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Prévia do material em texto

① Soluções; 
② Propriedades Coligativas; 
③ Osmose; 
④ Termoquímica. 
 
........................................................................................................................................................................... 
 
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 fluido dos tecidos, o plasma sanguíneo e 
a água que bebemos são exemplos de 
soluções aquosas. 
 
 Classificação das Soluções 
 
As soluções podem ser encontradas em 
qualquer fase de agregação: sólida, líquida 
e gasosa. 
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 poucos íons (CH3COO- e 
H+). 
 
 
 
 
 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. 
Quando o coeficiente de 
solubilidade é muito pequeno diz-se que a 
substância é insolúvel. 
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: 
 
 
 
 
 
AULA 6 
 
- 2 - 
 
 Curva de Solubilidade 
 
As curvas de solubilidade 
representam a variação dos coeficientes 
de solubilidade das substâncias em função 
da temperatura. 
 
 
 
 Existem três tipos de curvas: 
 
- 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, 
conseqüentemente, 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. 
 
 Concentrações de 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. 
 
 Concentração em Massa: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exemplo: Qual a concentração em g/L de 
uma solução de nitrato de potássio que 
contem 60g do sal em 300cm3 de água. 
 
Solução: 300cm3 = 300mL = 0,3L 
 
 
 
 
 
 
 Concentração em quantidade de 
Matéria 
 
É a razão entre o número de mols do 
soluto e o volume da solução em litros. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Portanto: 
 
 
 
 
(
 
 ) 
 
 
 
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 
 
- 3 - 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Titulo 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. 
 
 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. 
 
 Densidade 
 
É a razão entre a massa e o volume 
de uma solução. 
 
 
 
 
 
 
 Relação entre Concentração e Título 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Obtemos: 
 
 
 
 
 
 
Com a desidade expressa em g/L. 
para densidade em g/mL, temos: 
 
 
 
 Diluição 
 
Diluir uma solução é adicionar solvente 
diminuindo assim sua concentração. 
 
 
A quantidade de soluto é a mesma 
antes e depois da diluição: 
 
m1 = m2 
 
Sabemos que m = C . V, portanto: 
 
C1 . V1 = C2 . V2 
 
Onde V2 é igual ao volume inicial da 
solução mais o volume de solvente 
adicionado. 
Exemplo: Um volume de 500mL de 
uma solução aquosa de CaCl2 0,3mol/L é 
diluída até o volume final de 1500mL. Qual 
a concentração final da solução? 
Solução: Ci . Vi = Cf . Vf 
0,3mol/L . 500mL = Cf . 1500mL 
Cf = 0,1mol/L 
 
- 4 - 
 Quantidade de particulas e um 
determinado 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: 
 
HNO3(l) → H
+
(aq) + NO
3- 
(aq) 
 
Portanto, nessa solução não 
existem mais moléculas de soluto, mas 
íons. Como cada molécula origina um íon 
H+ e um NO3-, em 1L de solução 2mol/L 
desse ácido há 2mol de íons H+ e 2mol de 
íons NO3-. 
Essa condição só é verdadeira para 
solutos que sofrem ionização 
(principalmente ácidos) ou dissociação 
(sais e alguns hidróxidos) em água. 
 
 Mistura de Soluções com o Mesmo 
Soluto 
 
Se misturarmos duas soluções de 
mesmo soluto: 
 
 
A massa total do soluto será a soma 
das massas do soluto das soluções 
iniciais. O mesmo acontece com o 
solvente, o volume final é a soma dos 
iniciais. Assim a concentração final é a 
razão entre a quantidade final de soluto e 
o volume final: 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. 
 
 
 
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. 
 
- 5 - 
 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 
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 
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 édenominada 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: 
 
- 6 - 
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: 
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. 
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, 
 
- 7 - 
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: 
 
Mg+2(aq) + CaO(s) + H2O(l) → Mg(OH)2(aq) + 
Ca+2(aq) 
 
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 
b) 40g 
c) 56g 
d) 2,1g 
e) 0,24g 
 
16. 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: 
 
 
 
Com base no texto e na análise realizada 
pelotécnico, 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 adequada 
para se utilizar nestas baterias, que pode 
ser obtido a partir de 500mL de solução de 
H2SO4 de concentração 18mol/L, é igual a: 
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 
 
- 8 - 
pode ser utilizada para remover manchas 
em pisos e paredes de pedra. 
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 fosfato (PO4
3-) igual a 0,15g/L. Qual a 
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) 1,3.103 mol/L 
d) 1,6.103 mol/L 
e) 3,0.10 mol/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 0,016 
mol disperso em 5,0×1010gramas 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 × 102. 
b) 2,0 × 1011. 
c) 2,5 × 1011. 
d) 4,0 × 1013. 
e) 1,0 × 1023 
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. 
a) 1,0mol/L 
b) 0,06molL 
c) 0,08mol/L 
d) 0,03mol/L 
e) 1,3mol/L 
 
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 0,10 mol/L 
de nitrato de prata, exigindo 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 
 
- 9 - 
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) 2HCl(g) 
b) 0,50mol/L 
19. a 
20. c 
21. d 
22. c 
23. d 
24. a) Não. 
b) 0,287g 
25. a 
 
 
② PROPIEDADES COLIGATIVAS 
 
A elevação da temperatura de 
ebulição e a diminuição da temperatura de 
congelamento são duas das propriedades 
das soluções que dependem da 
concentração de partículas de soluto, e 
não da sua natureza. 
 
 Propiedades Físicas das 
Substâncias 
 
Cada substância química apresenta 
uma série de propriedades que permitem 
identificá-la. Essas propriedades são 
chamadas específicas. Alguns exemplos 
são a temperatura de fusão, a temperatura 
de ebulição e a densidade. 
Uma das propriedades físicas com a 
qual mais comumente convivemos e muito 
fácil de perceber é a volatilidade de 
diferentes substâncias. 
A volatilidade está relacionada à maior 
ou menor facilidade com que um líquido 
evapora a determinada temperatura. 
Quanto mais volátil for um líquido, mais 
facilmente ele passará para o estado de 
vapor e menor será sua temperatura de 
ebulição. 
 
 Pressão de Vapor de um Líquido 
 
Evaporação é a passagem da fase 
líquida para a fase de vapor, de forma 
gradual e geralmente lenta, na superfície 
do líquido. Ao nível do mar, mesmo abaixo 
de 100°C, moléculas de água vão 
deixando o meio líquido e passando para a 
atmosfera na forma de vapor d’água. 
Quando um líquido é mantido em um 
sistema fechado, ocorre coexistência entre 
a fase líquida e a de vapor, de modo que a 
velocidade de evaporação é igual à de 
condensação. A pressão que o vapor de 
uma substância exerce sobre a superfície 
do líquido á chamada pressão de vapor. 
Líquidos diferentes, numa mesma 
temperatura, apresentam diferentes 
pressões de vapor, as quais dependem da 
intensidade das forças intermoleculares da 
substância no estado líquido. 
 
 
 
A 20°C, por exemplo, a água 
apresenta menor pressão de vapor. As 
interações intermoleculares são mais 
fracas no álcool, o que permite que seu 
vapor seja formado com mais facilidade. 
Quando um líquido é aquecido há 
um aumento do número de moléculas no 
estado de vapor, ou seja, ocorre um 
aumento da pressão de vapor da 
substância. 
 
 Temperatura de Ebulição de um 
Líquido 
 
 
- 10 - 
Um líquido entra em ebulição à 
temperatura na qual a pressão de vapor se 
iguala à pressão exercida sobre sua 
superfície, ou seja, à pressão atmosférica. 
Por conta disso, quando um líquido for 
aquecido ao nível do mar ele terá uma 
temperatura de ebulição superior à que 
esse mesmo líquido teria se fosse 
aquecido em grandes altitudes, nas quais 
a pressão atmosférica é menor. 
 
Ex: As panelas de pressão são 
projetadas para reter boa parte do vapor 
de água, aumentando a pressão interna. A 
água permanece líquida, acima de 100° C 
e, em virtude da alta temperatura, os 
alimentos cozinham mais rápido. 
 
 Diagrama de Fases de uma 
Substância Pura 
 
Trata-se de um modo de expressar 
como a pressão e a temperatura 
influenciam nas mudanças de fases de 
uma substância. 
 
 
 
Cada uma dessas curvas indica as 
condições de pressão e temperatura nas 
quais duas fases estão em equilíbrio. 
As áreas delimitadas por essas 
linhas representam as condições de 
pressão e temperatura nas quais uma 
substância existe em um único estado 
físico. 
O ponto determinado pela 
interseção das três linhas é o ponto triplo e 
indica uma condição única de pressão e 
temperatura na qual encontramos as três 
fases em equilíbrio. 
 
 Tonoscopia ou tonometria 
 
O efeito tonoscópico é a diminuição da 
pressão de vapor de um líquido por adição 
de um soluto não volátil. 
 
 
O que determina a diminuição da 
pressão de vapor é a concentração de 
soluto presente na solução, e não sua 
natureza. 
Exemplo: Há muito tempo 
habitantes as regiões áridas perceberam 
que os lagos de água salgada têm maior 
dificuldade para secar do que os lagos de 
água doce. Issose deve ao efeito 
tonoscópico produzido pelos sais 
dissolvidos na água. 
 
 Ebulioscopia e Crioscopia 
 
Ebulioscopia é o estudo da elevação 
da temperatura de ebulição de um líquido, 
ocasionado pela dissolução de um soluto 
não volátil. 
 
 
 
- 11 - 
O aumento da temperatura de 
ebulição pode ser justificado pela 
diminuição da pressão de vapor, causada 
pela presença das partículas do soluto. 
 
Exemplo: Os legumes cozinham 
mais rápido quando se adiciona sal à 
água. 
Crioscopia ou criometria é o estudo do 
abaixamento da temperatura de 
solidificação de um líquido, provocado pela 
dissolução de outra substância nesse 
líquido. 
 A adição de um soluto não volátil a 
um solvente provoca um abaixamento na 
temperatura de congelamento desse 
solvente, o que pode ser explicado pelo 
fato das partículas do soluto dificultarem a 
cristalização do solvente. 
 
 
 
Quanto mais concentrada for a 
solução, maior será o aumento da 
temperatura de ebulição do solvente e 
maior será o abaixamento da temperatura 
de congelamento do solvente. 
 
③ OSMOSE 
 
É a passagem de solvente através 
de uma membrana semipermeável, isto é, 
permeável apenas ao solvente. Verifica-se 
que esse fluxo ocorre espontaneamente 
do meio menos concentrado para o mais 
concentrado. 
 
 
 
 
 
 
O processo se finaliza quando os 
dois meios ficam com a mesma 
concentração de soluto. 
Exemplo: Para fazermos carne seca, 
adicionamos sal à carne. O cloreto de 
sódio (sal de cozinha) retira a água da 
carne por osmose, impedindo o 
crescimento de microorganismos. 
Para impedir a diluição da solução 
mais concentrada, seria necessário aplicar 
sobre ela uma pressão externa. Essa 
pressão externa aplicada é chamada 
pressão osmótica. 
 
Exercícios 
 
1. Em um mesmo local, a pressão de 
vapor de todas as substâncias puras 
líquidas:? 
a) tem o mesmo valor à mesma 
temperatura. 
b) tem o mesmo valor nos respectivos 
pontos de ebulição. 
c) tem o mesmo valor nos respectivos 
pontos de congelamento. 
d) aumenta com o aumento do volume de 
líquido presente á temperatura constante. 
e) diminui com o aumento do volume de 
líquido presente à temperatura constante. 
 
2. A vantagem do uso de panela de 
pressão é a rapidez para o cozimento dos 
alimentos e isso se deve: 
a) à pressão no seu interior, que é igual à 
pressão externa. 
b) à temperatura de seu interior, que está 
acima da temperatura de ebulição da água 
no local. 
c) à quantidade de calor adicional que é 
transferida à panela. 
d) à quantidade de vapor que está sendo 
liberada pela válvula. 
e) à espessura de sua parede, que é maior 
que das panelas comuns. 
 
3. Num congelador, há cinco formas que 
contém líquidos diferentes, para fazer gelo 
e picolés de limão. Se as fôrmas forem 
colocadas, ao mesmo tempo, no 
congelador e estiverem, inicialmente, com 
a mesma temperatura, vai congelar-se 
primeiro a fôrma que contém 500mL de: 
a) água 
 
- 12 - 
b) solução, em água, contendo 50mL de 
suco de limão. 
c) solução, em água, contendo 100L de 
suco de limão. 
d) solução, em água, contendo 50mL de 
suco de limão e 50g de açúcar. 
e) solução, em água, contendo 100mL de 
suco de limão e 50g de açúcar. 
 
4. O diagrama abaixo se refere a três 
líquidos A, B e C. 
 
 
 
Assinale a alternativa errada: 
a) O líquido mais volátil é o A. 
b) A pressão de vapor do líquido B e maior 
que a do líquido C para uma mesma 
temperatura. 
c) A temperatura de ebulição a 1atm do 
liquido C é 120°C. 
d) A temperatura de ebulição no pico do 
monte Everest (240mmHg) do liquido A é 
20°C. 
e) As forcas intermoleculares do liquido A 
são mais intensas em relação aos demais 
líquidos. 
 
5. Numa mesma temperatura, foram 
medidas as pressões de vapor dos três 
sistemas a seguir. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Os resultados, para esses três sistemas, 
foram: 105,0; 106,4 e 108,2 mm Hg, não 
necessariamente nessa ordem. Tais 
valores são, respectivamente, as pressões 
de vapor dos sistemas: 
a) x = 105,0; y = 106,4; z = 108,2. 
b) y = 105,0; x = 106,4; z = 108,2. 
c) y = 105,0; z = 106,4; x = 108,2. 
d) x = 105,0; z = 106,4; y = 108,2. 
e) z = 105,0; y = 106,4; x = 108,2. 
 
6. Considere o gráfico a seguir, que 
representa as variações das pressões de 
vapor da água pura (A.P.) e duas amostras 
líquidas A e B, em função da temperatura. 
Pode-se concluir que, em temperaturas 
iguais: 
a) a amostra A constitui-se de um liquido 
menos volátil que a água pura. 
b) a amostra B pode ser constituída de 
uma solução aquosa de cloreto de sódio. 
c) a amostra B constitui-se de um liquido 
que evapora mais rapidamente que a água 
pura. 
d) a amostra A pode ser constituída de 
solução aquosa de sacarose. 
e) as amostras A e B constituem-se de 
soluções aquosas preparadas com solutos 
diferentes. 
 
7. Num congelador, há cinco formas que 
contêm líquidos diferentes, para fazer gelo 
e picolés de limão. Se as formas forem 
colocadas ao mesmo tempo no congelador 
e estiverem, inicialmente, a mesma 
temperatura, vai-se congelar primeiro a 
forma que contem 500 mL de: 
a) água pura. 
b) solução, em água, contendo 50 mL de 
suco de limão. 
c) solução, em água, contendo 100 mL de 
suco de limão. 
d) solução, em água, contendo 50 mL de 
suco de limão e 50 g de açúcar. 
e) solução, em água, contendo 100 mL de 
suco de limão e 50 g de açúcar. 
 
8. Na desidratação infantil aconselha-se a 
administração de soro fisiológico para 
reequilibrar o organismo. Quando injetado 
nas veias, este soro deve: 
a) ser isotônico em relação ao sangue. 
b) ser hipertônico em relação ao sangue. 
 
- 13 - 
c) ser hipotônico em relação ao sangue. 
d) ter pressão osmótica maior do que a do 
sangue. 
e) ter pressão osmótica menor do que a do 
sangue. 
 
9. Os três frascos a seguir contem água 
pura a 25°C. 
 
 
 
Vários estudantes, ao medirem a pressão 
de vapor a 25°C, fizeram quatro 
anotações: 
PA = PB ; PA ≠ PC ; PC ≠ PB ; PA = PB = PC 
 
Quantas dessas anotações estão 
corretas? 
a) Uma. 
b) Duas. 
c) Três. 
d) Todas. 
e) Nenhuma. 
 
10. A concentração de sais dissolvidos no 
lago conhecido como “Mar Morto” é muito 
superior as encontradas nos oceanos. 
Devido à alta concentração de sais, nesse 
lago, 
I — a flutuabilidade dos corpos e maior do 
que nos oceanos. 
II — o fenômeno da osmose provocaria a 
morte por desidratação de seres vivos que 
nele tentassem sobreviver. 
III — a água congela-se facilmente nos 
dias de inverno. 
Dessas afirmações, somente: 
a) I e correta. 
b) II e correta. 
c) III e correta. 
d) I e II são corretas. 
e) I e III são corretas. 
 
Gabarito: 
1. b 
2. b 
3. a 
4. e 
5. c 
6. b 
7. a 
8. a 
9. b 
10. d 
 
 
④ 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. 
 
 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 queum 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. 
 
 
 
 
- 14 - 
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. 
 
 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. 
- Processo endotérmico: o sistema 
absorve calor e o ambiente se resfria. 
 
 Entalpia e Variação da 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 
(ΔH) 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 (ΔH) de um processo através 
de aparelhos chamados calorímetros. 
O cálculo da variação de entalpia é 
dado pela expressão genérica: 
ΔH = Hfinal – Hinicial ou 
ΔH = 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 ΔH é positivo. 
 
- Reações exotérmicas: 
 
 R P + calor 
 
 
 
Nesse caso há liberação de calor, portanto 
a Hprodutos é menor do que a Hreagentes e ΔH 
é negativo. 
 
 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. 
 
 
 
 
 
- 15 - 
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. 
 
 Equações Termoquímica 
 
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 físico dos reagentes e dos 
produtos, os coeficientes estequiométricos, 
as variedades alotrópicas, a temperatura e 
a pressão, bem como o ΔH do processo. 
 
Exemplo: 
 
Cgraf + O2(g) → CO2(g) ΔH = -394kJ (a 25°C, 
1 atm). 
 
Com o intuito de fazer comparações entre 
processos, foi criado um referencial: a 
entalpia padrão (ΔH°). 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 ΔH 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. 
 
 Entalpia das Reações Químicas 
 
 Combustão 
 
A entalpia de combustão, ΔHc°, 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) 
 
ΔH = - 212,8 kcal/mol 
Nessas reações, ΔH é sempre negativo, 
ou seja, são reações exotérmicas. 
 
 Formação 
 
A entalpia padrão de formação, ΔHf°, 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. 
 
2 C(s) + 3 H2(g) +1/2 O2(g) C2H5OH(l) 
ΔH° = -277,69 kJ 
 
Quando uma substância simples já se 
encontra em seu estado-padrão, 
considera-se, por convenção, ΔHf° igual a 
zero. 
Entalpias padrão de formação podem 
ser combinadas para obter a entalpia 
padrão de qualquer reação: 
 
 
 
 
 
 
 
- 16 - 
Ex: 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. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 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 ΔH é positivo. 
 
Exemplo: H2(g) 2H(g) ΔH° = + 436KJ 
 
A energia absorvida na quebra de 
uma ligação é numericamente igual à 
energia liberada na sua formação. 
 
Exemplo: 2H(g) H2(g) ΔH° = - 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 ΔH de uma reação. 
Portanto, a variação de entalpia de 
uma reação pode ser estimada usando as 
entalpias de ligação envolvidas. 
 
Exemplo: Calcule a ΔH na reação: 
 
2HBr(g) + Cl2(g) 2HCl(g) + Br2(g) 
 
conhecendo as seguintes energias de 
ligação: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 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 ΔH conhecidos. 
 
 
 
- 17 - 
 
 
 Aspectos Estequiométricos 
 
Cálculos estequiométricos que 
envolvemenergia 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? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 vaporização da 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: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
- 18 - 
De acordo com as informações fornecidas, 
o que ocorrerá na transformação de 1 mol 
de água vaporizada em 1 mol de água 
líquida? 
a) liberação de 44 kJ; 
b) absorção de 44 kJ; 
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 . 
106 J, ao sintetizar 0,5mol de glicose, a 
planta: 
a) libera 1,4 . 106 J d) absorve 2,8 . 106 J 
b) libera 2,8 . 106 J e) absorve 5,6 . 106 J 
c) absorve 1,4 . 106 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) ΔH = -393,5KJ/mol 
C(diamante) + O2(g) → CO2(g) ΔH = -
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 ΔH = 
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: 
H2(g) + O2(g) H2O2(l) 
 
Considere os valores de entalpias 
fornecidos para as seguintes reações: 
 
H2O(l) + ½ O2(g) H2O2(l) 
ΔH° = +98,0 kJ.mol-1 
 
H2(g) + ½ O2(g) H2O2(l) 
ΔH° = -572,0 kJ.mol-1 
 
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 
 
6. O carbeto de tungstênio, WC, é uma 
substância muito dura e, por esta razão, é 
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 
 
- 19 - 
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, podese 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 cada vez maior como 
aditivos, ou mesmo como substitutos para 
gasolina em veículos. Algumas das 
propriedades físicas desses combustíveis 
são mostradas no quadro seguinte. 
 
 
- 20 - 
 
 
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 Glauber que deverá ser utilizada, 
em kg, corresponde a: 
a) 161 
b) 101 
c) 71 
d) 51 
 
13. Uma solução de ácido clorídrico pode 
ser neutralizada utilizando-se hidróxido de 
sódio. A partir da tabela de ΔH de 
formação, calcule a variação de entalpia 
dessa reação de neutralização. 
 
 
 
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 das 
espécies 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. 
 
15. Por “energia de ligação” entende-se a 
variação de entalpia (ΔH) necessária para 
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, 
 
sãoquebrados 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, 
 
- 21 - 
 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. 
 
 
 
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. 
 
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

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