? 
 
1.3.7. Concentração em Quantidade de Matéria ou em Molaridade ( M ) 
 
 Corresponde à razão entre o número de mols do soluto e o volume total da 
solução. 
 
M = 
M
1000..
M
C
VM
m
V
n
11
11
.
τµ
=== ( Unidade: mol / L = molar = M) 
 
 A expressão de concentração expressa em molaridade é a mais empregada 
dentre todas as formas usadas na Química. 
 
Aplicação 
• A solução dos líquidos de baterias de automóveis consiste de água e 
ácido sulfúrico em concentração 3,95 mol / litro, aproximadamente. 
Sabendo que numa bateria comum a quantidade de solução é de 800 
mL, que massa desse ácido estará ali contida ? 
 
 
 
 13
 
1.3.9. Concentração para espécies iônicas 
 
 Como podemos determinar as concentrações molares dos íons Na+ e SO4-2 
para uma solução de concentração 27,2 gramas / Litro desse sal ? 
 
 Idem para as concentrações dos íons H+ e SO4-2, numa solução 0,75 mol / L 
desse ácido, supondo um grau de dissociação (α) igual a 85 % do ácido ? 
 
 
1.4. Diluição de Soluções 
 
• Diluição: diluir uma solução consiste em adicionar solvente, sem modificar 
a quantidade de soluto. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Solução inicial Solução final 
 m1, V, C + Vágua m1, V ′′′′, C ′′′′ 
 ⇓⇓⇓⇓ ⇓⇓⇓⇓ 
 m1= C.V m1= C ′′′′. V ′′′′ 
 
 Como a massa do soluto é a mesma, conclui-se que: 
 
 C . V = C ′′′′. V ′′′′ 
 
 De modo semelhante, pode ser demonstrado que: 
 
 M . V = M ′′′′. V ′′′′ 
 ττττ . m = ττττ ′′′′ . m ′′′′Na Concentração de uma solução o solvente é “removido “ por evaporação, 
mantendo constante a quantidade de soluto. As expressões são as mesmas da 
Diluição. A diferença ocorre no volume final: 
 
+ Vágua 
 14
 Diluição: V ′ > V ; V ′ = V + Vágua 
 
 Concentração: V ′ < V ; V ′ = V - Vágua 
 
 Noções de Titulometria (determinação de concentrações exatas) 
 
 Na Titulometria “misturamos” soluções de diferentes soluções ocorrendo 
reação entre os constituíntes. 
 
 ex.: solução de HCl misturada com solução de NaOH. 
 Neste caso, para que a reação seja completa entre os solutos os volumes 
misturados devem obedecer à relação estequiométrica corresponde à reação. 
 
 
HCl + NaOH →→→→ NaCl + H2O 
1 mol 1 mol 1 mol 1 mol 
 
 Portanto, no ponto final dessa reação: 
 
nácido = nbase ⇒ Ma . Va = Mb . Vb 
 
 ex.: solução de H3PO4 misturada com solução de NaOH. 
 
H3PO4 + 3 NaOH →→→→ Na3PO4 + 3 H2O 
1 mol 3 mols 1 mol 3 mols 
 
 No ponto final dessa reação: 
 
nbase = 3 nácido ⇒ Mb . Vb = 3 Ma . Va 
 
 ex.: solução de H2SO4 misturada com solução de KOH. 
 
H2SO4 + 2 KOH → K2SO4 + 2 H2O 
 1 mol 2 mols 1 mol 2 mols 
 
 No ponto final dessa reação: 
 
nbase = 2 nácido ⇒ Mb . Vb = 2 Ma . Va 
 
 O principio acima descrito consiste de um método volumétrico de 
determinação da concentração de bases através do volume gasto de ácido, de 
molaridade conhecida e vice-versa. 
 
 Este processo é denominado Titulação ou Padronização. 
 
 15
 O ponto final das reações de neutralização pode ser visualizado através da 
adição de indicadores ácido-base (fenolftaleína, tornassol, azul de bromo timol, ...) 
 
 Este principio não é válido somente para reações ácido-base, mas para 
qualquer tipo de reação, desde que se conheça a equação química correspondente e 
seu respectivo ajuste (coeficientes). 
 
 
 
 
1.5. Exercícios 
 
1.5.1. Propriedades dos líquidos. 
 
1) Em função das forças interativas moleculares como se pode explicar: 
1.1. a elevada tensão superficial da água. 
1.2. a dilatação anormal (anômala) do gelo. 
 
2) Como toda a criança, você, provavelmente, já deve ter enchido um copo acima 
da sua borda. Como se explica o fato do mesmo não transbordar? 
 
3) A acetona (CH3COCH3) é um líquido muito mais volátil do que a água, fato 
esse comprovado pelo seu ponto de ebulição ser bastante inferior (53,6o C). 
Como esse fenômeno pode ser explicado ? 
 
4) Porque a água quente evapora mais rapidamente do que a água fria ? 
 
5) A miscibilidade (solubilidade) do etanol (CH3CH2OH) é infinita, em água. A 
solubilidade é decorrente de forças atrativas entre as moléculas das 
substâncias envolvidas. Nesse caso qual é o tipo de força atrativa ? 
 A figura ao lado mostra como pode ser 
determinada a concentração de uma solução 
usando-se a sua reação com outra, de molaridade 
conhecida. 
 Na bureta coloca-se a solução de 
concentração conhecida, a qual é adicionada a 
uma alíquota (porção) de solução de concentração 
a determinar (em geral 25 mL). 
 No ponto final da reação o indicar muda de 
coloração e pelo volume gasto na bureta podemos 
estabelecer as quantidades , em mols, que 
reagiram entre sí, através das expressões acima 
mencionadas. 
 16
 
6) Valendo-se de qualquer bibliografia de Química Geral, investigue a respeito do 
diagrama de fases da água pura bem como do significado do ¨ponto triplo da 
água¨. 
 
7) A solubilidade de gases em líquidos não mostra o mesmo comportamento do 
que a dos sólidos. Varia diretamente com a pressão (Lei de Henry) e 
inversamente com a temperatura. Em função disso explique porque os peixes 
procuram os lugares mais profundos e sombrios durante as tardes de verâo ? 
 
8) O que ocasiona a ¨descompressão¨ em mergulhadores ? 
 
 
1.5.2. Preparação de soluções 
 
1) Na preparação de uma solução, quando é que um soluto pode ser considerado 
um padrão primário ? 
 
2) Enumere algumas características de um padrão secundário, citando, pelo 
menos, 5 exemplos de solutos que mostrem essas características ? 
 
3) Porque as soluções, mesmo as de padrões secundários, devem ser 
preparadas em balões volumétricos e não em bequer graduado ? 
 
4) Investigue a respeito de duas soluções que devem ser obrigatoriamente 
conservadas em frasco escuro, ao abrigo da luz, justificando tal procedimento 
em cada caso. 
 
5) Qual a diferença entre uma pipeta graduada e uma pipeta volumétrica, 
ambas de mesma capacidade ? 
 
1.5.3. Concentração das soluções 
 
1) Procure estabelecer o significado para as expressões de concentração 
encontradas em algumas soluções de nosso cotidiano: 
• Soro fisiológico : NaCl a 0,9 % 
• Água oxigenada a 10 volumes 
• Graduação alcoólica do conhaque 380 GL. 
 
2) Sabendo-se que a solubilidade do NaCl, a 100o C é de 39,0 g/100 g de água e, 
a 20o C é de 36,0 g/100 g de água, calcule qual a massa de água necessária 
para dissolver 780 g de NaCl à 100o C e qual é a massa de NaCl que 
permanecerá dissolvida quando essa solução for resfriada até 20o C ? 
Resposta: mágua = 2000 g ; mNaCl = 720,0 g 
 
 17
3) A fração molar do ácido sulfúrico é 0,10, numa solução aquosa. Qual a 
Concentração em massa (Título) da mesma ? 
Resposta: 37,6 % 
 
4) O álcool hidratado usado como combustível apresenta em média cerca de 3,7 
% em massa de água dissolvida no álcool. Qual o valor da fração molar do 
soluto nessa solução ? 
Resposta: 0,089 
 
5) O ácido sulfúrico para acumuladores (baterias) de automóveis tem 32 % em 
massa de ácido; o resto é água. A massa específica dessa solução é 1,2 g/mL. 
Qual a Molaridade de ácido sulfúrico na solução ? 
Resposta: 4,0 mol/L 
 
6) Formalina é uma solução para preservação usada em biologia. Ela contém 40 
cm3 de formaldeído (H-CHO), massa específica 0,82 g/cm3, por 100 gramas de 
água. Qual a Molalidade dessa solução ? 
Resposta: 10,93 mol/kg de água 
 
7) A graduação alcoólica do “ whiskey “ bourbon (destilado de malte e milho), 
produzido, principalmente, nos estados do Tenessee e Kentucky (USA), 
corresponde ao dobro da porcentagem em volume de álcool (C2H5OH). Para 
uma graduação 120 do whiskey bourbon, qual a molalidade do álcool etílico ? 
(massa específica do etanol = 0,80 g/mL) 
Resposta: 26,08 mol/kg 
 
8) Qual a massa de cloreto de cálcio (CaCl2) que deve ser dissolvida em 400 
gramas de água para produzir uma solução de título 20% ? 
Resposta: 100 g 
 
9) O bactericida permanganato de potássio, KmnO4, pode ser usado em água 
dissolvido na proporção em massa de 1 : 40.000. Que volume de água será 
necessário dissolver 1 comprimido de 0,1 gramas de permanganato para 
produzir a solução acima ? 
Resposta: 4 l de água 
 
10) Em média, as cervejas apresentam teor alcoólico (etanol) de 4% (40 GL). Qual 
o volume, em litros, de etanol, existente num tonel de 10.000 L de cerveja ? 
Resposta: 400 mL 
 
11) Uma solução cuja densidade é 1,15 g/mL foi preparada dissolvendo-se 160 g 
de NaOH em 760 mL de água. Determine a massa e o volume da solução 
obtida. 
Respostas: m = 920 gramas ; V = 0,8 L 
 
 18
12) Segundo os padrões modernos de controle ambiental, uma água natural de 
superfície não pode conter mais de 0,78 mg de cromo por litro. Qual a 
concentração limite para o cromo em mol/L ? 
Resposta: 1,5 . 10-5 mol/L 
 
13) O rótulo de uma solução de ácido clorídrico comercial indica HCl 37,4 % em 
peso e massa específica1,18 g/mL. Qual a molaridade do HCl nessa solução? 
Resposta: 12 mol/L 
 
14) Um mL de solução 1,0 M de ácido clorídrico equivale a 20 gotas. Qual o 
número de mols de HCl presentes em 1,0 gota ? 
Resposta: 5,0 . 10-5 mol 
 
15) Certa massa de sulfato férrico foi dissolvida para perfazer 1,0 litro de solução. 
O número total de partículas dispersas na solução, considerando o soluto 
totalmente dissociado, foi igual a 6,02 . 1022 (0,1 N0). Qual a Molaridade da 
solução em função do Fe2(SO4)3 ? 
Resposta: 2,0 . 10-2 mol/L 
16) A solução aquosa de cloreto de sódio, vendida no comércio e usada como 
colírio ou para limpar lentes de contato, apresenta Título igual a 0,9 %. Qual a 
massa de NaCl contida em 1,0 litro dessa solução ? 
Resposta: 9,0 gramas 
 
17) Um analgésico em gotas deve ser ministrado em quantidade de 3 mg por 
quilograma de massa corporal, não podendo, entretanto, exceder a 200 mg por 
dose. Sabendo-se que cada gota contém cerca de 5 mg do analgésico, 
quantas gotas deverão ser ministradas a um paciente de 70 quilogramas ? 
Resposta: 40 gotas 
 
18) O rótulo de uma água mineral distribuída para o consumo informa que ela 
contém principalmente 696,35 mg de bicarbonato de sódio (NaHCO3), além de 
outros componentes. Qual a concentração do bicarbonato de sódio, expressa 
em mol/litro dessa água mineral ? 
Resposta: 0,008 mol/L 
 
19) Uma solução de Cr2(SO4)3, apresenta uma concentração de 0,2 mol/L. 
Supondo o sal totalmente dissociado, qual a molaridade em relação aos íons 
presentes ? 
Respostas: Cromo = 0,4 mol/L ; Sulfato = 0,6 mol/L 
 
20) A água potável pode ter no máximo 1,0 ppm de chumbo. Qual a maior massa 
de chumbo que pode existir em 0,50 L de água potável ? 
Resposta: 5,0 . 10-4 gramas 
 
 
 
 
 19
1.5.4. Diluição de Soluções 
 
1) A 50 gramas de uma solução de ácido sulfúrico de 63% em massa são 
adicionados 400 g de água. Qual a porcentagem de ácido na solução diluída 
obtida ? 
Resposta: 7 % 
 
2) Que volume de água, em mL, deve ser adicionado a 80 mL de solução aquosa 
0,1 M de uréia, para que a solução resultante seja 0,08 M ? 
Resposta: 20 mL 
 
3) Que volume de ácido sulfúrico 20% em massa e densidade 1,139 g/mL é 
necessário para preparar 50 mL de solução a 5% em massa e densidade 1,032 
g/mL ? 
Resposta: 3,40 mL 
 
4) Que volume de ácido clorídrico 0,25 mol/L poderemos obter pela diluição de 50 
mL de HCl de massa específica 1,185g/mL e que apresenta 36,5 de ácido 
clorídrico, em massa ? 
Resposta: 2,37 L 
 
5) Foi adicionado certo volume de água a 100 mL de solução 1,0 M de NaOH, de 
modo que a sua concentração ficou reduzida a 1/5 do valor inicial. Qual o 
volume de água adicionado ? 
Resposta: 400 mL 
 
6) Misturando-se 280 mL de uma solução 1/2 M de HCl com 200 mL de uma 
segunda solução do mesmo ácido contendo 14,6 g de HCl puro num volume 
de 500 mL, qual a Molaridade resultante ? 
Resposta: 0,625 mol/L 
 
7) Misturando-se 250 mL de ácido fosfórico, com massa específica 1,12 g/mL, 
que contém 24,5% em massa de H3PO4, com 1/2 L de solução 0,2 mol/L do 
mesmo ácido, qual a Molaridade resultante ? 
Resposta: 1,06 mol/L 
 
8) Uma solução aquosa 2 M de NaCl, de volume 50 mL, foi misturada a 100 mL 
de outra solução do mesmo sal, de molaridade 0,5 M. Qual a molaridade da 
mistura resultante ? 
Resposta: 1,0 mol/L 
 
9) Volumes iguais de duas soluções aquosas de NaOH de molaridades iguais a 
0,4 e 0,8 mol/L, respectivamente, foram misturados e deram origem a uma 
nova solução. Qual a molaridade e a concentração em g/L dessa nova solução 
? 
Respostas: 0,6 mol/L ; 24,0 g/L 
 20
 
10) Em um balão volumétrico de 1000 mL juntaram-se 250 mL de uma solução 2,0 
M de ácido sulfúrico com 300 mL de solução 1,0 M do mesmo ácido e 
completou-se o volume até 1000 mL, com água destilada. Qual a Molaridade 
da solução resultante ? 
Resposta: 0,80 mol/L 
 
1.5.5. Soluções que Reagem entre si 
 
1) Uma remessa de soda cáustica está sob suspeita de estar adulterada. 
Dispondo de uma amostra de 0,5 gramas, foi preparada uma solução aquosa 
de 50 mL. Essa solução foi titulada sendo consumidos 20 mL de uma solução 
0,25 M de ácido sulfúrico. Qual a percentagem de impurezas da amostra de 
soda, considerando-se que o ácido não reage com as impurezas. 
Resposta: 20 % 
 
2) Juntou-se 300 mL de solução HCl 0,4 mol/L à 200 mL de NaOH 0,8 mol/L. A 
solução resultante será ácida, básica ou neutra ? (a) Qual a Molaridade em 
relação ao reagente em excesso ? (b) Qual a Molaridade em relação ao sal 
formado ? 
Respostas: a solução resultante será básica; (a) 0,08 mol/L ; (b) 0,24 mol/L 
 
3) 100 mL de solução de ácido sulfúrico 0,1 mol/L são adicionados a 500 mL de 
NaOH 0,5 mol/L. Para que valor ficará reduzida a molaridade da solução 
básica? 
 
4) 30 mL de uma solução de H2SO4 quando misturados com uma solução de 
BaCl2 produzem uma precipitado branco (sulfato de bário) que, lavado e seco 
pesou 0,466 gramas. Qual a Molaridade da solução ácida ? 
Resposta: 0,065 mol/L 
 
5) Uma indústria adquiriu hidróxido de sódio como matéria-prima para a 
fabricação de sabão, a qual apresentava impurezas inertes ao HCl. Certa 
amostra de 3,0 gramas da base foi completamente neutralizada por 20 mL de 
HCl 3,0 mol/L. Determine (a) a percentagem de pureza da base e (b) a massa 
de material necessário para a preparação de 1,0 L de solução 1,0 mol/L ? 
Respostas: (a) 80 % ; (b) 50 g 
 
 
*** Testes de nivelamento (não serão corrigidos ou comentados) 
 
1 - O limite máximo de “ingestão diária aceitável” (IDA) de ácido fosfórico, usado 
como aditivo em alimento, é de 5 mg/kg de peso corporal. O volume de 
refrigerante, em litros, contendo ácido fosfórico na concentração de 588 mg/L que 
uma criança de 20 kg pode ingerir para atingir o limite máximo de IDA é 
A) 0,10 
 21
B) 0,17 
C) 0,25 
D) 0,50 
E) 1,00 
 
2 - Um laboratorista possui um frasco contendo 200 mL de uma solução 0,4 M de 
ácido nítrico. Para prosseguir em sua análise, ele necessita de uma solução 0,1 M 
do mesmo ácido. 
O volume de água, em mililitros, que deve adicionar a sua solução ácida para 
obter a solução de concentração desejada é 
A) 100 B) 400 C) 500 
D) 600 E) 800 
 
3 - Para neutralizar, exatamente, uma certa quantidade de um monoácido, foram 
gastos 4,0 g de NaOH quimicamente puro. O mesmo efeito seria obtido pelo 
emprego de 
A) 2,9 g de hidróxido de magnésio. 
B) 4,0 g de hidróxido de potássio. 
C) 5,8 g de cloreto de sódio. 
D) 7,4 g de hidróxido de cálcio. 
E) 34,2 g de hidróxido de bário. 
 
4 - Foi mergulhado 1,116 g de esponja de ferro (bombril) em 500 mL de uma 
solução 0,1 M de CuSO4. Pode-se afirmar que ao final do processo 
A) praticamente todos os íons Cu++ foram consumidos, sobrando ainda ferro. 
B) todo o ferro foi consumido, sobrando íons Cu++ em solução. 
C) todo o ferro foi oxidado a íons férrico e todos os íons Cu++ foram reduzidos a 
Cu0. 
D) a concentração de íons cúprico era igual à de íons férrico. não sobrando mais 
esponja de ferro. 
E) nada pôde ser observado, pois o íon Cu++ não oxida o ferro. 
 
5 - Para neutralizar uma solução de ácido nítrico, contendo 12,6 g do ácido em 
500 mL de solução, o volume necessário de solução de hidróxido de sódio 1,0 M é 
A) 2 mL 
B) 125 mL 
C) 200 mL 
D) 1250 mL 
E) 2000 mL 
 
6 - Misturam-se volumes iguais de duas soluções A e B de NaOH, de 
concentração 1,0 mol/L e 2 mols/L, respectivamente, resultando uma solução C. 
Adicionando-se 200 mL de água à solução C, obtém-se a solução D. 
Sobre essas soluções pode-se afirmar que 
A) C e D apresentam diferentes quantidades de soluto. 
B) B e D tem concentrações iguais. 
C) a concentração de C é 1,5 mols/L e a de D é maior do que 1,5 mols/L. 
 22
D) a concentração de C é 1,5 mols/L e a deD é menor que 1,5 mols/L. 
E) A e B apresentam a mesma quantidade de soluto. 
 
7 - Para preparar uma solução de hidróxido de sódio 2 M, deve-se 
A) diluir, aproximadamente, 33 mL de solução de hidróxido de sódio 6 M com água 
e completar a 100 mL. 
B) diluir, aproximadamente, 50 mL de solução de hidróxido de sódio 3 M com água 
e completar a 100 mL. 
C) dissolver 100 g de hidróxido de sódio puro em água e completar a 1,0 litro. 
D) dissolver 60 g de hidróxido de sódio puro em água e completar a 250 mL. 
E) dissolver 4 g de hidróxido de sódio puro em água e completar a 100 mL. 
 
8 - O vinagre é uma solução aquosa de ácido acético. Qual a concentração de 
ácido no vinagre se foram gastos 30 mL de uma solução de NaOH 0,2 M para 
titular 20 mL de vinagre? 
A) 0,2 mols/L. 
B) 0,3 mols/L. 
C) 0,3 mols/mL. 
D) 0,4 mols/mL. 
E) 0,4 mols/L. 
 
9 - Necessita-se preparar uma solução 0,02 M de NaCl, partindo-se de 20 mL de 
uma solução 0,1 M do mesmo sal. O volume de água, em mL, que deve ser 
adicionado para obter-se a solução com a concentração desejada é 
A) 25 B) 40 C) 65 D) 80 E) 100 
 
10 - Uma solução aquosa de ácido sulfúrico, para ser utilizada em baterias de 
chumbo de veículos automotivos, deve apresentar concentração igual a 4,0 mol/L. 
O volume total, em litros, de uma solução adequada para se utilizar nestas 
baterias, que pode ser obtido a partir de 500 mL de solução de ácido sulfúrico de 
concentração 18 mol/L, é igual a 
A) 0,50 B) 2,00 C) 2,25 D) 4,50 E) 9,00 
 
11 - 50 mL de uma solução 0,2 M de NaOH seriam completamente neutralizados 
com 
A) 20 mL de H2SO4 0,1 M 
B) 25 mL de H2SO4 0,2 M 
C) 25 mL de HNO3 0,2 M 
D) 25 mL de HCl 0,1 M 
E) 50 mL de HCl 0,1 M 
 
12 - O volume, em mililitros, de solução de ácido clorídrico a 37% em massa de 
densidade igual a 1,9 g/mL necessário para preparar 10,0 litros de solução 0,4 
mol/L é, aproximadamente 
A) 50 
B) 78 
C) 146 
 23
D) 208 
E) 2.000 
 
13 - O suco gástrico produzido pelo estômago durante o processo da digestão 
apresenta ácido clorídrico numa concentração molar de 1,0 . l0-2 mol/L. Sabendo-
se que durante a digestão são produzidos cerca de 100 mL de suco gástrico, qual 
a massa, expressa em gramas, de ácido contido nesse volume ? 
A) 73,0. 
B) 36,5. 
C) 3,65. 
D) 0,0365. 
E) 0,073. 
 
14 - O “soro caseiro” recomendado para evitar a desidratação infantil consiste de 
uma solução aquosa de cloreto de sódio, 3,5 g/L, e de sacarose 11,0 g/L. A 
concentração, em mol/L, do cloreto de sódio nessa solução e, aproximadamente 
A) 0,03. 
B) 0,04. 
C) 0,06. 
D) 0,10. 
E) 0,15. 
 
15 - Um aluno do curso de Química necessita preparar uma solução 0,20 M em 
NaOH para ser utilizada em uma reação de neutralização. A forma correta de 
preparação dessa solução seria dissolver _______g de NaOH em ______ L de 
solução. 
A) 2,0 0,50 
B) 4,0 0,25 
C) 4,0 0,50 
D) 8,0 0,75 
E) 8,0 1,50 
 
16 - Foram adicionados 35,00 mL de água destilada a 15,00 mL de uma solução 
0,50 M em KMnO4 . A molaridade desta nova solução é 
A) 0,050. 
B) 0,075. 
C) 0,100. 
D) 0,150. 
E) 0,175. 
 
17 - Um técnico necessita preparar uma solução aquosa de hipoclorito de sódio, 
NaClO, 0,5 M, para o branqueamento de um tecido de algodão. No laboratório 
foram encontrados somente 10,0 gramas do soluto e, portanto, o volume, em 
litros, de solução obtida com a molaridade desejada é de, aproximadamente, 
A) 0,27. 
B) 0,50. 
C) 2,70. 
 24
D) 3,70. 
E) 5,00. 
 
18 - Necessita-se preparar uma solução de fluoreto de sódio de concentração 
igual a 12,6 g/L, aproveitando 200 mL de uma solução 0,9 M do mesmo sal. Para 
isso deve se adicionar 
A) 400 mL de água. 
B) 600 mL de água. 
C) 200 mL de água. 
D) 0,3 mols do sal. 
E) 6,3 g do sal. 
 
19 - Solução salina normal é uma solução aquosa de cloreto de sódio, usada em 
medicina porque a sua composição coincide com aquela dos fluídos do 
organismo. Sabendo-se que foi preparada pela dissolução de 0,9 g do sal em 100 
mL de solução, podemos afirmar que a molaridade da solução e, 
aproximadamente, 
A) 1,25. 
B) 0,50. 
C) 0,45. 
D) 0,30. 
E) 0,15. 
 
20 - O Conselho Nacional do Meio Ambiente (CONAMA), através da resolução no 
20 de 18 de Junho de 1986, apresenta como limite para o cromo trivalente em 
efluentes líquidos, 2 ppm, ou seja, 2 mg de Cr+3 por litro de efluente. A 
concentração aproximada, em mols/L, desse metal é 
A) 1,8 . 10-3. 
B) 3,8 . 10-5. 
C) 5,9 . 10-7. 
D) 7,6 . 10-3. 
E) 9,1 . 10-5. 
 
21 - O soro fisiológico é uma solução de cloreto de sódio a 0,9 %. A quantidade 
aproximada, em mol(s) de cloreto de sódio consumidos por um paciente que 
recebeu 1.500 mL de soro fisiológico é 
A) 0,12. 
B) 0,23. 
C) 0,46. 
D) 1,35. 
E) 13,5. 
 
22 - 50,00 mL de uma solução 2,0 mols/L de MgCl2 são diluídos a 1,0 litro. A 
concentração, em mol/L, de íons cloreto na nova solução é 
A) 0,1. 
B) 0,2. 
C) 1,0. 
 25
D) 2,0. 
E) 4,0. 
 
23 - O ácido sulfúrico concentrado é um líquido incolor, oleoso, muito corrosivo, 
oxidante e desidratante. No almoxarifado de um laboatório há disponível o ácido 
sulfúrico de densidade 1,8 g/mL, contendo 90% de H2SO4, em massa. A massa de 
ácido sulfúrico presente em 100 mL desse ácido concentrado é 
A) 1,62 g. 
B) 32,4 g. 
C) 162 g. 
D) 324 g. 
E) 1620 g. 
 
24 - Uma solução de ácido ascórbico (vitamina C), de fórmula C6H8O6, foi 
preparada pela dissolução de 17,6 g em água suficiente para obter-se 2,0 litros de 
solução. É correto afirmar que, nesta solução, 
A) a concentração é de 0,10 mol/L. 
B) em 10 mL estão contidos 5 . 10-4 mols do ácido. 
C) para neutralizar 0,5 litros dessa solução, seria necessário 1,0 g de cloreto de 
amônio. 
D) adicionando mais 0,5 L de água, a concentração passaria para 0,4 molar. 
E) evaporando-se parte do solvente, de forma que o volume fosse reduzido para 
0,5 L, a concentração ficaria igual a 0,02 molar. 
 
25 - Um químico preparou uma solução contendo os seguintes sais, com suas 
respectivas concentrações em mols/L: cloreto de potássio 0,10, cloreto de 
magnésio 0,20 e cloreto de cromo III 0,05. A concentração de íons cloreto, em 
mol/L, nessa solução é 
A) 0,35. 
B) 045. 
C) 0,55. 
D) 0,65. 
E) 0,75. 
 
26 - A adição de 90 mL de água destilada a 10 mL de uma solução contendo KCl 
e MgCl2 em concentrações iguais a 1,0 mol/L e 0,50 mol/L, respectivamente, 
resulta numa mistura na qual 
A) a concentração de íon cloreto é 1,5 mol/L. 
B) a concentração do cátion magnésio e a de ânio cloreto são, respectivamente, 
de 0,05 mol/l e 0,20 mol/L. 
C) a concentração de cátion potássio e a de ânio cloreto são iguais a 0,10 mol/L. 
D) a concentração de cátion potássio e a de cátion magnésio são, 
respectivamente, de 0,90 mol/L e de 0,45 mol/L. 
E) a concentração de cátion magnésio, a de ânion cloreto e a de cátion potássio 
são iguais. 
 
 26
27 - Dissolveram-se 8 gramas de NaOH em uma quantidade de água suficiente 
para preparar 200 mL de solução. Indique o volume de solução assim preparada 
que será necessário para neutralizar 50 mL de uma solução de HNO3 0,1 mol/L. 
A) 1 mL. 
B) 5 mL. 
C) 10 mL. 
D) 25 mL. 
E) 50 mL. 
 
28 - Um aditivo para radiadores de automóveis é composto de uma solução 
aquosa de etilenoglicol. Sabendo que em um frasco de 500 mL dessa solução 
existem 5 mols de etilenoglicol (C2H6O2), a concentração comum dessa solução, 
em g/L , é 
A) 0,010. 
B) 0,62. 
C) 3,1. 
D) 310. 
E) 620. 
 
29 - Em uma determinada amostra contendo ácido palmítico gastou-se 4m,0 mL 
de NaOH 0,250 mol/L para neutralizá-lo. 
Dados: Ácido palmítico = CH3(CH2)14COOH 
 Massa molecular = 256,00 u 
A quantidade, em gramas, de ácido encontrada é de 
A) 0,13 
B) 0,26C) 1,28 
D) 2,56 
E) 6,40 
 
30 - Soluções de uréia, (NH2)2CO, podem ser utilizadas como fertilizantes. Uma 
solução foi obtida pela mistura de 210 g de uréia e 1000 g de água. A densidade 
da solução final é 1,05 g/mL. A concentração da solução em percentual de massa 
de uréia e em mol/L, respectivamente, é 
 
 Percentagem em massa Concentração em mol/L 
A) 17,4% 3,04 
B) 17,4% 3,50 
C) 20,0% 3,33 
D) 21,0% 3,04 
E) 21,0% 3,50 
 
 
 
 
 
 
 27
 
 
 
 
2.1. Introdução 
 
A Termodinâmica ocupa-se, basicamente, com as trocas de energia que 
acompanham os processos químicos e físicos. 
 Historicamente ela se desenvolveu sem um conhecimento detalhado das 
estrutura da matéria, sendo esse um dos seus pontos fortes. 
 Nosso tratamento do assunto será de maneira mais informal e 
fenomenológica, evitando o formalismo matemático complexo. 
 A linguagem termodinâmica não dispensa o uso e a interpretação correta 
de certos termos como: 
 - sistema: qualquer porção isolada do universo, selecionada para 
investigação de propriedades; 
 - meio externo ou ambiente: corresponde ao restante de universo, 
excluído o sistema; 
 - variáveis ou funções de estado: grandezas que caracterizam um 
determinado estado (pressão, temperatura, volume, número de mols, etc...); 
 - estado: conjunto de condições que caracterizam um sistema; 
 - processo: meio através do qual as variáveis de um estado podem ser 
alteradas (isotérmico, isobárico, isométrico, adiabático, etc...); 
 - mudança de estado: situação na qual alguma variável de estado sofre 
uma alteração (compressão, resfriamento,..); 
 
 As inter-relações que se pode estabelecer entre as variáveis de estado 
chamamos de equação de estado. Por exemplo, para um gás ideal, as inter-
relações entre as grandezas pressão, volume, temperatura e massa gasosa estão 
expressas na equação geral dos gases 
P V = n R T 
onde R é uma constante. 
 
 A termodinâmica é fundamentada em poucos conceitos e princípios 
simples: 
a) conservação da energia; 
b) aumento da entropia; 
c) espontaneidade dos processos e equilíbrio. 
 
Na evolução dos processos termodinâmicos nada se cogita em relação à 
velocidade com a qual os mesmos ocorrem. 
 
 
 
2. INTRODUÇÃO À TERMODINÂMICA 
 28
2.2. Temperatura, Calor e Trabalho 
 
 A temperatura é uma propriedade ou grandeza que independe da massa 
ou extensão do sistema e está relacionada com o grau de agitação (energia 
cinética) molecular. 
2
3RT
2
mvE
2
==C 
Como escala adota-se a termodinâmica ou absoluta (Kelvin) na qual 
 
T (K) = T (oC) + 273,15 
 
 O Calor e o Trabalho (termelástico), por sua vez relacionam-se num 
princípio fundamental conhecido como 1o Princípio ou 1a Lei da 
Termodinâmica. 
 
• Calor = quantidade de energia que se transmite de um corpo para outro, 
devido unicamente à diferença de temperatura entre ambos. 
Portanto: 
Qtrocado αααα ∆∆∆∆T 
ou 
 
 
 
onde C———— é a capacidade calorífica do sistema. 
 
• Capacidade calorífica e a quantidade de calor que deve ser trocada por certa 
massa do sistema, para proporcionar a variação de temperatura de 1 grau. 
 
A capacidade calorífica pode ser determinada pelo produto da massa do 
sistema e seu calor específico. Por exemplo, considerando que o calor específico 
da água seja 1,0 cal /g . o C ou 4,18 J / g . o C, a capacidade calorífica de 1 
quilograma de água será 
 
C = c . m = 1000 (g) . 4,18 J /g . o C = 4180 J / o C 
 
o que significa que devem ser fornecido 4180 Joule de energia para que 1000 
gramas de água variem a sua temperatura em 1 grau. Se a massa considerada 
for aquela correspondente a 1,0 mol então a capacidade calorífica será molar. 
Assim, a capacidade calorífica molar da água será 18,0 cal / mol.grau ou 75,24 
J/mol.grau. 
 Algebricamente considera-se o calor trocado como sendo positivo quando 
o sistema recebe energia do meio externo e negativo quando o sistema perde 
energia para o meio externo. 
Q > 0 ⇒⇒⇒⇒ sistema recebe calor (T ↑↑↑↑) 
Q = C . ∆∆∆∆T 
 29
 
Q < 0 ⇒⇒⇒⇒ sistema perde calor (T ↓↓↓↓) 
 
 Um processo no qual o sistema recebe calor do meio externo chama-se 
Endotérmico e aquele em que o sistema perde calor para o meio externo chama-
se Exotérmico. 
 
• Trabalho = energia trocada como conseqüência de uma força que atua 
entre o sistema e o meio externo ou energia que se transmite por qualquer 
outro modo que não seja a diferença de temperatura entre eles. 
 
A maior parte das transformações termodinâmicas são aquelas nas quais o 
trabalho provém de uma variação de volume do sistema ao qual denominamos de 
termelásticas, sendo que as demais formas de trabalho (elétrico, magnético, 
etc...) não são consideradas em tais transformações. 
Quando um gás expande num cilindro, à temperatura constante, contra 
uma pressão (P) que se opõe, a energia trocada com o meio externo produz o 
trabalho de expansão, que pode ser calculado através de: 
 
Wexpansão = F . d 
mas 
P = F / A 
donde 
F = P . A 
e, portanto, 
Wexpansão = P . A . d 
 ⇓⇓⇓⇓ 
 ∆∆∆∆ V 
Logo 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Wexpansão = P . ∆∆∆∆ V 
 
 Para que seja realizado 
trabalho é necessário ocorrer 
variação de volume, como no 
exemplo da figura ao lado, na 
qual o gás contido no interior do 
pistão sofre um deslocamento (d) 
em relação à posição inicial, 
contra uma pressão oposta 
externa (atmosférica), ocorrendo 
uma variação de volume 
ocupado pelo referido gás. 
 30
 Quando um gás, contido no interior de um cilindro dotado com um êmbolo 
móvel (como na figura anterior), troca calor com o meio externo, a energia se 
distribuirá da seguinte forma: 
- uma parcela irá provocar aumento na temperatura do gás (∆T), 
fazendo variar o grau de agitação das moléculas ou Energia Interna 
(∆∆∆∆ U), a qual corresponde ao somatório de todas as formas de 
energia associadas ao movimento das moléculas; 
- outra parcela irá provocar a expansão do gás, ou seja, irá realizar 
um Trabalho ( W ). 
 
A relação entre essas duas grandezas conduz à 1a Lei ou 1o Princípio da 
Termodinâmica, isto é, 
 
 
 
 
 Como a variação da Energia Interna corresponde a calor trocado, a mesma 
pode ser calculada pela expressão 
 
∆∆∆∆ U = C ∆∆∆∆ T 
 
onde C é a capacidade calorífica da substância. 
 
Aplicação 
• Um mol de CO2 é expandido de um volume inicial de 5 para 15 litros, 
contra uma pressão externa de 2 atm, ocorrendo uma variação na 
temperatura de 27 para 87o C. Sabendo que a capacidade calorífica do 
CO2 é 96,5 J / mol . K, calcule a quantidade de calor trocada por esse gás 
nessa transformação. 
 
 
2.3. Termoquímica 
 
2.3.1. Introdução 
 
A Termoquímica tem por objetivo o estudo das variações de energia que 
acompanham as reações químicas. 
 Esta energia, em geral, manifesta-se sob a forma de calor, embora a luz 
(energia eletromagnética) também esteja presente em alguns processos 
(combustão e fotossíntese). 
 A energia envolvida nas reações químicas é decorrente de um rearranjo das 
ligações químicas quando reagentes transformam-se em produtos. 
 Esta energia “armazenada”, principalmente sob forma de ligações, 
denominamos de ENTALPIA (do grego, enthalpein = calor) e simbolizamos por H 
(Heat = calor). 
Qtrocado = ∆∆∆∆ U + W 
 31
 Numa reação química, portanto, ocorre uma variação de entalpia (∆H), sendo 
as reações classificadas em dois tipos, segundo o calor liberado ou absorvido: 
 
 
 (H1) ...C2H6O + 3 O2(H2) ...................................... C6H12O6 + 6 O2 
 
 ���� ���� 
 
 (H2) .................................. 2 CO2 + 3 H2O (H1) ..6 CO2 + 6 H2O 
 
 
 
 ( ∆H = H2 - H1 < 0 ) ( ∆H = H2 - H1 > 0 ) 
 reação EXOTÉRMICA reação ENDOTÉRMICA 
 
 
 2.3.2. Medida de ∆∆∆∆ H e unidades de energia 
 
 A variação da entalpia de uma reação química pode ser medida, para um 
certo número de reações, pelo calor liberado ou absorvido durante o processo. Esta 
medida experimental (calorimétrica) é feita utilizando-se Calorímetros ou Bombas 
Calorimétricas (para reações de combustão), empregando-se a equação: 
 
 Q = m.c.∆∆∆∆t 
 
 O número de reações cuja entalpia (calor de reação) pode ser determinada 
diretamente em bombas calorimétricas e calorímetros é muito reduzido. A maior 
parte das reações tem a sua entalpia calculada, valendo-se das leis da 
Termoquímica, principalmente a LEI DE HESS, como será visto mais adiante. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 A unidade mais comum é a caloria (cal), que equivale a quantidade de 
energia absorvida por uma grama de H2O, para que a temperatura varie de 1,00 C, 
ou seu múltiplo quilocaloria (kcal) 
 
 
 A bomba calori – 
métrica é um equi – 
pamento próprio 
para determinar a 
energia (calor) das 
reações de 
combustão e 
algumas reações de 
formação. 
 32
 
 1,0 kcal = 1.000 cal 
 1,0 cal = 4,18 Joules 
 1,0 kcal = 4,18.103 Joules 
 
 2.3.3. Equações Termoquímicas 
 
 Uma equação termoquímica deve conter: 
a) a equação química devidamente ajustada; 
 
 b) os estados físicos de cada componente, sendo esta referência importante 
porque as mudanças de estado físico envolvem variações de energia (entalpia): 
 ex.: H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(g) (libera 57,8 kcal/mol) 
 H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) (libera 68,3 kcal/mol) 
 H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(s) (libera 70,0 kcal/mol) 
 
 c) os estados alotrópicos, quando for o caso: 
 ex.: C(grafite) + O2(g) → CO2(g) (libera 94,05 kcal/mol) 
 C(diamante) + O2(g) → CO2(g) (libera 94,51 kcal/mol) 
 
 d) as condições de medida da variação de entalpia: 
 - a variação de entalpia (∆H) depende da temperatura e da pressão 
em que foi feita a medida. A maior parte das variações de entalpia que constam em 
tabelas foram medidas nas chamadas Condições Padrão ou Standard (1 atm e 
250C). A indicação de que uma entalpia foi medida em Condições Padrão é feita 
através do expoente “0” junto ao valor da mesma: 
 ex.: H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) ∆H0 = - 68,31 kcal/mol 
 C(graf.) + O2(g) → CO2(g) ∆H0 = - 94,05 kcal/mol 
 C(graf.) + 2 H2(g) → CH4(g) ∆H0 = - 17,81 kcal/mol 
 1/2 N2(g) + 1/2 O2(g) → NO(g) ∆H0 = + 11,0 kcal/mol 
 
 2.3.4. Entalpias de Reação 
 
 1) Entalpia de Formação (∆∆∆∆H0f): 
 - corresponde ao calor envolvido na formação de 1,0 mol de 
substância a partir de seus elementos formadores (substâncias simples). 
 
 ex.: C(graf.) + 2 H2(g) → CH4(g) ∆ H0 = - 17,81 kcal/mol 
 2 C(graf.) + 3 H2(g) + 1/2 O2(g) → C2H6O(l) ∆ H0 = - 66,70 kcal/mol 
 H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆ H0 = - 68,31 kcal/mol 
 ½ N2(g) + ½ O2(g) → NO(g) ∆ H0 = + 11,0 kcal/mol 
 C(graf.) + O2(g) → CO2(g) ∆ H0 = - 94,01 kcal/mol 
 
 Obs.: considera-se nula a Entalpia de Formação de substâncias simples . 
 
 33
 Algumas entalpias de formação podem ser medidas diretamente em bombas 
calorimétricas enquanto outros somente são possíveis através de determinações 
algébricas (cálculo). 
 Outros exemplos no quadro a seguir. 
 
SUBSTÂNCIA 
 ∆∆∆∆H0f (kcal/mol) SUBSTÂNCIA ∆∆∆∆H0f (kcal/mol) SUBSTÂNCIA ∆∆∆∆H0f (kcal/mol) 
 C(diamante) 0,453 CaCO3(arag.) - 288,45 NH3(g) - 11,02 
 CO(g) - 26,41 CaCO3(calc.) - 288,49 NO(g) + 21,57 
 CO2(g) - 94,05 CaO(s) - 151,90 NO2(g) + 7,93 
 C2H6(g) - 20,24 Ca(OH)2(s) - 235,80 N2O4(g) + 2,19 
 CCl4(g) - 24,61 H2O(g) - 57,79 NaCl(s) - 98,23 
 CHCl3(l) - 32,14 H2O(l) - 68,31 Na2O(s) - 99,40 
 C2H6O(l) - 66,37 H2O2(l) - 44,88 NaOH(g) - 101,99 
CH3COOH(l) - 115,80 HCl(g) - 22,06 O3(g) + 34,10 
 
 
 2) Entalpia de Decomposição: 
 
 - corresponde ao inverso da Entalpia de Formação. 
 
 3) Entalpia de Combustão: 
 
 - corresponde ao calor envolvido na reação de um mol de substância 
combustível com O2 puro. Se o combustível for orgânico (C,H,O) a combustão 
completa origina como produtos CO2(g) e H2O(l) (chama azul). Na combustão 
incompleta ainda ocorre a formação de fuligem, carbono (chama amarela). 
 
 ex.: CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) ∆ H0 = - 212,78 kcal/mol 
 C2H6O(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l) ∆ H0 = - 326,70 kcal/mol 
 C6H12O6(s) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O(l) ∆ H0 = - 670,00 kcal/mol 
 
 4) Entalpia de Neutralização: 
 
 - corresponde ao calor envolvido na reação de formação de um mol de 
água a partir de um mol íons H+ com um mol de íons OH-, provenientes de um ácido 
e uma base, respectivamente, ambos em solução aquosa e diluída. 
 Para ácidos e bases fortes a reação que ocorre é sempre a mesma e a sua 
variação de entalpia é constante: 
 
H+(aq) + OH-(aq) → H2O(l) ∆ H0 = - 13,20 kcal/mol 
 
 Se o ácido ou a base for fraco a variação de entalpia será diferente do valor 
acima, devido à dissociação do ácido ou da base devido ao deslocamento do 
equilíbrio ocorrido na neutralização. 
 
 
 34
 5) Entalpia de Dissolução 
 
 - corresponde ao calor envolvido na dissolução (por vezes 
acompanhada de dissociação) de um mol de determinado soluto em quantidade tal 
de solvente de modo que a adição do mesmo, após determinada quantidade limite, 
não envolva variação de energia. 
 H2O 
HCl(g) HCl(aquoso) 
 
 O quadro abaixo mostra a variação de calor envolvida em relação à 
quantidade de solvente (água) adicionado. 
 
n1(H2O) / n2(HCl) 
 10 25 40 80 150 
- ∆∆∆∆H0(kcal/mol) 
 16,608 17,272 17,453 17,735 17,960 
 
 
 6) Entalpia de mudança de fase 
 
 Corresponde ao calor envolvido na mudança de estado físico ou fase 
cristalina. 
 Assim, 
 
 H2O(s) → H2O(l) ∆H0273 = + 1,438 kcal/mol 
 H2O(l) → H2O(g) ∆H0 = + 10,514 kcal/mol 
 C(grafite) → C(damante) ∆H0 = + 0,451 kcal/mol 
 S(rômbico) → S(monoclínico) ∆H0 = + 0,071 kcal/mol 
 
 
 7) Entalpia ou Energia de Ligação: 
 
- corresponde a quantidade de calor absorvida na quebra de 1,0 mol 
(6,02.1023) de determinada ligação, supondo todas as substâncias no 
estado gasoso, a 250C e 1,0 atm. 
- 
 A quebra de ligações sempre é endotérmica, enquanto a formação de 
ligações é sempre exotérmica. 
 
 ex.: H2(g) → 2 H(g) ∆ H = + 104,2 kcal/mol de moléculas 
 
 O2(g) → 2 O(g) ∆ H = + 119,1 kcal/mol de moléculas 
 
 Por vezes utiliza-se a metade desse valor como sendo a Entalpia de 
Atomização por mol de átomos formados. 
 Hidrogênio: + 52,1 kcal/mol de átomos 
 Oxigênio: + 59,5 kcal/mol de átomos 
 
 35
 A tabela abaixo mostra algumas ligações mais importantes e suas entalpias 
 
 LIGAÇÃO ENERGIA (kcal/mol) LIGAÇÃO ENERGIA(kcal/mol)C - C 83,2 C - H 98,8 
 C = C 146,8 C - O 85,5 
 C ≡≡≡≡ C 200,6 C = O 178,0 
 H - H 104,2 O - H 110,6 
 O = O 119,1 H - F 135,0 
 Cl - Cl 57,9 H - Cl 103,1 
 
 Numa reação química, enquanto a energia é absorvida na quebra de 
ligações, nos reagentes, a energia é liberada nos produtos (formação de ligações). 
 Assim: 
 
 Reagentes →→→→ Produtos 
 ∆∆∆∆H1 > 0 ∆∆∆∆H2 < 0 
 
 ∆∆∆∆ HRQ = ∆∆∆∆H1 + ∆∆∆∆H2 
 
 Exercicio: determinar a Entalpia de formação da água (gasosa) através das 
entalpias de ligação, da tabela acima e comparar com o valor informado 
anteriormente. 
 
 2.3.5. Determinação da Entalpia e Lei de Hess. 
 
 A Entalpia de uma reação pode ser obtida de dois modos diferentes: 
 a) por medida calorimétrica experimental (aplicável a um pequeno número de 
reações); 
 b) por cálculos algébricos, aplicando-se a Lei de Hess. 
 
 A Lei de Hess, também chamada Lei da Soma dos Calores de Reação, 
permite prever a Entalpia mesmo daquelas reações de difícil execução 
experimental. Segundo Hess a Entalpia de uma reação não depende do modo 
(caminho) como a mesma é executada, mas somente do estado inicial (reagentes) 
e do estado final (produtos). 
 Genericamente: 
 
 ∆∆∆∆H1 
 A + B L + M 
 
 ∆∆∆∆H4 ∆∆∆∆H2 
 
 C + D E + F 
 ∆∆∆∆H3 
 
 36
 Segundo a Lei de Hess: 
 
 ∆∆∆∆H1 = ∆∆∆∆H2 + ∆∆∆∆H3 + ∆∆∆∆H4 
 
 ou, ainda: 
 
 ∆∆∆∆HREAÇÃO = ∆∆∆∆H(f)PRODUTOS - ∆∆∆∆H(f)REAGENTES 
 
 A Lei de Hess pode ser considerada como a Lei da Conservação da Energia 
aplicada às reações químicas. 
 
 2.3.6. Entropia (∆∆∆∆S) 
 
 A Entalpia é a grandeza termodinâmica relacionada com o calor envolvido 
nas reações químicas. 
 A Entropia é a grandeza termodinâmica relacionada com o Grau de 
Desordem Molecular dos sistemas. 
 Não há processo termodinâmico (físico ou químico) que ocorra sem variação 
de Entalpia e de Entropia. 
 
 ex.: H2O(s) → H2O(l) ∆S > 0 
 CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) ∆S > 0 
 
 
 2.3.7. Entropia Padrão (∆∆∆∆S0) 
 
 A Entropia Padrão corresponde a variação de Entropia de uma substância 
pura desde o zero absoluto (Entropia nula) até a temperatura de 250C (298 K). 
 O quadro abaixo apresenta algumas Entropias Padrão, em cal/mol.K: 
 
 Substâncias Entropia Padrão Substâncias Entropia Padrão 
 C(grafite) + 1,4 CO2(g) + 51,1 
 C (diamante) + 0,6 Al2O3(s) + 12,2 
 Al(s) + 6,8 CaO(s) + 9,9 
 Ca(s) + 9,9 CaCO3(s) + 22,2 
 Cl2(g) + 53,3 H2O(l) + 16,7 
 O2(g) + 49,0 H2O(g) + 45,1 
 
 
 2.3.8. Energia de Gibbs (∆∆∆∆G0) 
 
 J. Willard Gibbs, propôs uma grandeza termodinâmica, também denominada 
Energia Livre, que, combinando a variação de Entalpia, de Entropia e a temperatura 
absoluta na qual ocorre o processo, permite prever a espontaneidade ou não do 
referido processo. Sua expressão analítica é: 
 37
 
 ∆∆∆∆G0 = ∆∆∆∆H0 - T ∆∆∆∆S0 (em condições padrão) 
 
 Obs.: 
 - a maioria das reações espontâneas ocorre com liberação de Calor (∆H<0); 
 - a maioria das reações espontâneas ocorre com aumento de desordem 
molecular (∆S>0). 
 
 A partir disto pode-se concluir que: 
 
 * se ∆∆∆∆G < 0 ⇒⇒⇒⇒ processo espontâneo 
 * se ∆∆∆∆G > 0 ⇒⇒⇒⇒ processo não espontâneo ou induzido (forçado) 
 * se ∆∆∆∆G = 0 ⇒⇒⇒⇒ o sistema encontra-se em estado de equilíbrio 
 
 
 
 
 
 
 
2.4. Exercícios 
 
1) Uma amostra de 0,100 mol de propano, um dos constituintes do GLP, foi 
colocada em uma bomba calorimétrica com excesso de O2 e inflamada, 
segundo a equação: C3H8(g) + 5 O2(g) →→→→ 3 CO2(g) + 4 H2O(l) . A temperatura 
inicial do calorímetro era de 25o C e sua capacidade calorífica era 97 kJ/o C. A 
reação aumentou a temperatura para 27,282o C. 
a) Quantos joules foram liberados pela queima do propano ? 
b) Qual a variação de energia interna, em kJ/mol, para o C3H8 ? 
Respostas: 2,22 . 105 Joules ; ∆U = - 2.220 kJ/mol 
 
2) Quando 3,2 gramas de etanol (C2H5OH) são queimados em uma bomba 
calorimétrica, contendo 3,5 kg de água, a temperatura sobe 5,52o C. A 
capacidade calorífica (ou constante calorimétrica) do calorímetro vale 2550 
J/oC e o calor específico da água é 4,18 J/mol. K. Calcule o calor de 
combustão do etanol, em kJ/mol. 
Resposta: 1.897 kJ/mol 
 
3) Costuma-se considerar que a necessidade energética diária para uma pessoa 
de 50 kg seja de, aproximadamente, 2.000 kcal. Supondo que essa energia 
seja obtida unicamente pela queima de glicose, no metabolismo, calcule a 
massa de glicose a ser ingerida, por dia, sabendo que o valor energético desse 
alimento é de 17 kJ/grama. 
*** Obs.: 1 kcal = 4,18 kJ 
 
• Os assuntos Entropia, Entropia Padrão e Energia de 
Gibbs serão tratados com o devido 
aprofundamento na disciplina de Físico-Quìmica 
(Termodinâmica). 
 38
4) Sabe-se que o Poder Calorífico de um combustível é a quantidade de energia 
(em calorias ou Joules) liberada por unidade de massa queimada (grama, 
quilograma ou tonelada). Consultando tabelas de entalpias de combustão, 
calcule o Poder Calorífico, em calorias/grama, para os seguintes combustíveis: 
a) Hidrogênio 
b) Etanol 
c) Metanol 
d) Glicose 
e) C (grafite) 
 
5) De forma simplificada a reação de fotossíntese pode ser assim representada: 
6 CO2(g) + 6 H2O(v)_ →→→→ C6H12O6(s) + 6 O2(g) 
Sabendo que as entalpias de formação do CO2, H2O e glicose valem, 
respectivamente, - 94,0 , - 58,0 e – 242,0 kcal/mol, qual a entalpia da reação 
de fotossíntese ? 
Resposta: - 540,0 kcal/mol 
 
6) A decomposição do explosivo nitroglicerina libera grande volume de gases e 
considerável quantidade de calor, segundo a equação: 
4 C3H5(ONO2)3(l) →→→→ 12 CO2(g) + 10 H2O(g) + 6 N2(g) + O2(g) 
 As entalpias de formação da nitroglicerina, gás carbônico e vapor dágua 
valem, respectivamente: - 58,0 , - 94,1 e – 57,8 kcal/mol. A partir desses 
dados calcule a entalpia da reação na decomposição de 0,1 mol de 
nitroglicerina. 
 Resposta: - 36,85 kcal. 
 
7) As entalpias de combustão do etanol e do ácido acético valem, 
respectivamente – 326,7 e – 209,4 kcal/mol. No azedamento do vinho, o etanol 
presente oxida-se, em presença de enzimas produzidas pelo micro-organismo 
Mycoderma Acceti, formando ácido acético. A partir das entalpias acima, 
calcule a variação de entalpia envolvida na oxidação (fermentação) do etanol 
formando ácido acético. 
Resposta: - 117,3 kcal/mol 
 
8) A evaporação pela transpiração é um mecanismo pelo qual o corpo se desfaz 
do excesso de energia térmica e regula-se para manter uma temperatura 
constante. Quantos quilojoules são removidos do corpo pela evaporação de 
10,0 gramas de água ? 
Resposta: 24 kJ. 
 
9) A entalpia de combustão do metano vale – 212,88 kcal/mol e o calor latente de 
vaporização da água é 540 cal/grama. A partir desses dados, qual o volume de 
metano, nas CNTP, que deve ser queimado para converter 250 gramas de 
água a 20o C em vapor de água a 100o C ? 
 
 39
10) O valor energético dos alimentos é,em geral expresso, na forma de calor de 
combustão de carboidratos (como C6H12O6), gorduras (lipídios) e proteínas, 
correspondendo aos valores seguintes: 
a) carboidratos = 17,0 kJ/grama 
b) gorduras = 38,0 kJ/grama 
c) proteínas = 17,0 kJ/grama 
Consultando os dados indicados em alimentos industrializados que você 
consome, verifique, pelas quantidades mencionadas, se os valores estão 
corretos ou, pelo menos, aproximados. 
 
11) Uma vela é feita de um material ao qual se pode atribuir a fórmula genérica 
C20H42. Qual o calor liberado na combustão de 10,0 gramas dessa vela, em 
condições padrão, sabendo que na sua combustão a entalpia envolvida é 
correspondente a – 13,3 kJoule/mol ? 
Resposta: 0,47 kJoule 
 
12) A reação de combustão completa do metano libera 2,1 . 102 kcal por mol de 
CH4 queima, segundo a equação: CH4(g) + 2 O2(g) →→→→ CO2(g) + 2 H2O(l). A 
fusão nuclear a partir do lítio, correspondente a : 73Li + 11H →→→→ 2 42He libera 
uma quantidade de energia equivalente a 4,0 . 108 kcal por mol de Lítio. Para 
se ter a mesma quantidade de energia que é liberada na produção de 1,0 mol 
de Hélio, qual a massa de metano que deve ser queimada ? 
Resposta: 16 toneladas 
 
13) Considere a reação termoquímica de combustão do etanol líquido: 
C2H5OH(l) + 3 O2(g) →→→→ 2 CO2(g) + 3 H2O(l) ∆∆∆∆H = - 330,0 kcal/mol 
Sabendo que a massa específica do etanol é 0,782 g/ml, qual o volume de 
etanol líquido que deve ser queimado para obter 561 kcal ? 
Resposta: 100 mL 
 
14) Tanto gás natural como óleo diesel são utilizados como combustíveis em 
transportes urbanos. A combustão completa do gás natural e do óleo diesel 
liberam, respectivamente, 9,0 . 102 kJ e 9,0 . 103 kJ por mol de hidrocarboneto. 
A queima desses combustíveis contribui para o efeito estufa, pela produção de 
CO2 . Sabendo que esses dois combustíveis correspondem a CH4 e C14H30, 
para igual energia liberada, quantas vezes a contribuição do óleo diesel é 
maior do que o metano ? 
Resposta: 1,4 
 
15) A combustão do metanol e do etanol podem ser representadas pelas 
seguintes equações: 
I – CH4O(l) + 2 O2(g) →→→→ CO2(g) + 2 H2O(l) ∆∆∆∆H = - 671,0 kcal/mol 
II – C2H6O(l) + 3 O2(g) →→→→ 2 CO2(g) + 3 H2O(l) ∆∆∆∆H = - l.327,0 kcal/mol 
Sabe-se que as densidades desses dois líquidos são praticamente iguais. Na 
combustão de um mesmo volume, qual libertará mais calor ? 
Resposta: etanol 
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 *** Calores liberados: metanol = 20,96 kJ/g; etanol = 28,84 kJ/g 
 
 
*** Testes de nivelamento (não serão corrigidos ou comentados) 
 
1 - O calor liberado na combustão de um mol de carbono grafite é 94 kcal. O calor 
liberado na combustão total de 6 g de carbono grafite, em kcal, é 
A) 25. 
B) 30. 
C) 47. 
D) 188. 
E) 282. 
 
2 - Na reação de combustão do carvão vegetal utilizado no preparo de um 
churrasco, verifica-se 
A) absorção de calor, pois é um processo exotérmico. 
B) liberação de calor, pois é um processo endotérmico. 
C) variação de entalpia positiva, pois um processo exotérmico. 
D) transformação de energia térmica em energia química, pois é um processo 
endotérmico. 
E) diminuição de energia dos produtos em relação aos reagentes, pois é um 
processo exotérmico. 
 
3 - A reação cujo efeito térmico representa o calor de formação do ácido sulfúrico 
é: 
A) H2O(l) + SO3(g) → H2SO4(l) 
B) H2(g) + SO2(g) + O2(g) → H2SO4(l) 
C) H2O(l) + S(rômbico) + 3/2 O2(g) → H2SO4(l) 
D) H2S(g) + 2 O2(g) → H2SO4(l) 
E) H2(g) + S(rômbico) + 2 O2(g) →H2SO4(l) 
 
4 - Dadas as equações termoquímicas, a 1 atm e 250 C. 
I. CH4 + 2 O2 →→→→ CO2 + 2 H2O ∆∆∆∆HI = - 888 kJ/mol 
II. C2H6O + 3 O2 →→→→ 2 CO2 + 3 H2O ∆∆∆∆HII = - 1373 kJ/mol 
III. C8H18 + 25/2 O2 →→→→ 8 CO2 + 9 H2O ∆∆∆∆HIII = - 5110 kJ/mol 
IV. H2 + 1/2 O2 →→→→ H2O ∆∆∆∆HIV = - 286 kJ/mol 
V. C + O2 →→→→ CO2 ∆∆∆∆HV = - 393,5 kJ/mol 
 
o combustível que libera a maior quantidade de calor, por grama consumido, é 
A) CH4 
B) C2H6O 
C) C8H18 
D) H2 
E) C 
 
 
 41
5 - A alternativa que representa uma reação que libera a maior quantidade de 
calor por mol de produto formado é 
 
A) 4 Fe + 3 O2 →→→→ 2 Fe2O3 ∆∆∆∆ H = - 390 kcal 
B) 3 O2 →→→→ 2 O3 ∆∆∆∆ H = + 68 kcal 
C) H2 + Cl2 →→→→ 2 HCl ∆∆∆∆ H = - 44,2 kcal 
D) H2 + I2 →→→→ 2 HI ∆∆∆∆ H = + 12,4 kcal 
E) C + O2 →→→→ CO2 ∆∆∆∆ H = - 94,0 kcal 
 
6 - Os processos de formação da água no estado líquido e no estado de vapor, a 
250 C e 1,0 atm, podem ser representados, respectivamente, por 
 
I. H2(g) + ½ O2(g) →→→→ H2O(l) ∆∆∆∆H = - 68,3 kcal/mol 
II. H2(g) + ½ O2(g) →→→→ H2O(g) ∆∆∆∆H = - 57,8 kcal/mol 
 
Considerando-se que a densidade da água é 1,0 g/mL, pode-se afirmar que a 
quantidade de calor, em kcal, necessária para ferver 1,0 litro de água líquida é 
A) 105,0 
B) 583,3 
C) 1.714,3 
D) 3.211,0 
E) 3.709,0 
 
7 - A reação de fotossíntese e a de combustão da glicose estão representadas 
nas seguintes equações: 
6 CO2(g) + 6 H2O(l) →→→→ C6H12O6(s) + 6 O2(g) 
C6H12O6(s) + 6 O2(g) →→→→ 6 CO2(g) + 6 H2O(l) 
A energia envolvida na combustão de um mol de glicose é de 2,8 . 106 J. Ao 
produzir 0,1 mol de glicose, a planta 
A) libera 2,8 . 106 J. 
B) libera 1,4 . l06 J. 
C) absorve 2,8 . 106 J. 
D) absorve 2,8 . 105 J. 
E) absorve 1,4 . 105 J. 
 
8 - Considere as seguintes transformações: 
 
I. 2 CO2(g) →→→→ 2 CO(g) + O2(g) 
II. HgO(s) →→→→ Hg(l) + ½ O2(g) 
III. C2H5OH(l) + 3 O2(g) →→→→ 2 CO2(g) + 3 H2O(l) 
IV. H2O(l) →→→→ H2O(s) 
V. Pb(s) →→→→ Pb(l) 
 
Representa uma reação química exotérmica a alternativa 
A) I B) II C) III D) IV E) V 
 
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9 - Dissolvendo-se NH4Cl em água, observa-se um abaixamento de temperatura 
do sistema. Por outro lado dissolvendo-se NaOH em água, ocorre um aumento de 
temperatura do sistema. 
As diferenças nesses processos podem ser explicadas considerando que 
A) NH4Cl sofre dissolução exotérmica e o NaOH endotérmica. 
B) A entalpia de dissolução do NH4Cl é menor que zero e a do NaOH é maior do 
que zero. 
C) A dissolução do NH4Cl ocorre com absorção de calor e a do NaOH com 
liberação. 
D) As duas soluções apresentam entalpia dos reagentes maior do que a dos 
produtos. 
E) NaOH é uma base e o NH4Cl é um sal. 
 
10 - A transformação de 1 mol de hematita em ferro metálico é representada pela 
seguinte equação não balanceada: 
1 Fe2O3(s) + ___C(s) →→→→ ___Fe(s) + ___CO(g) ∆∆∆∆H = + 491 kJ 
A quantidade de calor envolvida na obtenção de 55,8 g de ferro é, 
aproximadamente, igual a 
A) 491,5 kJ de calor liberado. 
B) 491,5 kJ de calor absorvido. 
C) 245,7 kJ de calor liberado. 
D) 245,7 kJ de calor absorvido. 
E) 983,0 kJ de calor liberado. 
 
11 - O gás natural começa a chegar no Rio Grande do Sul. O gaseoduto de 
Transporte Bolívia-Brasil está em fase de implantação e transportará o gás natural 
diretamente de Santa Cruz de La Sierra até o solo gaúcho. A combustão do 
metano, principal componente do gás natural, é representada pela seguinte 
equação não balanceada 
CH4(g) + O2(g →→→→ CO2(g) + H2O(l) ∆∆∆∆H = - 882 kJ 
A energia, em kJ, fornecida, após 5 minutos, por uma chama que queima metano 
completamente, na razão de 2,24 L/min nas C.N.T.P. é, aproximadamente, 
A) 88 
B) 441 
C) 1600 
D) 1764 
E) 3510 
 
12 - Durante o processo da fotossíntese realizada por plantas verdes, a energia 
luminosa do sol força a formação de glicose a partir do dióxido de carbono e água. 
Com relação a essa transformação, afirma-se que 
I. Há formação de um glicídio e um gás combustível. 
II. Ocorre com absorção de energia, portanto trata-se