Fisico Química

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 UNIVERSIDADE FEDERAL DE JUIZ DE FORA
Química
Coordenação: Letícia Couto Bicalho
 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DE JUIZ DE FORA
CURSINHO PRÉ-UNIVERSITÁRIO POPULAR
FÍSICO-QUÍMICA
Profª. Carlos Eduardo Rocha de Almeida
 
 
 
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Curso Pré Universitário Popular – UFJF Prof. Carlos Eduardo Físico-Química. 
 
1 - SOLUÇÕES 
 
Solução é qualquer mistura homogênea 
de duas ou mais substâncias. 
Os componentes de uma solução são 
chamados de soluto e de solvente: 
- soluto: substância dissolvida no solvente. Em 
geral, está em menor quantidade na solução. 
- solvente: substância que dissolve o soluto. 
As soluções mais importantes para os 
seres vivos são aquelas em que o solvente é a 
água, denominadas aquosas. O fluído dos 
tecidos, o plasma sanguíneo e a água que 
bebemos são exemplos de soluções aquosas. 
 
1. Classificação das soluções. 
 
As soluções podem ser encontradas em 
qualquer fase de agregação: sólida, líquida e 
gasosa. 
 
 
Baseando no coeficiente de solubilidade, 
classificamos as soluções em: 
- não saturadas ou insaturadas: contêm uma 
quantidade de soluto dissolvido menor que a 
estabelecida pelo coeficiente de solubilidade. Elas 
ainda são capazes de dissolver mais soluto. 
- saturadas: atingiram o coeficiente de 
solubilidade, ou seja, contêm uma quantidade de 
soluto dissolvido igual à sua solubilidade naquela 
temperatura. Se adicionarmos mais soluto nessa 
solução, a massa excedida não se dissolverá e se 
depositará no fundo do recipiente. 
- supersaturadas: contêm uma quantidade de 
soluto dissolvido maior que a estabelecida pelo 
coeficiente de solubilidade (instáveis). 
 
Consideremos a curva de solubilidade do 
nitrato de potássio (KNO3) em água: 
De acordo com a proporção entre soluto e 
solvente ainda podem ser classificadas como: 
- Soluções diluídas: pouco soluto em relação ao 
solvente; 
- Soluções concentradas: contêm grande 
quantidade de soluto. 
Quanto à natureza do soluto as soluções 
podem ser: 
- iônicas: quando as partículas dispersas são 
íons. Permitem a passagem de corrente elétrica. 
- moleculares: o soluto é uma substância 
molecular. 
Há muitas soluções que apresentam 
moléculas e íons ao mesmo tempo, como no caso 
de uma solução de ácido acético onde estão 
presentes muitas moléculas (CH3COOH) e 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
http://www.furg.br/furg/depto/quimica/solubi.html 
poucos íons (CH3COO e H
+
). 
 
3. Curva de solubilidade 
 
2. Solubilidade e coeficiente de 
solubilidade 
 
A solubilidade é a propriedade que as 
substâncias têm de se dissolverem num solvente. 
Varia de soluto para soluto, com o tipo de 
solvente e é diretamente influenciada pela 
temperatura. 
A quantidade máxima de soluto dissolvida 
numa dada quantidade de solvente, a uma 
determinada temperatura, é denominada 
coeficiente de solubilidade. 
 
Exemplo: 357g de NaCl por litro de água a 0°C 
36g de NaCl por 100g de água a 20°C 
 
As curvas de solubilidade representam a 
variação dos coeficientes de solubilidade das 
substâncias em função da temperatura. 
 
 
http://quimica- 
dicas.blogspot.com/2009/09/solubilidade-de-uma- 
substancia-varia.html 
 
 
 
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Existem três tipos de curva:
- Ascendentes: representam as substâncias cujo 
coeficiente de solubilidade aumenta com a 
temperatura. 
- Descendentes: representam substâncias cujo 
coeficiente de solubilidade diminui com a 
temperatura. Percebemos esse comportamento 
na dissolução de gases em líquidos, onde a 
solubilidade do gás aumenta com a elevação da 
pressão e, consequentemente, diminui com a 
elevação da temperatura. 
- Curvas com inflexões: representam as 
substâncias que sofrem modificações em sua 
estrutura com a variação da temperatura. 
Geralmente a presença de pontos de inflexão ao 
longo da curva, indica que está ocorrendo a 
desidratação do soluto mediante aumento de 
temperatura. 
 
4. Concentração das soluções 
 
Concentração de solução é o modo em 
que se expressa a relação entre a quantidade de 
soluto e de solução ou de soluto e de solvente. 
 
4.1. Concentração em massa 
 
É a razão entre a massa de soluto e o volume 
de solução. 
 
 
 
 
Unidade: gramas por litro (g/L) 
 
Exemplo: Qual a concentração em g/L de uma 
solução de nitrato de potássio que contem 60g do 
sal em 300cm
3 
de água. 
 
Solução: 300cm
3 
= 300mL = 0,3L 
 
 
 
 
 
4.2. Concentração em quantidade de 
matéria 
 
É a razão entre o número de mols do soluto e 
o volume da solução em litros. 
 
 
 
 
Unidade: mol por litro (mol/L) 
Considerando que: 
 
 
 
Podemos escrever: 
 
 
Exemplo: Qual a concentração em mol/L de uma 
solução de iodeto de sódio que contem 45g do sal 
em 400mL de solução? 
Massas atômicas: Na = 23; I = 127. 
Solução: MMNaI = 23 + 127 = 150g/mol 
V = 400mL = 0,4L 
 
 
4.3. Título em massa 
 
É a razão entre a massa do soluto e a massa 
da solução. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O título não tem unidade, mas pode ser 
expresso em porcentagem passando, assim, a 
ser chamado de porcentagem em massa: 
 
 
 
 
 
Exemplo: Uma solução de cloreto de potássio 
(KCl) 10% possui 10 g de soluto em 100 g de 
solução ou 90 g de água. 
 
O título ainda pode ser escrito em termos 
de volume. As definições são idênticas às 
anteriores, trocando apenas massa por volume. 
 
4.4. PPM 
 
Para indicar concentrações extremamente 
pequenas usamos a unidade partes por milhão, 
ppm. 
 
1 ppm (m/m) = 1 mg de soluto / 1 kg de mistura 
1 ppm (m/v) = 1 mg de soluto / 1 L de solução 
 
4.5. Densidade 
 
 
É a razão entre a massa e o volume de uma 
solução. 
 
 
 
 
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Unidade: gramas por mL (g/mL) 
 
 
 
 
4.6. Relação entre concentração e título 
http://quimica- 
profucila.blogspot.com/2010/06/mistura-de- 
solucoes.html 
 
A quantidade de soluto é a mesma antes 
e depois da diluição: 
 
Das definições: 
 
obtemos: 
 
C = τ . d 
com a densidade expressa em g/L. 
Para a densidade em g/mL temos: 
 
 
C = τ . d . 1000 
 
 
4.7. Convertendo C(g/L) em C(mol/L) 
 
 
 
 
Exemplo: Qual a concentração em mol/L de uma 
solução de HCl que apresenta concentração igual 
a 146g/L? 
Massas atômicas: H = 1; Cl = 35,5 
m1 = m2 
 
Sabemos que m = C . V, portanto: 
C1 . V1 = C2 . V2 
Onde V2 é igual ao volume inicial da solução mais 
o volume de solvente adicionado. 
 
Exemplo: Um volume de 500mL de uma solução 
aquosa de CaCl2 0,3mol/L é diluída até o volume 
final de 1500mL. Qual a concentração final da 
solução? 
 
Solução: Ci . Vi = Cf . 
Vf 
0,3mol/L . 500mL = Cf . 1500mL 
Cf = 0,1mol/L 
 
6. Quantidade de partículas em um 
volume de solução 
 
Para determinar a quantidade de 
moléculas ou íons numa solução precisamos 
considerar a natureza do soluto e o seu 
comportamento na presença do solvente, no caso 
a água. 
Consideremos uma solução 2mol/L de 
ácido nítrico. O ácido nítrico é um eletrólito forte 
e,em água, se ioniza de acordo com a equação: 
Solução: MMHCl = 1 + 35,5 = 36,5g/mol + -
 
HNO3(l) → H (aq) + NO3 (aq)5. Diluição 
 
 
Diluir uma solução é adicionar solvente 
diminuindo assim sua concentração. 
Portanto, nessa solução não existem 
mais moléculas de soluto, mas íons. Como cada 
molécula origina um íon H
+ 
e um NO 
-
, em 1L de 
solução 2mol/L desse ácido há 2mol de íons H
+ 
e 
2mol de íons NO 
-
. 
Essa condição só é verdadeira para 
solutos que sofrem ionização (principalmente 
ácidos) ou dissociação (sais e alguns hidróxidos) 
em água. 
 
7. Mistura de soluções de mesmo soluto 
 
 
soluto: 
Se misturarmos duas soluções de mesmo 
 
 
 
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A massa total do soluto será a soma das massas 
do soluto das soluções iniciais. O mesmo 
 
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acontece com o solvente, o volume final é a soma 
dos iniciais. Assim a concentração final é a razão 
entre a quantidade final de soluto e o volume 
final: 
 
 
 
 
8. Mistura de soluções com reação 
química 
 
Ocorre quando se mistura uma solução 
de um ácido com uma solução de uma base, ou 
uma solução de um oxidante com uma solução de 
um redutor, ou uma solução de dois sais que 
reagem entre si. Isso nos permite determinar a 
concentração de uma solução por meio de uma 
técnica conhecida como titulação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
http://www.profpc.com.br/Solu%C3%A7%C3%B5 
es.htm#Titulação 
 
Exemplo: Uma alíquota de 25mL de NaOH foi 
neutralizada totalmente quando titulada com 
40mL de HCl 0,25mol/L. Qual a concentração da 
solução de NaOH? 
 
Solução: NaOH(aq) + HCl(aq)  NaCl(aq) + 
H2O(l) 
 
n° mol HCl = n° mol NaOH 
CHCl . VHCl = CNaOH . VNaOH 
0,25mol/L . 40mL = CNaOH . 25mL 
CNaOH = 0,4mol/L 
 
EXERCÍCIOS 
ENEM 
1. A tabela seguinte fornece dados sobre 
a solubilidade do KCl em diversas 
temperaturas. 
 
Analisando essa tabela pode-se prever que a 
adição de 60 g de KCl em 200 g de água sob 
temperatura constante de 50ºC formará uma 
solução aquosa ............... e ............... corpo 
de fundo. Resfriando-se o sistema a 10ºC, a 
solução se apresentará ............... e ............... 
corpo de fundo. 
Para completar corretamente o texto, as lacunas 
devem ser preenchidas, na ordem em que 
aparecem, por: 
a) saturada – sem – insaturada – com 
b) insaturada – sem – saturada – sem 
c) insaturada – sem – saturada – com 
d) insaturada – sem – insaturada – sem 
e) saturada – com – saturada – com 
 
 
 
 
 
2. O gráfico seguinte dá a solubilidade em água 
do açúcar de cana em função da temperatura. 
 
 
Adicionou-se açúcar a 100 g de água a 50ºC até 
não mais o açúcar se dissolver. Filtrou-se a 
solução. O filtrado foi deixado esfriar até 20ºC. 
Qual a massa aproximada de açúcar que 
precipitou? 
a) 100 g 
b) 80 g 
80 
 
c) 50 g 
d) 30 g 
e) 20 g 
 
3. O “soro caseiro” consiste em uma solução 
aquosa de cloreto de sódio 3,5g/L e de sacarose 
11g/L. A massa de cloreto de sódio e de sacarose 
necessárias para preparar 500mL de soro caseiro 
são respectivamente: 
a) 17,5g e 55g 
 
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b) 175g e 550g 
c) 1750mg e 5500mg 
d) 17,5mg e 55mg 
e) 175mg e 550mg 
 
4. Para um determinado alimento ser considerado 
light, o mesmo deve apresentar redução mínima 
de 25% em gordura, proteína ou carboidratos em 
relação ao convencional. Considerando que um 
copo de 200 mL de suco de laranja convencional 
possui 20 gramas de carboidratos, qual é a 
concentração máxima de carboidratos, em g L
-1
, 
presente em um copo de 200 mL de suco de 
laranja light? 
a) 5,0 b) 
75,0 c) 
100,0 d) 
0,5 
e) 7,5 
 
5. Uma substância capaz de dissolver o soluto é 
denominada solvente; por exemplo, a água é um 
solvente para o açúcar, para o sal e para várias 
outras substâncias. A figura a seguir ilustra essa 
citação. 
 
 
Suponha que uma pessoa, para adoçar seu 
cafezinho, tenha utilizado 3,42 g de sacarose 
(massa molar igual a 342g/mol) para uma xícara 
de 50mL do líquido. Qual é a concentração final, 
em mol/L, de sacarose nesse cafezinho? 
a) 0,02 
b) 0,2 
c) 2 
d) 200 
e) 2000 
 
6. O gás sulfídrico (H2S), produto da fermentação 
do esgoto chegou a atingir o elevado índice de 
0,4 mg/L, no rio Tietê. Tal índice expresso em 
molaridade seria aproximadamente: 
Dados: H = 1 e S = 32 
a) 1,17 · 10
–5
 
b) 1,2 · 10
–4 
c) 2,35 · 10
–5 
d) 3,4 · 10
–4 
e) 1,7 · 10
–4
 
 
7. A concentração de íons fluoreto de uma água 
de uso doméstico é de 5,0.10
-5
mol/L. Se uma 
pessoa tomar 3,0 L dessa água por dia, ao fim de 
um dia a massa de fluoreto, em mL, que essa 
pessoa ingeriu é de: 
82 
 
Dado: massa mola do fluoreto = 19,0g/mol 
a) 0,9 
b) 1,3 
c) 2,8 
d) 5,7 
e) 15 
 
8. Soluções de uréia, (NH2)2CO, podem ser 
utilizadas como fertilizantes. Uma solução foi 
obtida pela mistura de 210 g de uréia e 1.000 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: 
 
 
9. Para combater a dengue, as secretarias de 
saúde recomendam que as pessoas reguem 
vasos de plantas com uma solução de água 
sanitária. Um litro de água sanitária contém 0,35 
mol de hipoclorito de sódio (NaClO). A 
porcentagem em massa de hipoclorito de sódio 
na água sanitária, cuja densidade é 1,0 g/mL, é 
aproximadamente: 
a) 35,0. 
b) 3,50. 
c) 26,1. 
d) 7,45. 
e) 2,61. 
 
10. Para preparar uma solução diluída de 
permanganato de potássio, KMnO4, a 0,01 g/L 
para aplicação anti-séptica, parte-se de uma 
solução de concentração de 25 g/L.Sabendo-se 
que o volume médio de uma gota é de 0,05 mL, o 
número de gotas da solução concentrada 
necessário para preparar 5 litros dessa solução 
diluída é: 
a) 10. 
b) 20. 
c) 30. 
d) 40. 
e) 50. 
 
11. Por evaporação em uma solução aquosa 
2 .10
-2 
molar de certo sal, obtiveram-se 200mL de 
uma solução 1molar. Então, é correto afirmar que: 
a) o número de mols de soluto na solução inicial 
era maior que na final. 
b) houve evaporação de 9,8L de solvente. 
c) o volume da solução inicial era de 1L. 
 
83 
 
 
Amostra 
Porcentagem 
Sn (%) 
Porcentagem 
Pb (%) 
I 60 40 
II 62 38 
III 65 35 
IV 63 37 
V 59 41 
 
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d) o número de mols de soluto na solução inicial 
era menor que na final. 
e) houve evaporação de 10L de água. 
 
12. O volume de uma solução de hidróxido de 
sódio 1,5M que deve ser misturado a 300mL de 
uma solução 2,0M da mesma base, a fim de 
torná-la solução 1,8M é: 
a) 200mL 
b) 20mL 
c) 2000mL 
d) 400mL 
e) 350mL 
 
13. Para se determinar o conteúdo de ácido 
acetilsalicílico (C9H8O4) num comprimido 
analgésico, isento de outras substâncias ácidas, 
1,0 g do comprimido foi dissolvido numa mistura 
de etanol e água. Essa solução consumiu 20 mL 
de solução aquosa de NaOH, de concentração 
0,10 mol/L, para reação completa. Ocorreu a 
seguinte transformação química: 
 
C9H8O4(aq) + NaOH(aq) → NaC9H7O4 (aq) + H2O 
(l) 
 
Logo, a porcentagem em massa de ácido 
acetilsalicílico no comprimido é de, 
aproximadamente, 
Dado: massa molar do C9H8O4 = 180 g/mol 
a) 0,20% 
b) 2,0% 
c) 18% 
d) 36% 
e) 55% 
 
14. Misturaram-se 200 mL de uma solução de 
H3PO4, de concentração igual a 1,5 mol/L, com 
300 mL de uma solução 3,0 molar do mesmo 
ácido. 10 mL da solução resultante foi utilizada 
para se fazer a titulação de 20 mL de uma 
solução de NaOH. A partir desses dados, qual a 
concentração da solução de NaOH em g/L?Massas molares (g/mol): Na = 23; O = 16; H = 1 
a) 510 
b) 440 
c) 74,5 
d) 3,60 
e) 144 
 
15. O magnésio é obtido da água do mar por um 
processo que se inicia pela reação dos íons Mg
+2 
com óxido de cálcio, conforme a equação: 
b) 40g 
c) 56g 
d) 2,1g 
e) 0,24g 
 
 
16. (Enem) Certas ligas estanho-chumbo com 
composição específica formam um eutético 
simples, o que significa que uma liga com essas 
características se comporta como uma substância 
pura, com um ponto de fusão definido,no caso 
183ºC. Essa é uma temperatura inferior mesmo 
ao ponto de fusão dos metais que compõe esta 
liga (o estanho puro funde a 232ºC e o chumbo 
puro a 320ºC), o que justifica sua ampla utilização 
na soldagem de componentes eletrônicos, em 
que o excesso de aquecimento deve sempre ser 
evitado. De acordo com as normas internacionais, 
os valores mínimo e máximo das densidades para 
essas ligas são de 8,74 g/mL e 8,82 g/mL, 
respectivamente. As densidades do estanho e do 
chumbo são 7,3g/mL e 11,3 g/mL, 
respectivamente. Um lote contendo 5 amostras 
de solda estanho-chumbo foi analisado por um 
técnico, por meio da determinação de sua 
composição percentual em massa, cujos 
resultados estão mostrados no quadro a seguir 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Disponível em: 
http://www.eletrica.ufpr.br. 
 
Com base no texto e na análise realizada pelo 
técnico, as amostras que atendem às normas 
internacionais são 
a) I e II. 
b) I e III. 
c) II e IV. 
d) III e V. 
e) IV e V. 
 
17. Uma solução de ácido sulfúrico (H2SO4), para 
ser utilizada em baterias de chumbo de veículos 
automotivos, deve apresentar concentração igual 
a 4mol/L. O volume total de uma solução 
Mg
+2
 
+2 adequada para se utilizar nestas baterias, que
 
(aq) + CaO(s) + H2O(l) → Mg(OH)2(aq) + 
Ca 
(aq) 
pode ser obtido a partir de 500mL de solução de 
Sabendo que a concentração de Mg
+2 
no mar é 
0,054mol/L, a massa de CaO necessária para 
precipitar o magnésio contido em 1,0L de água do 
mar é: 
Dados: Massas atômicas: H = 1; O = 16; Mg = 24; 
Ca = 40. 
a) 3,0g 
84 
 
H2SO4 de concentração 18mol/L, é igual a: 
a)0,50L b)2,00L c)2,25L d)4,50L e)9,00L 
 
18. O cloreto de hidrogênio é um gás que, quando 
dissolvido em água, forma uma solução corrosiva 
de ácido clorídrico e pode ser utilizada para 
remover manchas em pisos e paredes de pedra. 
 
85 
 
a)1,0mol/L b)0,06molL c)0,08mol/L 
d)0,03mol/L e)1,3mol/L 
 
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Esse gás pode ser produzido pela reação entre o 
gás cloro e o gás hidrogênio. Considerando a 
formação do cloreto de hidrogênio, responda aos 
itens abaixo. 
a) Escreva a reação balanceada de produção do 
cloreto de hidrogênio. 
 
b) Calcule a concentração, em mol.L
-1
, quando 
4,00 litros de uma solução é preparada pela 
dissolução de cloreto de hidrogênio produzido 
pelo consumo de 1,00mol de gás cloro, com 
concentração suficiente de gás hidrogênio. 
 
19. Num refrigerante tipo “cola”, a análise 
química determinou uma concentração de íons 
3-
 
23. O conteúdo de etanol em uma cachaça é de 
460 gramas por litro. Misturou-se 1,0 litro desta 
cachaça com 1,0 litro de água. 
Dado: massas atômicas: C = 12; H = 1; O = 16 
Qual o número de mols de etanol na solução 
resultante. 
 
a)7mol b)8mol c)9mol d)10mol e)6mol 
 
 
24. Uma solução aquosa de cloreto de sódio deve 
ter 0,90% em massa do sal para que seja 
utilizada como solução fisiológica (soro). O 
volume de 10,0 mL de uma solução aquosa de 
cloreto de sódio foi titulado com solução aquosa 
fosfato (PO4 ) igual a 0,15g/L. Qual a 0,10 mol/L de nitrato de prata, exigindo 
concentração de fosfato, em mol/L, nesse 
refrigerante? 
Dados: massas atômicas: P = 31; O = 16 
a)1,6.10
-3
mol/L b)2,1.10
-3
mol/L c)1,3.10
3 
mol/L 
d)1,6.10
3
mol/L e)3,0.10mol/L 
 
20. Assinale a alternativa que indica o volume de 
solução aquosa de ácido clorídrico (HCl) 0,05 mol 
L
-1 
que, ao reagir com 
30 mL de uma solução aquosa 1,0 mol L
-1 
de 
KOH, originará uma solução com pH igual a 7. 
a) 200 mL. 
b) 350 mL. 
c) 600 mL 
d) 1600 mL. 
e) 500 mL. 
 
 
 
21. (Unesp) O etanotiol (CH3CH2 - SH) é uma 
substância tóxica e tem um odor tão forte que 
uma pessoa pode detectar 0,016mol disperso em 
5,0×10
10
gramas de ar.Sabendo-se que a 
densidade do ar é 1,25g/L e supondo distribuição 
uniforme do etanotiol no ar, a quantidade limite, 
em mol/L, que uma pessoa pode detectar é: 
a) 1,6 × 10
•2
. 
b) 2,0 × 10
•11
. 
c) 2,5 × 10
•11
. 
d) 4,0 × 10
•13
. 
e) 1,0 × 10
•23
 
 
22. Em um balão volumétrico de 1000mL, 
juntaram-se 250mL de uma solução 2,0M de 
ácido sulfúrico com 300mL de uma solução 1,0M 
do mesmo ácido e completou-se o volume até 
1000mL com água destilada. Qual será a 
molaridade da solução resultante. 
exatamente 20,0 mL de titulante. 
a) A solução aquosa de cloreto de sódio pode ou 
não ser utilizada como soro fisiológico? 
Justifique sua resposta. 
 
b) Supondo 100% de rendimento na reação de 
precipitação envolvida na titulação, calcule a 
massa de cloreto de prata formado. 
Dados: massas molares, em g/mol: Na = 23,0; 
Cl = 35,5; Ag = 107,9; densidade da solução 
aquosa de NaCl = 1,0 g/mL. 
 
25. 200mL de solução 1,2mol/L de ácido 
clorídrico reagem com zinco segundo a equação: 
 
2HCl(aq) + Zn(s) → ZnCl2(aq) + H2(g) 
 
Que massa de zinco reage? 
 
a)7,8g b)5,2g c)8,5g d)9,0g e)6,7g 
 
 
Gabarito 
 
1. c 8. a 
2. b 9. e 
3. c 10. d 
4. b 11. b 
5. b 12. a 
6. a 13. d 
7. c 14. e 
15. a 
16. c 
17. c 
18. a) H2(g) + Cl2(g)  HCl(g) 
b) 0,50mol/L 
19. a 
20. c 
21. d 
22. c 
23. d 
24. a) Não. 
b) 0,287g 
25. a
86 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Curso Pré Universitário Popular – UFJF Prof. Carlos Eduardo Físico-Química. 
 
1. TERMOQUÍMICA 
 
A energia é um assunto de grande 
importância não apenas nos meios científicos, 
mas também para a sociedade em geral. 
Entre as fontes energéticas mais 
importantes estão os combustíveis, substâncias 
que ao sofrerem combustão, liberam energia na 
forma de calor. 
Grande parte dos processos utilizados 
para obter energia provoca sérios problemas 
ambientais. No entanto, do conhecimento cada 
vez maior a respeito do fluxo de energia e dos 
fenômenos energéticos podem resultar novas 
formas de obter energia. 
A busca por fontes energéticas menos 
poluentes, ou até mesmo não poluentes, é uma 
das prioridades das pesquisas na área da 
termoquímica. 
 
1. Calor 
 
O conceito científico de calor relaciona-se 
com a diferença de temperatura entre dois 
sistemas. O calor é o processo de transferência 
de energia de um sistema, a uma temperatura 
mais alta, para outro, a uma temperatura mais 
baixa. Quanto maior a diferença de calor entre os 
dois sistemas, maior a quantidade de calor 
transferida. 
Quando aquecido, a quantidade de calor que 
um corpo pode receber depende da diferença de 
temperatura entre o corpo e a fonte de calor, do 
calor específico do material de que é feito o corpo 
e de sua massa. 
 
Q = m . c . ∆T 
 
É usual expressar quantidade de calor em 
calorias (cal). Caloria é a quantidade de energia 
necessária para elevar em 1ºC a temperatura de 
1 grama (o equivalente a 1 mililitro) de água. 
Pode-se expressar quantidade de calor 
também em joule, lembrando que 1 cal = 4,184 J. 
 
2. Processos endotérmicos e 
exotérmicos 
 
A formação e a ruptura de ligações envolvem 
a interação da energia com a matéria. Assim 
como na mudança de estados físicos,as 
transformações da matéria ocorrem com 
absorção ou liberação de energia. 
São dois os processos em que há troca de 
energia na forma de calor: 
 
- Processo exotérmico: o sistema libera calor e o 
ambiente é aquecido. 
 
 
 
 
 
Queima de velas e condensação da água 
 
- Processo endotérmico: o sistema absorve calor 
e o ambiente se resfria. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cozimento de alimentos e bolsa de gelo instantânea 
 
3. Entalpia e variação de entalpia 
 
Nas reações químicas e nas 
transformações físicas, a quantidade de calor 
liberada ou absorvida é conhecida como calor de 
reação. Os calores de reação representam a 
variação de entalpia (∆H) do sistema, quando os 
processos ocorrem à pressão constante. 
A entalpia (H) de um sistema está 
relacionada à sua energia interna e, na prática, 
não pode ser determinada. Entretanto consegue- 
se medir a variação de entalpia (∆H) de um 
processo através de aparelhos chamados 
calorímetros. 
O cálculo da variação de entalpia é dado 
pela expressão genérica: 
 
∆H = Hfinal – Hinicial 
 
ou 
 
∆H = Hprodutos - Hreagentes 
 
- Reações endotérmicas: R + calor  P 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Nesse caso, há absorção de calor no 
processo, portanto a Hprodutos é maior do que a 
Hreagentes e ∆H é positivo. 
87 
 
 
 
88 
 
 
 
Curso Pré Universitário Popular – UFJF Prof. Carlos Eduardo Físico-Química. 
 
- Reações exotérmicas: R  P + calor 
 
 
Nesse caso há liberação de calor, 
portanto a Hprodutos é menor do que a Hreagentes 
e 
∆H é negativo. 
 
4. Entalpia e estados físicos 
 
As mudanças de estado físico de uma 
substância também envolvem trocas de calor. A 
quantidade de energia envolvida está relacionada 
com as modificações nas atrações entre as 
partículas da substância, ou seja, com as 
interações intermoleculares. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
http://tomdaquimica.zip.net/arch2010-1226_2011-01-01.html 
 
Na fusão e na vaporização, as interações 
moleculares são reduzidas, a entalpia da 
substância aumenta caracterizando processos 
endotérmicos. 
Na liquefação há formação de interações 
moleculares do estado líquido e na solidificação 
as interações moleculares ficam mais intensas. A 
entalpia da substância diminui, caracterizando um 
processo exotérmico. 
 
5. Equações termoquímicas 
 
Nas equações termoquímicas devem ser 
indicados todos os fatores que influem nas 
variações de entalpia das reações. Por isso 
devem ser destacados aspectos como o estado 
89 
 
 
 
 
físico dos reagentes e dos produtos,
 os coeficientes estequiométricos,
 as variedades alotrópicas, a 
temperatura e a pressão, bem como o ∆H do 
processo. 
 
Exempl
o: 
Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H = -394kJ (a 25°C, 1 
atm) 
 
Com o intuito de fazer comparações 
entre processos, foi criado um referencial: a 
entalpia- padrão (∆H°). A entalpia-padrão é 
utilizada quando a variação da entalpia da 
reação é determinada no estado-padrão das 
substâncias (forma mais estável, a 25°C, sob 
pressão de 1 atm para os gases e na 
concentração de 1 mol/L em soluções). 
É importante considerar que: 
- O valor de ∆H é diretamente proporcional às 
quantidades de reagentes e de produtos que 
aparecem na equação termoquímica. 
- Quando uma reação ocorre no sentido 
contrário ao indicado na equação química, se a 
reação direta for exotérmica, a inversa será 
endotérmica, e vice-versa. 
 
6. Entalpia das reações 
químicas 
 
6.1. Entalpia de 
combustão 
 
A entalpia de combustão, ∆Hc°, é a variação 
de entalpia na combustão completa de 1 mol de 
uma substância no estado-padrão. 
Reações de combustão são aquelas em que 
uma substância denominada combustível, reage 
com o gás oxigênio (O2). Numa combustão 
completa os produtos da reação são somente 
CO2 e H2O. 
 
Exemplo: 
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 
2H2O(l) 
∆H = - 212,8kcal/mol 
 
Nessas reações, ∆H é sempre negativo, 
ou seja, são reações exotérmicas. 
 
6.2. Entalpia de formação 
 
A entalpia padrão de formação, ∆Hf°, é a 
variação de entalpia para a formação de uma 
substância composta a partir de seus elementos 
constituintes na forma de substâncias simples no 
estado-padrão. 
 
Exemplo: 
 
 
Quando uma substância simples já se 
encontra em seu estado-padrão, considera-se, 
por convenção, ∆Hf° igual a zero. 
Entalpias padrão de formação podem ser 
combinadas para obter a entalpia padrão de 
qualquer reação: 
 
90 
 
 
Substância 
Entalpia de formação 
(KJ/mol) 
Amônia (gás) - 46 
Ácido clorídrico (gás) - 92 
Cloreto de amônio 
(sólido) 
 
-314 
 
Curso Pré Universitário Popular – UFJF Prof. Carlos Eduardo Físico-Química. 
 
 
 
 
Exemplo: Considere os dados da tabela abaixo, a 
25°C e 1atm. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Calcule a variação de entalpia quando a base 
reage com o ácido para formar o correspondente 
sal. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6.3. Energia de ligação 
 
A energia de ligação mede o calor necessário 
para quebrar 1 mol de uma determinada ligação, 
supondo as substâncias no estado gasoso, a 25° 
e 1 atm. 
A quebra de ligações é um processo 
endotérmico, portanto ∆H é positivo. 
 
Exemplo: H2(g)  2H(g) ∆H° = + 436KJ 
 
A energia absorvida na quebra de uma 
ligação é numericamente igual à energia liberada 
na sua formação. 
 
Exemplo: 2H(g)  H2(g) ∆H° = - 436KJ 
 
Na ocorrência de uma reação química, há 
ruptura das ligações dos reagentes e formação de 
ligações para resultar em produtos. O saldo 
energético entre a energia absorvida na ruptura 
das ligações e a energia liberada na formação de 
ligações determina o ∆H de uma reação. 
Portanto, a variação de entalpia de uma reação 
pode ser estimada usando as entalpias de ligação 
envolvidas. 
 
Exemplo: Calcule a ∆H na reação: 
2HBr(g) + Cl2(g)  2HCl(g) + Br2(g) 
conhecendo as seguintes energias de ligação: 
7. Lei de Hess 
 
A entalpia de muitas reações químicas não 
pode ser determinada experimentalmente. Assim, 
a entalpia desse tipo de reação pode ser 
calculada a partir da entalpia de outras reações, 
utilizando-se a lei de Hess: 
 
A variação de entalpia para qualquer 
processo depende somente da natureza dos 
reagentes e dos produtos e independe do número 
de etapas do processo ou da maneira como é 
realizada a reação. 
 
De acordo com essa lei, é possível calcular a 
variação de entalpia de uma reação por meio da 
soma algébrica de equações químicas de reações 
que possuam ∆H conhecidos. 
 
Exemplo: Formação de dióxido de carbono. 
 
 
8. Aspectos estequiométricos 
 
Cálculos estequiométricos que envolvem 
energia relacionam a quantidade de substância 
(em massa, em mols, em volume, em número de 
moléculas etc.) com a quantidade de calor 
liberada ou absorvida em uma reação química. 
 
Exemplo: A entalpia-padrão de combustão do 
etanol (C2H6O) líquido é -1367 kJ/mol e sua 
densidade é 0,80 g/mL. Qual a energia liberada 
na queima de 1,0 L de etanol? 
 
 
Tipo de ligação 
Energia de ligação 
(Kcal/mol) 
H – Br 87,4 
Cl – Cl 57,9 
H – Cl 103,1 
Br – Br 46,1 
91 
 
 
 
92 
 
Curso Pré Universitário Popular – UFJF Prof. Carlos Eduardo Físico-Química. 
a) liberação de 44 kJ; 
b) absorção de 44 kJ; 
EXERCÍCIOS 
 
ENEM 
 
1. Equipamentos com dispositivo para jato de 
vapor de água a 120ºC é utilizado na limpeza 
doméstica para eliminação de ácaros. 
 
 
 
Com base nos dados da tabela, na informação e 
nos conhecimentos sobre termoquímica, pode-se 
afirmar: 
a) O calor molar de vaporizaçãoda água na fase 
líquida é –44 kJ. 
b) A energia necessária à vaporização de 1,0mol 
de água, na fase líquida, é suficiente para romper 
as ligações oxigênio-hidrogênio nela existentes. 
c) A eliminação de ácaros ocorre mediante 
processo exotérmico. 
d) Massas iguais de vapor de água, a 100ºC e a 
120ºC, contêm as mesmas quantidades de 
energia. 
e) O valor absoluto do calor molar de vaporização 
da água líquida é igual ao valor absoluto do calor 
molar de liquefação da água, nas mesmas 
condições. 
 
2. Numa sauna a vapor, o calor envolvido na 
condensação do vapor d’água é, em parte, 
responsável pelo aquecimento da superfície da 
pele das pessoas que estão em seu interior, de 
acordo com o diagrama abaixo: 
 
 
De acordo com as informações fornecidas, o que 
ocorrerá na transformação de 1 mol de água 
vaporizada em 1 mol de água líquida? 
c) liberação de 527,6 kJ; 
d) absorção de 527,6 kJ; 
e) nenhuma das respostas anteriores. 
 
3. Considere a reação de fotossíntese e a reação 
de combustão da glicose, representadas a seguir: 
 
6CO2(g) + 6H2O(l) → C6H12O6(s) + 
6O2(g) 
C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 
6H2O(l) 
 
Sabendo que a energia envolvida na combustão 
de 1mol de glicose é de 2,8 . 10
6 
J, ao sintetizar 
0,5mol de glicose, a planta: 
a) libera 1,4 . 10
6 
J d) absorve 2,8 . 10
6 
J 
b) libera 2,8 . 10
6 
J e) absorve 5,6 . 10
6 
J 
c) absorve 1,4 . 10
6 
J 
 
4. A fabricação do diamante pode ser feita 
comprimindo grafita a uma temperatura elevada 
empregando catalisadores metálicos como tântalo 
e cobalto. Analisando os dados obtidos 
experimentalmente em calorímetros: 
 
C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -393,5KJ/mol 
C(diamante) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -395,6KJ/mol 
 
a) A formação de CO2 é sempre endotérmica. 
b) A conversão da forma grafita na forma 
diamante é exotérmica. 
c) A forma alotrópica estável do carbono nas 
condições da experiência é a grafita. 
d) A variação de entalpia da transformação do 
carbono grafita em carbono diamante nas 
condições da experiência é ∆H = -2,1KJ/mol. 
e) A forma alotrópica grafita é o agente oxidante e 
o diamante é o agente redutor das reações de 
combustão. 
 
5. O peróxido de hidrogênio (H2O2) é um 
composto de uso comum devido a suas 
propriedades alvejantes e antissépticas. Esse 
composto, cuja solução aquosa e conhecida no 
comercio como “água oxigenada”, e preparado 
por um processo cuja equação global é: 
 
 
 
Considere os valores de entalpias fornecidos para 
as seguintes reações: 
 
 
 
O valor da entalpia padrão de formação do 
peróxido de hidrogênio líquido e: 
a) - 474 kJ mol
-1 
c) - 188 kJ mol
-1
 
b) - 376 kJ mol
-1 
d) + 188 kJ mol
-1
 
 
93 
 
6. O carbeto de tungstênio, WC, é uma 
substância muito dura e, por esta razão, 
é 
 
 
94 
 
Curso Pré Universitário Popular – UFJF Prof. Carlos Eduardo Físico-Química. 
 
utilizada na fabricação de vários tipos de 
ferramentas. A variação de entalpia da reação de 
formação do carbeto de tungstênio a partir dos 
elementos Cgrafite e W (s) é difícil de ser 
medida diretamente, pois a reação ocorre a 
1.400ºC. No entanto, pode-se medir com 
facilidade os calores de combustão dos 
elementos Cgrafite, W (s) e do 
carbeto de tungstênio, WC(s): 
 
2W (s) + 3O2(g)→ 2WO3(s) ΔH = –1.680,6 kJ 
Cgrafite + O2(g) → CO2(g) ΔH = –393,5 kJ 
2WC(s)+5O2(g)→2CO2(g)+2WO3(s) ΔH = –2.391,6 
kJ 
 
Pode-se, então, calcular o valor da entalpia da 
reação abaixo e concluir se a mesma é 
endotérmica ou exotérmica: 
 
W (s) + Cgrafite → WC(s) ΔH = ? 
 
A qual alternativa correspondem o valor de ΔH e 
o tipo de reação? 
 
 
 
7. O fosgênio (COCl2) ou diclorometanona é um 
gás tóxico que foi utilizado na Primeira Guerra 
Mundial como arma química do tipo sufocante. 
Utilizando os dados a seguir, calcule o ΔH de 
formação do gás fosgênio, em kJ/mol, e assinale 
a alternativa CORRETA. 
 
 
 
 
 
a) -1004 c) – 409 e) +1891 
b) +1004 d) - 1891 
 
8. Com base nos dados da tabela, 
pode-se estimar que o ΔH da reação 
representada por H2 (g) + Cl2 (g) → 2HCl (g), dado 
em kJ por mol de HCl(g), é igual a: 
a) –92,5 c) –247 e) +92,5 
b) –185 d) +185 
 
9. Uma das etapas envolvidas na produção do 
álcool combustível é a fermentação. 
A equação que apresenta esta transformação é: 
enzima 
C6H12O6 → 2 C2H5OH + 2 CO2 
Conhecendo-se os calores de formação da 
glicose, do gás carbônico e do álcool, 
respectivamente, –302, –94 e –66 kcal/mol, pode- 
se afirmar que a fermentação ocorre com: 
a) liberação de 18 kcal/mol; 
b) absorção de 18 kcal/mol; 
c) liberação de 142 kcal/mol; 
d) absorção de 142 kcal/mol; 
e) variação energética nula 
 
10. Como é possível notar através de uma análise 
do gráfico, o cristal de KCl tem energia mais baixa 
do que os átomos isolados de potássio, K(g) e 
cloro, Cl(g), e mesmo em relação às substâncias 
simples, gás cloro, Cl2(g) e potássio metálico, K(s). 
Observando os valores das variações de entalpia 
de cada etapa do ciclo, ΔH, marque a opção que 
apresenta o valor CORRETO para o ΔH 
correspondente à formação do KCl(s). 
 
 
 
a) -717 kJ mol
-1 
d) +280 kJ mol
-1 
b) -349 kJ mol
-1 
e) -177 kJ mol
-1 
c) -437 kJ mol
-1
 
 
11. Muitos especialistas em energia acreditam 
que os alcoóis vão crescer em importância em um 
futuro próximo. Realmente, alcoóis como metanol 
e etanol têm encontrado alguns nichos para uso 
doméstico como combustível há muitas décadas 
e, recentemente, vêm obtendo uma aceitação 
95 
 
cada vez maior como aditivos, ou mesmo como 
substitutos para gasolina em veículos. 
Algumas 
 
 
96 
 
 
 
15. Por “energia de ligação” entende-se a 
variação de entalpia (ΔH) necessária para 
 
Glauber que deverá ser utilizada, em kg, 
corresponde a: 
a) 161 b) 101 c) 71 d) 51 
 
 Curso Pré Universitário Popular – UFJF Prof. Carlos Eduardo Físico-Química. 
 
das propriedades físicas desses combustíveis são 
mostradas no quadro seguinte. 
 
 
Dados : Massa molares em g/mol: H = 1,0; C = 
12,0; O = 16,0. 
Considere que, em pequenos volumes, o custo de 
produção de ambos os alcoóis seja o mesmo. 
Dessa forma, do ponto de vista econômico, é 
mais vantajoso utilizar: 
a) metanol, pois sua combustão completa fornece 
aproximadamente 22,7 kJ de energia por litro de 
combustível queimado. 
b) etanol, pois sua combustão completa fornece 
aproximadamente 29,7 kJ de energia por litro de 
combustível queimado. 
c) metanol, pois sua combustão completa fornece 
aproximadamente 17,9 MJ de energia por litro de 
combustível queimado. 
d) etanol, pois sua combustão completa fornece 
aproximadamente 23,5 MJ de energia por litro de 
combustível queimado. 
e) etanol, pois sua combustão completa fornece 
aproximadamente 33,7 MJ de energia por litro de 
combustível queimado. 
 
12. O processo de aquecimento baseado em 
energia solar consiste na utilização de um produto 
denominado sal de Glauber, representado por 
Na2SO4 . 10H2O, que se transforma segundo 
as equações abaixo: 
 
 
 
Considere, na equação relativa à noite, que o 
calor liberado seja de 20 kcal/mol de Na2SO4 . 
10H2O, para um rendimento hipotético de 100% 
da reação. 
Para aquecer uma casa cujo consumo é de 
10.000 kcal durante uma noite, a massa de sal de 
14. (PISM II) A equação química a seguir 
representa a formação de enxofre a partir de 
gases vulcânicos. 
 
 
 
a) Escreva a equação química balanceada que 
representa a reação entre o SO2 e a água 
bem como o nome da substância formada. 
 
b) Sabendo-se que o ΔHformação dasespécies envolvidas nessa reação são -296,8 
kJ/mol para o SO2(g), -20,60 kJ/mol para o H2S(g), 
-285,8 kJ/mol para H2O(l) e 0,00 kJ/mol para o 
S(s), calcule o valor do ΔH da reação de 
formação do enxofre a 
25°C. 
 
c) Com o valor de ΔH obtido anteriormente, 
classifique a reação como endotérmica ou 
exotérmica. Justifique. 
 
 
 
quebrar 1mol de uma dada ligação. Esse 
processo é sempre endotérmico (ΔH > 0). Assim, 
no processo representado pela equação 
CH4(g) → C(g) + 4H(g), ΔH = 1663 KJ/mol, 
são quebrados 4 mol de ligações C --- H, 
sendo a energia de ligação, portanto 416KJ/mol. 
Sabendo que no processo C2H6(g) → 2C(g) + 
6H(g), ΔH = 
2826 KJ/mol, são quebradas ligações C --- C e 
C --- H, qual o valor da energia de ligação 
C --- C? Indique os cálculos. 
 
16. (UERJ) O metanal é um poluente atmosférico 
proveniente da queima de combustíveis e de 
atividades industriais. No ar, esse poluente é 
oxidado pelo oxigênio molecular formando ácido 
metanóico, um poluente secundário. Na tabela 
abaixo, são apresentadas as energias das 
ligações envolvidas nesse processo de oxidação. 
 
 
13. Uma solução de ácido clorídrico pode ser 
neutralizada utilizando-se hidróxido de sódio. A 
partir da tabela de ∆H de formação, calcule a 
variação de entalpia dessa reação de 
neutralização. 
 
 
97 
 
 
 
 
 
98 
 
 
 
 
 
Curso Pré Universitário Popular – UFJF Prof. Carlos Eduardo Físico-Química. 
0,72 g/cm
3 
e a sua massa molar aparente, 80,1 
g/mol. 
a) Escreva a equação química que representa a 
combustão de um dos componentes dessa 
gasolina. 
 
b) Qual a energia liberada na combustão de 1,0 
mol dessa gasolina? 
 
 
 
 
Em relação ao metanal, determine a variação de 
entalpia correspondente à sua oxidação, em 
kJ.mol
-1
. 
 
17. (UFRJ) De acordo com a Coordenadoria 
Municipal de Agricultura, o consumo médio 
carioca de coco verde é de 8 milhões de frutos 
por ano, mas a produção do Rio de Janeiro é de 
apenas 2 milhões de frutos. 
 
 
Dentre as várias qualidades nutricionais da água- 
de-coco, destaca-se ser ela um isotônico natural. 
A tabela acima apresenta resultados médios de 
informações nutricionais de uma bebida isotônica 
comercial e da água-de-coco. 
a) Uma função importante das bebidas isotônicas 
é a reposição de potássio após atividades físicas 
de longa duração; a quantidade de água de um 
coco verde (300 mL) repõe o potássio perdido em 
duas horas de corrida. 
Calcule o volume, em litros, de isotônico 
comercial necessário para repor o potássio 
perdido em 2 h de corrida. 
 
b) A tabela a seguir apresenta o consumo 
energético médio (em kcal/min) de diferentes 
atividades físicas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Calcule o volume em litros de água-de-coco 
necessário para repor a energia gasta após 17 
minutos de natação. 
 
18. Considere uma gasolina constituída apenas 
de etanol e de n-octano, com frações molares 
iguais. As entalpias de combustão do etanol e do 
n-octano são –1368 e –5471 kJ/mol, 
respectivamente. A densidade dessa gasolina é 
c) Qual a energia liberada na combustão de 1,0 
litro dessa gasolina? 
 
19. (Unicamp) – Agora sou eu que vou me 
deliciar com um chocolate – diz Naná. E continua: 
– Você sabia que uma barra de chocolate 
contém 7% de proteínas, 59% de carboidratos e 
27% de lipídios e que a energia de combustão 
das proteínas e dos carboidratos é de 17 kJ/g e 
dos lipídios é 38 kJ/g aproximadamente? 
a) Se essa barra de chocolate tem 50 g, quanto 
de energia ela me fornecerá? 
 
b) Se considerarmos o “calor específico” do corpo 
humano como 4,5 J g
–1 
K
–1
, qual será a variação 
de temperatura do meu corpo se toda esta 
energia for utilizada para o aquecimento? O meu 
“peso”, isto é, a minha massa, é 60 kg. Admita 
que não haja dissipação do calor para o 
ambiente. 
 
20. (Fuvest-SP) Experimentalmente se observa 
que, quando se dissolve etanol na água, há 
aumento de temperatura da mistura. Com base 
nesse fato, confirme ou negue a seguinte 
afirmação: "A dissolução de etanol em água é um 
processo endotérmico". 
 
21.(Fuvest)Benzeno pode ser obtido a partir 
de hexano por reforma catalítica. 
Considere as reações da combustão: 
 
H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) 
Calor liberado = 286kJ/mol de combustível 
 
C6H6(l) + 15/2 02(g) → 6 CO2(g) + 3H2O(l) 
Calor liberado = 3268kJ/mol de combustível 
 
C6H14(l) + 19/2 02(g) → 6 CO2(g) + 7H2O(l) 
Calor liberado = 4163kJ/mol de combustível 
 
Podemos então afirmar que na formação de 
1mol de benzeno, a partir do hexano, há: 
a) liberação de 249 kJ. 
b) absorção de 249 kJ. 
c) liberação de 609 kJ. 
d) absorção de 609 kJ. 
e) liberação de 895 kJ. 
 
22. (Unirio-RJ) Os soldados em campanha 
aquecem suas refeições pronta, contidas 
dentro de uma bolsa plástica com água. Dentro 
dessa bolsa existe o metal magnésio, que se 
 
99 
 
 
100 
 
 
 
 
 
Curso Pré Universitário Popular – UFJF Prof. Carlos Eduardo Físico-Química.
 
combina com a água e forma hidróxido de 
magnésio. A equação não-balanceada é: 
 
Mg(s) + H2O(l) ----> Mg(OH)2 + H2(g) 
 
As entalpias de formação a 25°C e 1atm são: 
∆H°H2O(l) = - 268,0 kJ/mol 
∆H° Mg(OH)2 (aq) = - 925,0 
kJ/mol 
A variação de entalpia desta reação, em kJ/mol, 
é: 
a) – 1496,1 c) – 352,9 e) +1496,1 
b) – 638,7 d) +352,9 
23. (Fuvest) O monóxido de nitrogênio (NO) pode 
ser produzido diretamente a partir de dois gases 
que são os principais constituintes do ar 
atmosférico, por meio da reação representada por 
 
 
O NO pode ser oxidado, formando o dióxido de 
nitrogênio (NO2), um poluente atmosférico 
produzido nos motores a explosão: 
 
 
 
Tal poluente pode ser decomposto nos gases N2 
e O2: 
 
 
 
Essa última transformação 
a) libera quantidade de energia maior do que 114 
kJ. 
b) libera quantidade de energia menor do que 114 
kJ. 
c) absorve quantidade de energia maior do que 
114 kJ. 
d) absorve quantidade de energia menor do que 
114 kJ. 
e) ocorre sem que haja liberação ou absorção de 
energia. 
 
24. (Fuvest) O “besouro bombardeiro” espanta 
seus predadores, expelindo uma solução quente. 
Quando ameaçado, em seu organismo ocorre a 
mistura de soluções aquosas de hidroquinona, 
peróxido de hidrogênio e enzimas, que promovem 
uma reação exotérmica, representada por: 
 
 
 
O calor envolvido nessa transformação pode ser 
calculado, considerando-se os processos: 
 
 
 
Assim sendo, o calor envolvido na reação que 
ocorre no organismo do besouro é 
a) -558 kJ.mol
-1 
d) +558 
kJ.mol
-1
 
101 
 
 
b) -204 kJ.mol
-1 
e) +585 kJ.mol
-1
 
c) +177 kJ.mol
-1
 
 
25. (FGV) Considere os seguintes processos 
envolvidos na dissolução de sulfato de potássio em 
água: 
I. Ruptura, pelo menos parcial, das ligações 
iônicas do sulfato de potássio sólido. 
II. Ruptura, pelo menos parcial, das ligações de 
hidrogênio na água líquida. 
III. Formação das interações entre os íons 
provenientes do sulfato de potássio aquoso e as 
moléculas polares da água (solvatação). 
É correto afirmar que esses processos são, 
respectivamente, 
(A) endotérmico endotérmico e exotérmico. (B) 
endotérmico, exotérmico e endotérmico. (C) 
exotérmico, endotérmico e endotérmico. (D) 
endotérmico, endotérmico e endotérmico. (E) 
exotérmico, exotérmico e endotérmico. 
 
26. (Mackenzie) O gás propano é um dos 
integrantes do GLP (gás liquefeito de petróleo) e, 
desta forma, é um gás altamente inflamável. Abaixo 
está representada a equação química NÃO 
BALANCEADA de combustão completa do gás 
propano. 
 
 
 
Natabela, são fornecidos os valores das energias 
de ligação, todos nas mesmas condições de 
pressão e temperatura da combustão. 
 
 
Assim, a variação de entalpia da reação de 
combustão de um mol de gás propano 
será igual a 
a) – 1670 kJ. d) – 4160 kJ. 
b) – 6490 kJ. e) + 4160 kJ. 
c) + 1670 kJ. 
 
27. (Mackenzie) A hidrazina, cuja fórmula 
química é N2H4, é um composto químico com 
propriedades similares à amônia, usado entre 
outras aplicações como combustível para 
foguetes e propelente para satélites artificiais. 
Em determinadas condições de temperatura e 
pressão, são dadas as equações termoquímicas 
abaixo. 
I. N2(g) + 2 H2(g) → N2H4(g) ΔH = + 95,0 kJ/mol 
II. H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ΔH = – 242,0 kJ/mol 
 
 
 
102 
 
Curso Pré Universitário Popular – UFJF Prof. Carlos Eduardo Físico-Química.
 
A variação da entalpia e a classificação para o 
processo de combustão da hidrazina, nas 
condições de temperatura e pressão, de acordo 
com a equação 
N2H4(g) + O2(g) → N2(g) + 2 H2O(g), 
respectivamente, 
a) – 579 kJ/mol; processo exotérmico. 
b) + 389 kJ/mol; processo endotérmico. 
c) – 389 kJ/mol; processo exotérmico. 
d) – 147 kJ/mol; processo exotérmico. 
e) + 147 kJ/mol; processo endotérmico. 
 
28. (PUC_Campinas) Considere as equações 
termoquímicas referentes à queima de carbono: 
 
 
 
Para obter a mesma quantidade de energia 
liberada na queima de 1 mol de carbono na 
equação I, deve-se queimar, conforme a reação 
II, uma massa de carbono correspondente a, 
aproximadamente, 
(A) 55 g (D) 17 g 
(B) 43 g (E) 12 g 
(C) 21 g 
Gabarito 
 
1. d 7. a 
2. a 8. a 
3. c 9. a 
4. c 10. c 
5. a 11. d 
6. c 12. a 
 
13. -57,31KJ/mol 
14. a) SO2 + H2O  H2SO3 
Ácido sulforoso 
b) -233,6KJ/mol 
c) Exotérmica 
15. + 330KJ/mol 
16. -157KJ/mol 
17. a) 6L 
b) 0,25L 
18. a) C8H18(l) + 25O2(g)  8CO2(g) + 9H2O(g) 
Ou H5OH(l) + 3O2(g)  2CO2(g) + 3H2O(g) 
 
b) -3419,5KJ/mol 
c) 3,07 . 10
4 
KJ 
19. a) 1074,0kJ 
b) 4°C ou 4K 
20. A afirmação é incorreta. A dissolução do 
etanol é um processo exotérmico. 
21. b 25. a 
22. c 26. a 
23. b 27. a 
24. b 28. b 
 
BIBLIOGRAFIA 
 
- USBERCO, J.; SALVADOR, E.: Química. 5° 
edição. São Paulo: Saraiva, 2002. Volume único. 
 
- ATKINS, P.; JONES, L.: Princípios de Química: 
Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 
2° edição. Porto Alegre: Bookman, 2001. 
 
- NÓBREGA, O.S.; SILVA, E.R.; SILVA, R.H.: 
Química. 1° edição. São Paulo: Editora Ática, 
2008. Volume único. 
 
- FELTRE, R.: Fundamentos da Química. 2° 
edição. São Paulo: Moderna, 1996. Volume único. 
 
- MORTIMER, E.F.; MACHADO, A.H.: Química. 
1° edição. São Paulo: Editora Scipione, 2008. 
Volume único. 
 
- PERUZZO, F.M.; CANTO, F.M.: Química: na 
abordagem do cotidiano. 4° edição. São Paulo: 
Moderna, 2010. Volume 2. 
 
- LISBOA, J.C.F.: Química. 1° edição. São Paulo: 
Edições SM, 2010. Volume 2. 
 
- http://tomdaquimica.zip.net/arch2010-12 
26_2011-01-01.html 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
103 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Curso Pré Universitário Popular – UFJF Prof. Carlos Eduardo Físico-Química. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. CINÉTICA QUÍMICA 
Toda reação química necessita de certo 
tempo para se completar. Algumas reações são 
extremamente rápidas, como por exemplo, a 
neutralização entre um ácido e uma base em 
solução aquosa. Existem, por outro lado, reações 
extremamente lentas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Reação entre solução aquosa de nitrato de chumbo III 
e iodeto de potássio (quase instantânea), e formação 
de ferrugem em ferro (reação lenta). 
 
A velocidade com que ocorrem as 
reações depende de uma série de fatores, como 
estado físico dos reagentes, temperatura, 
concentração dos reagentes, presença de 
catalisador ou inibidor, superfície de contato (no 
caso de reagentes sólidos) e a pressão do 
sistema, no caso de haver reagentes no estado 
gasoso. 
 
A rapidez de uma reação depende da 
freqüência das colisões e da fração dessas 
colisões que são efetivas, ou seja, colisões com 
energia suficiente e orientação favorável. 
No instante em que ocorre o choque 
efetivo forma-se uma estrutura que recebe o 
nome de complexo ativado e que pode ser 
definido como um estágio intermediário em que 
todas as partículas dos reagentes estão 
agregadas. A energia mínima necessária para 
formar o complexo ativado é chamada de energia 
de ativação (Ea). 
A energia de ativação funciona como uma 
“barreira” a ser vencida pelos reagentes para que 
a reação ocorra. Assim, quanto maior for essa 
energia de ativação, mais lenta será a reação e 
vice-versa. 
O estudo da cinética inclui a 
compreensão dos modelos que explicam as 
reações químicas, bem como os fatores que 
nelas interferem. 
 
1. Teoria da colisão 
 
Para as reações químicas ocorrerem é 
necessário haver aproximação e contato entre as 
partículas reagentes. Essa é a idéia básica da 
teoria das colisões. 
Sabemos que as partículas de uma 
substância química possuem energia própria que 
faz com que elas fiquem em movimento. Tal 
movimento dá origem a colisões, e a partir dessas 
colisões pode ocorrer uma reação química. 
Para que haja uma reação é necessário 
que a colisão ocorra com uma energia capaz de 
provocar um rearranjo de átomos dos reagentes, 
formando novas ligações. Além do fator energia 
os choques devem ocorrer segundo uma 
orientação favorável. 
 
 
 
http://www.colegioweb.com.br/quimica/analise-grafica-da-energia-de-ativacao.html 
 
2. Rapidez das reações químicas 
 
Rapidez ou velocidade de uma reação é 
uma grandeza que indica como as quantidades 
de regente ou produto dessa reação variam com 
o passar do tempo. É expressa pela variação da 
concentração, da quantidade de matéria, da 
pressão, da massa ou do volume, por unidade de 
tempo. 
 
 
A unidade associada à velocidade da 
reação depende da propriedade do sistema e da 
unidade de tempo consideradas. 
A rapidez da reação diminui com o tempo, 
ou seja, à medida que os reagentes são 
consumidos, a reação torna-se mais lenta. Uma 
 
104 
 
 
105 
 
 
 
 
2 3 
Curso Pré Universitário Popular – UFJF Prof. Carlos Eduardo Físico-Química.
 
das razões para isso é que à medida que a 
quantidade de reagentes diminui o número de 
colisões efetivas também diminui. 
 
3. Fatores que influem na velocidade das 
reações 
 
3.1. Superfície de contato 
 
No caso de reações em que participam 
substâncias em diferentes fases, verifica-se que a 
rapidez da reação depende da superfície de 
contato entre essas fases. Assim, quanto mais 
fragmentado for esse reagente, maior será o 
número de choques, e maior será a velocidade da 
reação. 
 
3.2. Temperatura 
 
Quando a temperatura de um sistema em 
reação aumenta, a energia cinética média das 
partículas aumenta o que faz com que tanto a 
freqüência de colisões como a energia envolvida 
em cada colisão aumentem. Consequentemente, 
a quantidade de colisões efetivas aumenta, 
provocando aumento da rapidez da reação. 
 
3.3. Concentração 
 
Aumentando a concentração dos reagentes 
iremos aproximar suas moléculas, aumentar a 
freqüência dos choques efetivos e, 
consequentemente, aumentar a velocidade da 
reação. 
 
3.4. Catalisadores 
 
Os catalisadores são substâncias que 
aceleram uma reação sem serem consumidas, ou 
seja, são regenerados no final do processo. 
Aumentam a velocidade de uma reação, pois 
abaixam a energia de ativação. 
 
A luz é uma forma de energia e pode 
interferir na velocidade de algumas reações 
químicas. Ao atingir os reagentes,ela transfere 
para eles parte sua energia. Dessa forma, como 
as partículas reagentes possuem energia maior, 
areação ocorre com maior rapidez. 
 
4. Lei cinética 
 
A maneira pela qual a concentração dos 
reagentes interfere na rapidez de uma reação 
deve ser determinada experimentalmente, pois 
cada reação tem sua rapidez alterada de maneira 
diferente. 
De forma geral, para uma dada reação 
química: 
 
aA + bB + cC + ...  xX + yY + zZ + ... 
a velocidade é expressa pela fórmula: 
v = k[A]
a
[B]
b
[C]
c
... 
 
onde k é a constante de velocidade da reação. 
Essa fórmula é chamada Lei da Velocidade da 
reação. 
Para uma reação que ocorre em duas ou 
mais etapas, a velocidade da reação global é 
igual à velocidade da etapa mais lenta. Portanto, 
para escrever a lei de velocidade global, 
consultamos a etapa lenta e não a equação 
global. 
 
EXERCÍCIOS 
 
1. O gráfico mostrado abaixo foi construído com 
dados obtidos no estudo de decomposição do íon 
tiossulfato (S O 
2–
), a temperatura constante em 
meio ácido variando a concentração molar do íon 
(diluição em água). A reação ocorre com maior e 
menor velocidade média respectivamente nos 
trechos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3.5. Pressão 
http://w3.ufsm.br/juca/activate.htm 
a) II e III 
b) I e IV 
Um aumento da pressão favorece 
principalmente as reações entre gases, 
aproximando as moléculas, aumentando a 
freqüência dos choques entre as moléculas e, 
portanto, aumentando a velocidade das reações. 
 
3.6. Luz 
c) II e IV 
d) III e IV 
 
2. Um dos componentes presentes num 
determinado xarope não apresenta mais efeito 
terapêutico quando a sua concentração é igual ou 
inferior a 0,25mol/L. Esse medicamento é vendido 
como uma solução, cuja concentração desse 
106 
 
componente é igual a 1,00mol/L. Sabendo-se que 
 
107 
 
 
 
 
 
Curso Pré Universitário Popular – UFJF Prof. Carlos Eduardo Físico-Química.
 
a velocidade de decomposição do medicamento é 
de 0,5 mol/L por ano, qual é a validade do 
medicamento? 
a) 3 anos 
b) 2 anos 
c) 18 meses 
d) 12 meses 
e) 15 meses 
 
3. Um químico realizou um experimento para 
estudar a velocidade de dissolução (solubilização 
em função do tempo) de comprimidos 
efervescentes em relação ao estado do 
comprimido e à temperatura da água. Utilizando 
sempre a mesma quantidade de água, registrou 
os tempos aproximados (em segundos) de 
dissolução, e os resultados estão representados 
no gráfico abaixo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Com base no gráfico são feitas as seguintes 
afirmações: 
I. Para o comprimido amassado, a velocidade de 
dissolução é maior. 
II. A velocidade de dissolução do comprimido 
diminui conforme aumenta a temperatura. 
III. A quantidade de comprimidos nos 
experimentos não influencia a velocidade de sua 
dissolução. 
IV. A uma temperatura de 40°C, um comprimido 
inteiro demoraria cerca de 19s para se dissolver. 
V. Com o aumento da temperatura, a aceleração 
da dissolução é maior para o comprimido 
amassado. 
São corretas apenas as afirmações 
a) I, III e IV. 
b) II, IV e V. 
c) I, II e III. 
d) I, IV e V. 
e) II, III e IV. 
 
4. Quando a manteiga é exposta ao ar à 
temperatura ambiente, ocorre uma mudança no 
seu sabor e odor, dando origem à manteiga 
rançosa. A substância química responsável pelo 
ranço na manteiga é o ácido butírico ou 
butanoico. Esse ácido é formado pela reação de 
hidrólise dos glicerídeos (ésteres) presentes na 
manteiga. Considerando a total formação da 
manteiga rançosa, é CORRETO afirmar que: 
a) a temperatura não afeta a velocidade de 
hidrólise dos glicerídeos presentes na manteiga. 
 
b) armazenar a manteiga na geladeira diminui a 
velocidade da reação de hidrólise dos glicerídeos. 
c) a diminuição do pH da manteiga evita a 
formação do ácido butanoico. 
d) a adição de um catalisador acarreta o aumento 
da quantidade final obtida de ácido butanoico. 
e) ao se dividir a manteiga em quatro pedaços, 
diminui-se a velocidade de formação do ácido 
butanoico. 
 
5. Ao abastecer um automóvel com gasolina, é 
possível sentir o odor do combustível a certa 
distância da bomba. Isso significa que, no ar, 
existem moléculas dos componentes da gasolina, 
que são percebidas pelo olfato. Mesmo havendo, 
no ar, moléculas de combustível e de oxigênio, 
não há combustão nesse caso. Três explicações 
diferentes foram propostas para isso: 
 
I. As moléculas dos componentes da gasolina e 
as do oxigênio estão em equilíbrio químico e, por 
isso, não reagem. 
II. À temperatura ambiente, as moléculas dos 
componentes da gasolina e as do oxigênio não 
têm energia suficiente para iniciar a combustão. 
III. As moléculas dos componentes da gasolina e 
as do oxigênio encontram-se tão separadas que 
não há colisão entre elas. 
Dentre as explicações, está correto apenas o que 
se propõe em 
a) I. 
b) II. 
c) III. 
d) I e II. 
e) II e III. 
 
6. Analise as curvas mostradas a seguir. Nelas, 
encontram-se descritos graficamente alguns 
padrões idealizados de variação da entalpia no 
decorrer de reações químicas, abrangendo quatro 
diferentes possibilidades. Escolha a alternativa na 
qual se encontra enunciada uma previsão correta 
para a velocidade de reação e a energia liberada 
esperadas tendo em vista os valores registrados 
na curva descrita. 
 
 
 
 
 
 
 
a) Curva I: traduz uma maior velocidade de 
reação associada a uma menor energia liberada 
b) Curva II: traduz uma maior velocidade de 
reação associada a uma maior energia liberada 
c) Curva III: traduz uma menor velocidade de 
reação associada a uma maior energia liberada 
d) Curva IV: traduz uma menor velocidade de 
reação associada a uma menor energia liberada 
 
7. A água oxigenada é uma substância oxidante 
que, em meio ácido, permite a obtenção de iodo, 
108 
 
 
 
109 
 
 
 
 
 
2 2 
2 2 
2 2 3 
+ 
Curso Pré Universitário Popular – UFJF Prof. Carlos Eduardo Físico-Química. 
a partir de iodetos existentes nas águas-mães 
das salinas, como mostra a reação escrita abaixo: 
H2O2 + 2H3O + 2l
- 
 4H O + l 
Quando se faz um estudo cinético dessa reação 
em solução aquosa e se examina, 
separadamente, a influência da concentração de 
cada reagente, na velocidade da reação (v), 
obtêm-se os gráficos seguintes: 
 
 
 
A expressão da lei de velocidade da reação é: 
a) v = k . [H O ] . [I
–
] 
b) v = k . [H3O
+
] 
c) v = k . [H O ] . [H O
+
] 
Em relação a esse experimento, pede-se: 
a) Correlacione as curvas I e II descritas no 
gráfico com os produtos formados. 
b) A equação balanceada para a decomposição 
+ –
 
d) v = k . [H3O ] . [I ] 
 
8. O NO2 proveniente dos escapamentos 
dos veículos automotores é também responsável 
pela destruição da camada de ozônio. As reações 
que podem ocorrer no ar poluído pelo NO2, 
com o ozônio, estão representadas pelas 
equações químicas I e II, e pela equação química 
global III. 
 
 
 
 
 
Com base nessas informações e nos 
conhecimentos sobre cinética química, pode-se 
afirmar: 
a) A expressão de velocidade para a equação 
química global III é representada por V = 
k[NO2][O3]. 
b) A adição de catalisador às etapas I e II não 
altera a velocidade da reação III. 
c) Duplicando-se a concentração molar de NO2(g) 
a velocidade da reação quadruplica. 
d) A velocidade das reações químicas 
exotérmicas aumenta com a elevação da 
temperatura. 
e) A equação química III representa uma reação 
elementar. 
 
9. (PISM III) O pentóxido de dinitrogênio (N2O5) é 
um sólido cristalino incolor que sublima numa 
temperatura próxima à ambiente, tambémconhecido por anidrido nítrico. Pode ser 
decomposto em oxigênio molecular e em dióxido 
de nitrogênio. O gráfico abaixo descreve os 
resultados de um experimento, realizado em um 
recipiente fechado, sobre a velocidade de 
do N2O5. 
 
c) Calcule a velocidade da reação no intervalo de 
1h a 2h. 
 
10. (UERJ) A irradiação de microondas vem 
sendo utilizada como fonte de energia para 
determinadas reações químicas, em substituição 
à chama de gás convencional. Em um laboratório, 
foram realizados dois experimentos envolvendo a 
reação de oxidação do metilbenzeno com KMnO4 
em excesso. A fonte de energia de cada um, no 
entanto, era distinta: irradiação de micro-ondas e 
chama de gás convencional. 
Observe, no gráfico abaixo, a variação da 
concentração de metilbenzeno ao longo do tempo 
para os experimentos: 
 
 
Observe, agora, a equação química que 
representa esses experimentos: 
 
 
Para o experimento que proporcionou a maior 
taxa de reação química, determine a velocidade 
média de formação de produto, nos quatro 
-1 -1
 
decomposição do N2O5(g), em presença de minutos iniciais, em g.L .min . 
catalisador. Em seguida, calcule o rendimento da reação. 
 
11. A figura a seguir apresenta projeções, 
resultantes de simulações computacionais, da 
concentração de dióxido de carbono, em ppm, na 
atmosfera terrestre até o ano de 2200. 
110 
 
 
111 
 
 
 
Curso Pré Universitário Popular – UFJF Prof. Carlos Eduardo Físico-Química.
 
As projeções dependem do aumento anual da 
velocidade de emissão de dióxido de carbono. 
 
 
 
a) Determine a velocidade média de emissão do 
dióxido de carbono entre os anos de 2020 e 2050 
para o pior cenário de emissão apresentado no 
gráfico. 
 
b) Sabe-se que a massa total de ar na atmosfera 
é de 5 x 10
21 
g. Calcule a quantidade (em kg) de 
dióxido de carbono que estaria presente na 
atmosfera terrestre no ano de 2060 usando a 
projeção em que a velocidade de emissão é 
constante. 
 
12. (UFJF) Uma forma de se alterar a velocidade 
de reações químicas é adicionar uma substância, 
denominada de catalisador, que praticamente não 
sofre alteração ao final do processo reacional. A 
velocidade de decomposição do acetaldeído pode 
ser modificada pela adição de iodo gasoso (I2) ao 
sistema. Essa reação ocorre em duas etapas que 
estão representadas abaixo. Para esse processo, 
responda às questões a seguir. 
 
 
a) Escreva a reação global de decomposição do 
acetaldeído. 
 
b) Escreva a expressão para a lei de velocidade 
da primeira etapa do processo de decomposição 
do acetaldeído. 
 
c) Se, no início, a concentração de acetaldeído foi 
de 3,0 x 10
-2 
mol.L
-1 
e, ao atingir o equilíbrio, a 
concentração do mesmo é de 1,0 x 10
-2 
mol.L
-
1
, calcule o tempo necessário para a reação 
atingir o equilíbrio, considerando que a 
velocidade da primeira etapa é igual a 0,50 mol.L
-
1
.min
-1
. 
 
13. (Fuvest) Um estudante desejava estudar, 
experimentalmente, o efeito da temperatura sobre 
a velocidade de uma transformação química. 
Essa transformação pode ser representada por: 
 
Após uma série de quatro experimentos, o 
estudante representou os dados obtidos em uma 
tabela: 
 
 
Que modificação deveria ser feita no 
procedimento para obter resultados experimentais 
mais adequados ao objetivo proposto? 
a) Manter as amostras à mesma temperatura em 
todos os experimentos. 
b) Manter iguais os tempos necessários para 
completar as transformações. 
c) Usar a mesma massa de catalisador em todos 
os experimentos. 
d) Aumentar a concentração dos reagentes A e B. 
e) Diminuir a concentração do reagente B. 
 
14. (PUC-PR) Compostos naturais são muito 
utilizados na denominada Medicina Naturalista. 
Povos indígenas amazônicos há muito fazem uso 
da casca da Quina (Coutarea hexandra) para 
extrair quinina, princípio ativo no tratamento da 
malária. Antigos relatos chineses também fazem 
menção a uma substância, a artemisina, 
encontrada no arbusto Losna (Artemisia 
absinthium), que também está relacionada ao 
tratamento da malária. 
Em estudos sobre a cinética de degradação da 
quinina por ácido, foram verificadas as seguintes 
velocidades em unidades arbitrárias: 
 
 
 
A partir desses dados, pode-se concluir que a lei 
de velocidade assume a forma 
A) V = k [quinina]
2
 
B) V = k [quinina]
2 
/ [ácido] 
C) V = k 2 [quinina]
2
 
D) V = k [quinina] [ácido]
2
 
E) V = k [ácido]
2 
/ [quinina] 
 
15. (PUC-RJ) Os antiácidos efervescentes 
contêm em sua formulação o ácido cítrico 
(H3C6H5O7) e o bicarbonato de sódio (NaHCO3), 
os quais, à medida que o comprimido se dissolve 
em água, reagem entre si segundo a equação: 
 
 
112 
 
 
 
113 
 
1 1 2 2 
2 
Curso Pré Universitário Popular – UFJF Prof. Carlos Eduardo Físico-Química. 
 
A liberação de gás carbônico explica a 
efervescência (evolução de CO2) observada 
quando se dissolve um destes antiácidos. 
Com base nessas informações, é CORRETO 
afirmar que: 
(A) a efervescência será mais intensa se houver 
pedras de gelo na água. 
(B) um comprimido triturado de antiácido se 
dissolverá mais lentamente do que um 
comprimido inteiro. 
(C) a efervescência será menos intensa se a 
água estiver quente. 
(D) a temperatura tem papel essencial na 
velocidade de dissolução do comprimido. 
(E) os componentes do antiácido no estado sólido 
reagem mais rapidamente do que em solução 
aquosa. 
 
 
 
 
 
 
 
Gabarito 
 
1. b 5. b 
2. c 6. b 
3. d 7. a 
4. b 8. a 
 
9. a) Curva 1: O2 
Curva 2: NO2 
b) N2O5(g)  ½ O2(g) + 2NO2(g) 
c) 0,2 mol/L.h 
 
BIBLIOGRAFIA 
 
- USBERCO, J.; SALVADOR, E.: Química. 5° 
edição. São Paulo: Saraiva, 2002. Volume único. 
 
- FELTRE, R.: Fundamentos da Química. 2° 
edição. São Paulo: Moderna, 1996. Volume único. 
 
 
- NÓBREGA, O.S.; SILVA, E.R.; SILVA, R.H.: 
Química. 1° edição. São Paulo: Editora Ática, 
2008. Volume único. 
 
- PERUZZO, F.M.; CANTO, F.M.: Química: na 
abordagem do cotidiano. 4° edição. São Paulo: 
Moderna, 2010. Volume 2. 
 
- LISBOA, J.C.F.: Química. 1° edição. São Paulo: 
Edições SM, 2010. Volume 2. 
 
- http://www.infoescola.com/quimica/teoria-do- 
complexo-ativado/ 
 
3. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
As observações nas quais esse capítulo 
está baseado são as de que algumas reações 
parecem prosseguir até se completar, mas outras 
aparentam parar mais cedo. 
 
1. A reversibilidade das reações 
-1 -1
 
10. vm = 24,4g.L .min 
Rendimento: 40% 
11. a) vm = 10ppm/ano 
b) 2 . 10
15 
Kg 
12. a) CH3CHO  CH4 + CO 
b) v = k[CH3CHO] . [I2] 
c) 2,40 segundos 
13. c 
14. d 
15. d 
Da mesma forma que as mudanças de 
fase, as reações químicas tendem a um equilíbrio 
no qual a reação direta e a inversa ainda estão 
ocorrendo, mas na mesma velocidade. 
Considerando o equilíbrio: 
N2(g) + 3H2(g) 
2NH3(g) 
 
A velocidade da reação direta 
N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) é dada 
por: 
 
v = k [N ][H ]
3
 
 
Essa velocidade é máxima no início da reação, e 
depois diminui com o tempo, pois N2 e H2 vão 
sendo consumidos. 
A velocidade da reação inversa 
2NH3(g)  N2(g) + 3H2(g) é dada 
por: 
 
v2 = k2[NH3] 
 
Essa velocidade é nula no início da reação,e 
depois aumenta com o tempo, à proporção que 
NH3 vai sendo formado. 
Após certo tempo as duas velocidades se 
114 
 
igualam e dizemos que foi atingido o equilíbrio 
químico. 
 
 
115 
 
 
 
 
 
 
 
1 2 2 2 3 
p c 
-2 
 
Curso Pré Universitário Popular – UFJF Prof. Carlos Eduardo Físico-Química.N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
 
∆n = 2 – (1 + 3) = -2, portanto Kp = Kc(RT) 
 
3. Grau de equilíbrio 
 
 
 
 
http://portaldoprofessor.mec.gov.br/fichaTecnicaAula.html?aula=767 
 
2. Constante de equilíbrio 
 
No equilíbrio temos v1 = v2. No caso 
da reação de formação da amônia: 
Indica a relação entre o número de mols de 
moléculas que reagem até atingir o equilíbrio e o 
número de mols inicial da mesma substância. 
 
 
 
Exemplo: 
 
k [N ][H ]
3
 
 
= k [NH ]
2
 
Consideramos a reação x → y + z, em que, no 
início, encontramos 2,00 mols de x e no equilíbrio 
são encontrados 0,80 mols de x sem reagir. 
Concluímos, então, que reagiram 2,00 – 0,80 = 
1,20 mols de x. O grau de equilíbrio fica: 
 
 
Kc é chamado constante de equilíbrio 
em termos de concentrações molares. A 
constante é o valor que relaciona as 
concentrações dos produtos e dos reagentes 
no momento em que ocorre o equilíbrio. 
 
Generalizando: 
aA + bB + ...  cC + dD + ... 
 
 
 
Quando Kc > 1 a concentração 
dos produtos é maior que a dos reagentes, ou 
seja, a reação direta prevalece sobre a inversa. E 
quanto maior for esse Kc, maior será a 
extensão da ocorrência da reação direta. 
Quando Kc < 1 a concentração 
dos reagentes é maior que a dos produtos, ou 
seja, a reação inversa prevalece sobre a direta. E 
quanto menor for esse Kc, maior será a 
extensão da ocorrência da reação inversa. 
 
Para sistemas gasosos em equilíbrio 
químico, podemos trabalhar com a constante de 
equilíbrio em termos de pressões parciais (Kp): 
 
 
Pode-se inclusive demonstrar que existe a 
relação: 
K = K (RT)
∆n
 
 
Onde R = constante universal dos gases 
T = temperatura (dada em Kelvin) 
∆n = (número total de moléculas produzidas) – 
(número total de moléculas reagentes). 
 
Exemplo: 
 
 
 
Quanto maior for o grau de equilíbrio, 
mais terá caminhado a reação até chegar ao 
equilíbrio, ou seja, maior o rendimento da reação. 
 
4. Deslocamento do equilíbrio 
 
A perturbação do equilíbrio é toda e qualquer 
alteração da velocidade da reação direta ou da 
inversa, provocando modificações nas 
concentrações das substâncias e levando o 
sistema a um novo estado de equilíbrio, ou seja 
provoca deslocamento do equilíbrio. 
O princípio geral que trata dos deslocamentos 
dos estados de equilíbrio é chamado Princípio de 
Le Chatelier, cujo enunciado diz: 
 
Quando uma perturbação exterior é aplicada a 
um sistema em equilíbrio ele tende a si reajustar 
para minimizar os efeitos desta perturbação. 
 
A seguir vamos analisar a influência de cada 
um dos fatores que podem afetar o equilíbrio. 
 
4.1. Concentração 
 
Adicionar ou retirar uma substância presente 
em um sistema em equilíbrio significa alterar sua 
concentração, o que altera o estado de equilíbrio 
de um sistema. 
A adição de uma substância desloca o 
equilíbrio no sentido que irá consumi-la. Podemos 
dizer então, que o equilíbrio é deslocado para o 
lado oposto ao da substância adicionada. 
A retirada de uma substância desloca o 
equilíbrio no sentido que irá restituí-la. Isto é, para 
o mesmo lado da substância que foi retirada. 
 
Exemplo: Considere o equilíbrio 
 
116 
 
 
117 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Curso Pré Universitário Popular – UFJF Prof. Carlos Eduardo Físico-Química. 
5. Equilíbrio iônico 
Preveja o efeito sobre o equilíbrio quando há (a) 
adição de N2 e (b) remoção de NH3. 
 
Solução: (a) A adição de N2 faz a reação 
se deslocar na direção que minimiza o aumento 
de N2. Portanto a reação desloca-se para a 
formação dos reagentes. 
(b) Quando o NH3 é removido do sistema, 
a reação desloca-se para minimizar essa perda. 
A reação tende a favorecer a produção de O2 
e NH3. 
 
4.2. Pressão 
 
Quando aumentamos a pressão sobre um 
sistema em equilíbrio, à temperatura constante, 
ele se desloca no sentido em que há redução do 
número de moléculas em fase gasosa (menor 
volume). 
Uma diminuição de pressão desloca o 
equilíbrio no sentido em que há aumento do 
número de moléculas em fase gasosa (maior 
volume). 
 
Exemplo: Preveja o efeito da compressão sobre o 
equilíbrio na reação 
 
 
Solução: Na reação inversa duas moléculas de 
NO2 se combinam para formar uma molécula 
de N2O4. Então a compressão favorece a 
produção de N2O4. 
 
4.3. Temperatura 
 
Além de provocar deslocamento do equilíbrio, 
a temperatura é o único fator que altera a 
constante de equilíbrio. 
Quando aumentamos a temperatura de um 
sistema em equilíbrio, favorecemos a reação que 
absorve calor, a reação endotérmica. Por outro 
lado, quando diminuímos a temperatura, 
favorecemos a reação exotérmica, que libera 
calor. 
 
Exemplo: Preveja como a composição de trióxido 
de enxofre, no equilíbrio abaixo, tenderá a mudar 
com o aumento da temperatura. 
 
 
Solução: Como a formação de SO3 é exotérmica, 
a reação inversa é endotérmica. Então, o 
aumento da temperatura do sistema favorece a 
decomposição de SO3 em SO2 e O2. 
 
4.4. Catalisadores 
 
Um catalisador pode acelerar a velocidade na 
qual uma reação atinge o equilíbrio, mas não 
afeta o próprio estado de equilíbrio. 
 
É o caso particular de equilíbrio no qual, além 
de moléculas, estão presentes íons. 
Aqui também serão definidos um α e um K 
que agora recebem nomes particulares: grau de 
ionização e constante de ionização 
respectivamente. 
Exemplo: 
 
 
5.1. Equilíbrio iônico ácido-base 
 
De acordo coma teoria de Brϕnsted-Lowry, 
um ácido é um doador de prótons (H
+
) e uma 
base é um receptor de prótons(H
+
). 
 
Exemplos: 
 
 
 
 
As expressões das constantes de 
ionização são representadas por Ka para ácidos, 
e Kb para bases. 
 
 
 
 
Quanto maior a concentração de íons, 
maior será o valor das constantes de ionização e 
mais forte será o ácido ou a base. 
As constantes de acidez e basicidade são 
comumente indicadas pelos seus logaritmos 
negativos: 
 
 
Quanto maior o valor de pKa e pKb 
menor serão os valores de Ka e Kb, e portanto 
mais fraco é o ácido ou a base. 
 
5.2. Equilíbrio iônico da água 
 
A água pura se ioniza segundo a equação: 
E sua constante de ionização é expressa por: 
 
 
 
 
 
 
 
Onde Kw é chamado produto iônico da água. 
Medidas experimentais mostram que, a 
-14
 
25°C, Kw vale aproximadamente 10 . 
 
118 
 
 
119 
 
 
 
 
 
Curso Pré-Universitário Popular – UFJF Professor Carlos Eduardo Físico- Química 
 
É importante notar que: 
 
 
http://www.agracadaquimica.com.br/index.php?acao=quimica/ms2&i=22&id=519 
 
5.2.1. Os conceitos de pH e pOH 
 
Para evitar o uso de expressões matemáticas 
com expoentes negativos, o químico Sörensen 
propôs as seguintes definições: 
 
Normalmente, a medida do pH pode ser feita 
com aparelhos eletrônicos ou com auxílio dos 
chamado indicadores ácido-base. 
Indicadores ácido-base são substâncias, 
geralmente ácidos ou bases fracas, que mudam 
de cor, dependendo do meio estar ácido ou 
básico. Esta mudança de cor é decorrência do 
deslocamento do equilíbrio químico. Tomemos, 
por exemplo, o indicador ácido-base genérico HIn: 
 
 
 
Se adicionarmos ao equilíbrio um ácido 
qualquer, haverá um aumento na concentração 
de íons H
+
, o que provoca um deslocamento para 
a esquerda, fazendo com que a solução se torne 
amarela. No entanto, se adicionarmos uma base, 
+
 
pH ⇒ potencial hidrogeniônico, expressa a acidez há uma diminuição dos