Apostila-Fisico-Quimica Fabio_

Prévia do material em texto

1 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
CAPÍTULO 1- Dispersões e soluções ..................................................................................................... 06 
1.1 Dispersões ....................................................................................................................................... 06 
1.1.1 Classificação das dispersões ......................................................................................................... 06 
1.2 Soluções verdadeiras ou Soluções .................................................................................................. 06 
1.2.1 Classificação das soluções ............................................................................................................ 06 
1.2.2 Regras de solubilidade ................................................................................................................. 07 
1.2.3 Saturação da solução ................................................................................................................... 07 
1.2.4 Curvas de solubilidade ................................................................................................................. 07 
1.3 Concentrações das soluções ........................................................................................................... 08 
1.3.1 Concentração comum (Concentração) ........................................................................................ 08 
1.3.2 Título em massa ........................................................................................................................... 08 
1.3.3 Molaridade ................................................................................................................................... 09 
1.3.4 Fração molar ................................................................................................................................ 09 
1.3.5 Partes por milhão ......................................................................................................................... 09 
1.3.6 Concentração da água oxigenada ................................................................................................ 09 
1.3.7 Densidade ..................................................................................................................................... 09 
1.3.8 Relação entre concentração e título ............................................................................................ 09 
1.3.9 Relação entre concentração e molaridade .................................................................................. 09 
 1.4 Contando íons em solução ............................................................................................................. 09 
 1.5 Diluições de soluções ..................................................................................................................... 10 
 1.6 Diluições de soluções ..................................................................................................................... 10 
1.6.1 Mistura de duas soluções de um mesmo soluto ......................................................................... 10 
1.6.2 Soluções de solventes iguais e solutos diferentes sem que haja reação química ....................... 10 
1.6.3 Mistura de soluções com solventes iguais e solutos diferentes que reagem entre si ................. 10 
Sessão Leitura ....................................................................................................................................... 11 
Exercícios de fixação ............................................................................................................................. 11 
Pintou no ENEM .................................................................................................................................... 15 
Exercício comentado ............................................................................................................................. 19 
 
CAPÍTULO 2- Propriedades Coligativas ............................................................................................... 19 
2.1 Relação das mudanças de estado físico .......................................................................................... 19 
2.1.1 Evaporação dos líquidos puros .................................................................................................... 19 
2.1.2 Ebulição dos líquidos puros .......................................................................................................... 20 
2 
 
 
 
2.1.3 Congelamento de líquidos puros ................................................................................................. 20 
2.1.4 Diagrama de fases ........................................................................................................................ 21 
2.2 Os efeitos coligativos ...................................................................................................................... 21 
2.2.1 Efeito tonométrico ....................................................................................................................... 21 
2.2.2 Efeito ebuliométrico..................................................................................................................... 21 
2.2.3 Efeito criométrico ......................................................................................................................... 22 
2.3 Osmometria .................................................................................................................................... 22 
2.3.1 Conceitos gerais ........................................................................................................................... 22 
2.3.2 Leis gerais da osmometria............................................................................................................ 22 
2.3.3 Classificação das soluções ............................................................................................................ 23 
2.4 Propriedades coligativas das soluções iônicas ................................................................................ 23 
Sessão Leitura ....................................................................................................................................... 23 
Exercícios de fixação ............................................................................................................................. 24 
Pintou no ENEM .................................................................................................................................... 26 
Exercício comentado ............................................................................................................................. 28 
 
CAPÍTULO 3- Termoquímica ................................................................................................................ 30 
3.1 Calor ................................................................................................................................................ 30 
3.2 Processos que liberam e absorvem calor ........................................................................................ 30 
3.3 Entalpia e variação de entalpia ....................................................................................................... 30 
3.4 Fatores que influenciam nas entalpias das reações ....................................................................... 31 
3.5 Equação termoquímica ................................................................................................................... 32 
3.6 Casos particulares das entalpias de reação .................................................................................... 32 
3.6.1 Entalpia padrão de formaçãode uma substância ........................................................................ 32 
3.6.2 Entalpia de combustão de uma substância ................................................................................. 33 
3.6.3 Energia de ligação ........................................................................................................................ 33 
3.7 A Lei de Hess ................................................................................................................................... 33 
3.7.1 Consequências da lei de Hess ...................................................................................................... 34 
3.8 Aspectos estequiométricos ............................................................................................................. 34 
Sessão Leitura ....................................................................................................................................... 34 
Exercícios de fixação ............................................................................................................................. 34 
Pintou no ENEM .................................................................................................................................... 38 
Exercício comentado ............................................................................................................................. 40 
 
 
3 
 
 
 
CAPÍTULO 4- Cinética química ............................................................................................................. 40 
4.1 Velocidade das reações químicas ................................................................................................... 41 
4.2 Como as reações ocorrem............................................................................................................... 41 
4.2.1 Condições indispensáveis ............................................................................................................. 41 
4.2.2 A teoria das colisões ..................................................................................................................... 41 
4.2.3 Energia de ativação ...................................................................................................................... 41 
4.3 Fatores que afetam a rapidez das reações .................................................................................... 42 
4.3.1 Superfície de contato ................................................................................................................... 42 
4.3.2 Temperatura ................................................................................................................................ 42 
4.3.3 Concentração ............................................................................................................................... 42 
4.3.4 Catalisadores ................................................................................................................................ 42 
4.3.5 Pressão ......................................................................................................................................... 42 
4.3.6 Luz ................................................................................................................................................ 42 
4.4 Lei cinética ....................................................................................................................................... 43 
Sessão leitura ........................................................................................................................................ 43 
Exercícios de fixação ............................................................................................................................. 44 
Pintou no ENEM .................................................................................................................................... 47 
Exercício comentado ............................................................................................................................. 50 
 
CAPÍTULO 5- Equilíbrios químicos ....................................................................................................... 51 
5.1 Reversibilidade das reações ............................................................................................................ 51 
5.2 Grau de equilíbrio ........................................................................................................................... 51 
5.3 Constante de equilíbrio ................................................................................................................... 51 
5.4 Princípio de Le Chatelier ................................................................................................................. 52 
5.4.1 Deslocamento de equilíbrio ......................................................................................................... 52 
5.4.2 Pressão ......................................................................................................................................... 52 
5.4.3 Temperatura ................................................................................................................................ 53 
5.4.4 Catalisadores ................................................................................................................................ 53 
5.5 Equilíbrio iônico ............................................................................................................................... 53 
5.5.1 Equilíbrio iônico ácido-base ......................................................................................................... 53 
5.5.2 O efeito do íon comum ................................................................................................................ 53 
5.5.3 Equilíbrio iônico da água .............................................................................................................. 54 
5.5.4 Os conceitos de pH e pOH ............................................................................................................ 54 
5.5.5 Indicadores do pH ........................................................................................................................ 54 
5.6 Hidrólise de sais .............................................................................................................................. 54 
4 
 
 
 
5.6.1 Constante de hidrólise ................................................................................................................. 55 
5.7 Produto de solubilidade .................................................................................................................. 55 
Sessão leitura ........................................................................................................................................ 55 
Exercícios de fixação ............................................................................................................................. 56 
Pintou no ENEM .................................................................................................................................... 59 
Exercício comentado ............................................................................................................................. 60 
 
CAPÍTULO 6- Eletroquímica ................................................................................................................. 64 
6.1 Oxirredução ..................................................................................................................................... 64 
6.1.1 Regras práticas para a determinação do Nox .............................................................................. 646.1.2 Definição de reação oxirredução ................................................................................................. 64 
6.1.3 Agente oxidante e agente redutor ............................................................................................... 64 
6.2 Pilhas ............................................................................................................................................... 64 
6.2.1 Potencial do eletrodo ................................................................................................................... 65 
6.2.2 Diferença de potencial da pilha e sua espontaneidade ............................................................... 66 
6.2.3 Pilhas e baterias comerciais ......................................................................................................... 66 
6.3 Eletrólise .......................................................................................................................................... 67 
6.3.1 Eletrólise em solução aquosa ....................................................................................................... 68 
6.3.2 Aspectos quantitativos ................................................................................................................. 69 
Sessão leitura ........................................................................................................................................ 69 
Exercícios de fixação ............................................................................................................................. 69 
Pintou no ENEM .................................................................................................................................... 75 
Exercício comentado ............................................................................................................................. 77 
 
CAPÍTULO 7- Reações nucleares .......................................................................................................... 78 
7.1 A descoberta da radioatividade ...................................................................................................... 78 
7.2 Natureza das emissões .................................................................................................................... 78 
7.2.1 Radiação alfa (α)........................................................................................................................... 78 
7.2.2 Radiação beta ............................................................................................................................... 79 
7.2.3 Radiação gama ............................................................................................................................. 79 
7.2.4 Emissão de pósitrons ................................................................................................................... 79 
7.3 Transmutação artificial.................................................................................................................... 79 
7.4 Meia-vida ou período de semidesintegração ................................................................................. 79 
7.5 Datação com carbono-14 ................................................................................................................ 80 
7.6 Fissão nuclear .................................................................................................................................. 80 
5 
 
 
 
7.7 Fusão nuclear .................................................................................................................................. 80 
Sessão leitura ........................................................................................................................................ 80 
Exercícios de fixação ............................................................................................................................. 81 
Pintou no ENEM .................................................................................................................................... 83 
Exercício comentado ............................................................................................................................. 86 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6 
 
 
 
Capítulo 1- Dispersões e soluções 
 
1.1 Dispersões 
Temos diferentes classificações para 
misturas. Podemos ter um sistema (mistura) 
homogêneo, quando temos a solubilidade de uma 
substância em outra, ou um sistema (mistura) 
heterogêneo, quando uma substância não se 
solubiliza na outra. Como um caso intermediário a 
esses dois, podemos ter algumas substâncias que 
se disseminam em maior quantidade ou em menor 
quantidade. 
Dispersão é um sistema com uma 
substância se disseminando, como pequenas 
partículas, em outra substância. 
O que se distribui uniformemente como 
pequenas partículas é chamado de disperso, e a 
substância em que o disperso é disseminado é 
chamada dispersante ou dispergente. 
 
1.1.1 Classificação das 
dispersões 
A classificação das dispersões é feita de 
acordo com o diâmetro médio das partículas 
dispersas: 
 
Tabela 1: Classificação das dispersões 
Classificação Diâmetro médio 
das partículas 
dispersas 
Exemplo 
Soluções 
verdadeiras 
Inferior a 10
-7
 cm Água + 
glicose 
Soluções 
coloidais 
Entre 10
-7
 e 10
-4
 
cm 
Água + 
gelatina 
Suspensões Superior a 10
-4
 
cm 
Água + 
enxofre 
 
 
Tabela 2: Principais características dos sistemas 
dispersos 
 Soluções 
verdadeira
s 
Soluções 
coloidais 
Suspensões 
Natureza 
das 
partículas 
Átomos, 
íons ou 
moléculas. 
Aglomera
dos de 
átomos, 
Grandes 
aglomerados 
de átomos, 
dispersas íons ou 
moléculas, 
além de 
moléculas 
gigantes e 
íons 
gigantes. 
íons ou 
moléculas. 
Homogen
eidade do 
sistema 
As 
partículas 
não são 
visíveis 
com 
nenhum 
aparelho 
(sistema 
homogêneo
). 
As 
partículas 
são 
visíveis ao 
ultrami-
croscópio 
(sistema 
heterogê-
neo). 
As partículas 
são visíveis 
ao 
microscópio 
comum. 
Sediment
ação das 
partículas 
As 
partículas 
não se 
sedimen-
tam. 
As 
partículas 
sedimen-
tam-se por 
meio de 
ultracentrí-
fugas. 
Há 
sedimenta-
ção 
espontânea 
ou por meio 
de 
centrífugas 
comuns. 
Separaçã
o por 
filtração 
A 
separação 
não é 
possível. 
As 
partículas 
são 
separadas 
por meio 
de 
ultrafiltros. 
As partículas 
são 
separadas 
por meio de 
filtros 
comuns. 
 
 
1.2 Soluções verdadeiras ou Soluções 
O grupo mais importante dentro de 
dispersões é o grupo das soluções verdadeiras ou 
soluções. Podemos fazer uma associação de 
dispersão com soluções: o que chamamos de 
disperso em dispersões, chamamos de soluto em 
soluções, e, o que chamamos de dispersante, em 
soluções chamamos de solvente. 
 
1.2.1 Classificação das soluções 
Podemos classificar as soluções de acordo 
com 4 critérios: condução de corrente elétrica, 
estado de agregação da solução, proporção 
soluto/solvente, e natureza do soluto. 
 Condução de corrente elétrica 
Soluções eletrolíticas ou iônicas: Uma solução 
eletrolítica conduz corrente elétrica, pois contêm 
7 
 
 
 
íons livres que são gerados pela ionização ou 
dissociação do soluto. Exemplo: Água e cloreto de 
sódio. 
Soluções não-eletrolíticas ou moleculares:Uma 
solução não-eletrolítica não conduz corrente 
elétrica, pois não apresenta íons livres e sim, 
moléculas. Exemplo: Água e etanol. 
 Estado de agregação da solução 
Soluções sólidas 
Soluções líquidas 
Soluções gasosas 
 Proporção entre soluto e solvente 
Soluções diluídas: são as que contêm uma 
quantidade pequena de soluto em relação à 
quantidade de solvente. 
Soluções concentradas: são as que contêm uma 
quantidade grande de soluto em relação à 
quantidade de solvente. 
 Natureza do soluto 
Soluções moleculares: quando moléculas 
constituem as partículas dispersas. 
Soluções iônicas: quando íons constituem as 
partículas dispersas. 
 
1.2.2 Regras de solubilidade 
Substância polar tende a dissolver 
substância polar e substância apolar tende a 
dissolver substância apolar. 
Obs.: Em geral, temos que as substâncias 
inorgânicas são polares e as substâncias orgânicas 
são apolares. 
Obs2.: Substâncias inorgânicas em água: ácidos 
são solúveis em geral, bases são insolúveis em 
geral, sais têm solubilidade variada, óxidos 
metálicos são insolúveis em geral e óxidos não-
metálicos dissolvem-se reagindo com a água em 
geral. 
1.2.3 Saturação da solução 
Quando adicionamos soluto continuamente, 
em um momento, ele não irá mais se dissolver. A 
partir daí, todo o sólido ficará depositado no fundo 
do recipiente e dizemos que a solução está 
saturada ou que a solução atingiu o ponto de 
saturação. A saturação de uma solução depende 
do soluto e do solvente que a compõem, bem como 
das condições físicas. Temperatura e pressão 
influem no ponto de saturação. Cada solução 
apresenta um coeficiente ou grau de solubilidade, 
que é a quantidade necessária de uma substância 
para saturar uma quantidade de solvente, em 
determinadas condições físicas de temperatura e 
de pressão. 
Quanto menor o coeficiente de solubilidade, 
menos solúvel a substância é naquele solvente. No 
caso de dois líquidos, dizemos que as substâncias 
são imiscíveis. Caso da água com óleo. 
Podemos classificar as soluções em função 
do seu ponto de saturação: 
Não-saturadas: menos soluto que o determinado 
pelo coeficiente de solubilidade; 
Saturadas: quando atingem o coeficiente de 
solubilidade; 
Supersaturadas: mais soluto que o determinado 
pelo coeficiente de solubilidade. 
 
 
Figura 1: Classificação e estabilidade das soluções 
Disponível em: 
http://vagnerbertoloto.blogspot.com.br/2012/01/solucoes.html. Acesso 23 
mai. 2014. 
 
1.2.4 Curvas de solubilidade 
As curvas de solubilidade representam a 
variação dos coeficientes de solubilidade das 
substâncias em função da temperatura. 
8 
 
 
 
 
Figura 2: Curva de solubilidade KNO3 em água 
Disponível em: 
http://vagnerbertoloto.blogspot.com.br/2012/01/solucoes.html. Acesso em 
23 mai. 2014. 
 
Existem três tipos de curva: 
Ascendentes: representam as substâncias cujo 
coeficiente de solubilidade aumenta com a 
temperatura. 
Descendentes: representam substâncias cujo 
coeficiente de solubilidade diminui com a 
temperatura. Percebemos esse comportamento na 
dissolução de gases em líquidos, onde a 
solubilidade do gás aumenta com a elevação da 
pressão e, consequentemente, diminui com a 
elevação da temperatura. 
Curvas com inflexões: representam as substâncias 
que sofrem modificações em sua estrutura com a 
variação da temperatura. 
Geralmente a presença de pontos de 
inflexão ao longo da curva, indica que está 
ocorrendo a desidratação do soluto mediante 
aumento de temperatura. 
 
1.3 Concentração das soluções 
Concentração de uma solução nada mais é 
que expressar a quantidade de soluto dissolvido em 
um certo volume de solução. Essas grandezas 
podem ser expressas em massa, volume ou mol. 
 
1.3.1 Concentração comum 
(Concentração) 
Concentração comum, ou concentração 
(C), é a massa do soluto (mg, g, kg, t etc.) dividido 
pelo volume da solução (cm
3
, mL, dm
3
, L, m
3
 etc.). 
 
𝐶 =
𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
 
 
Exemplo: Qual a concentração em g/L de uma 
solução de nitrato de potássio que contem 60g do 
sal em 300cm
3
 de água. 
 
1.3.2 Título em massa 
Título em massa () é a massa do soluto 
dividido pela massa da solução (massa do soluto + 
massa do solvente). Assim, título em massa é uma 
grandeza adimensional (sem unidade). 
 
𝜏 =
𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
 
 
Podemos expressar o título em massa em 
porcentagem (porcentagem em massa). 
 
𝜏 % =
𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
𝑥 100 
Exemplo: Uma solução de cloreto de potássio (KCl) 
10% possui 10 g de soluto em 100 g de solução ou 
90 g de água. 
 
Obs.: O título ainda pode ser escrito em termos de 
volume. As definições são idênticas às anteriores, 
trocando apenas massa por volume. 
9 
 
 
 
1.3.3 Molaridade 
Molaridade (ɱ) é a quantidade de soluto 
em mols, dividido pelo volume da solução. 
 
𝔪 =
𝑛
𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
 
Mas, 
𝑛 =
𝑚
𝑀𝑀
 
Logo, 
𝔪 =
𝑚
𝑀𝑀𝑥𝑉(𝐿)
 
 
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. 
 
1.3.4 Fração molar 
Fração molar (X) é o número de mols do 
soluto dividido pelo número de mols da solução 
(soluto + solvente). 
Denotamos o índice 1 para soluto e 2 para 
solvente 
 
𝑋 =
𝑛𝑖
𝑛𝑇
 
 
1.3.5 Partes por milhão 
Partes por milhão (ppm) expressa a 
concentração de soluções extremamente diluídas. 
O soluto se apresenta em quantidade muito 
pequena, dissolvido em uma quantidade muito 
grande de solvente. 
 
1.3.6 Concentração da água 
oxigenada 
A água oxigenada é uma solução de 
peróxido de hidrogênio em água. Normalmente sua 
concentração é expressa em volumes. Isso 
significa a quantidade de litros de oxigênio que se 
obtém a partir da decomposição completa do 
peróxido de hidrogênio contido em 1,0 litro de 
solução, nas condições normais de temperatura e 
pressão. 
 
1.3.7 Densidade 
É a razão entre a massa e o volume de 
uma solução. 
 
𝑑 =
𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
 
Unidade: gramas por mL (g/mL) 
 
1.3.8 Relação entre concentração 
e título 
 
𝐶 = 𝜏 𝑑 
Com a densidade expressa em g/L 
 
Para densidade em mg/L, temos: 
𝐶 = 𝜏 𝑑 1000 
 
1.3.9 Relação entre concentração 
e molaridade 
 
𝐶 = 𝔪 𝑀𝑀 
 
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 
 
1.4 Contando íons em solução 
Para determinar a quantidade de moléculas 
ou íons numa solução precisamos considerar a 
natureza do soluto e o seu comportamento na 
presença do solvente, no caso a água. 
10 
 
 
 
Consideremos uma solução 2mol/L de 
ácido nítrico. O ácido nítrico é um eletrólito forte 
e,em água, se ioniza de acordo com a equação: 
 
HNO3(l) → H
+
(aq) + NO
-
3(aq) 
 
Portanto, nessa solução não existem mais 
moléculas de soluto, mas íons. Como cada 
molécula origina um mol de íons H
+
 e um mol de 
íons NO
-
3, em 1L de solução 2mol/L desse ácido, 
há 2mol de íons H
+
 e 2mol de íons NO
-
3. 
Essa condição só é verdadeira para solutos 
que sofrem ionização (principalmente ácidos) ou 
dissociação (sais e alguns hidróxidos) em água. 
 
1.5 Diluição e mistura de soluções 
1.5.1- Diluição de soluções 
A diluição consiste em adicionar mais 
solvente à solução, e, portanto, diminuir sua 
concentração. 
A quantidade de soluto éa 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? 
 
1.6 Mistura de soluções 
1.6.1- Mistura de duas 
soluções de um mesmo 
soluto 
Se misturarmos duas soluções de mesmo 
soluto: 
 
Figura 3: Mistura de soluções de mesmo solvente. 
Disponível em: 
http://aprendaquimicarenatojr.blogspot.com.br/2012/05/exercicios-
diluicao-e-misturas-de.html. Acesso em 23 mai. 2014. 
 
A massa total do soluto será a soma das 
massas do soluto das soluções iniciais. O mesmo 
acontece com o solvente, o volume final é a soma 
dos iniciais. Assim a concentração final é a razão 
entre a quantidade final de soluto e o volume final: 
 
𝐶 =
𝑚
𝑉
=
320𝑔
0,300𝐿
= 1067𝑔/𝐿 
 
1.6.2- Mistura de soluções 
de solventes iguais e 
solutos diferentes sem 
que haja reação química 
Ao se misturar soluções de solutos 
diferentes sem ocorrer reação química entre eles, a 
quantidade de cada soluto permanece inalterada, 
antes e após a mistura. 
 
1.6.3- Mistura de soluções 
com solventes iguais e 
solutos diferentes que 
reagem entre si 
Normalmente ocorre com a mistura de uma 
solução de um ácido com uma solução de uma 
base; ou solução de um oxidante com uma solução 
de um redutor; ou com soluções de dois sais que 
reagem um com o outro. Quando soluções com 
solutos diferentes reagem entre si ao se misturar, 
se trata de um problema relacionado com cálculo 
estequiométrico. 
 
11 
 
 
 
2 Sessão leitura 
 
O risco do monóxido de carbono 
 
 O monóxido de carbono se combina com a 
hemoglobina nos glóbulos vermelhos no sangue e 
a inutiliza para sua função essencial, que é de 
transportar oxigênio pelo corpo. Sem oxigênio, 
morremos rapidamente. E nosso cérebro é o 
primeiro a morrer. O monóxido de carbono é um 
gás incolor, inodoro e altamente tóxico. 
 Todos estamos expostos a ele porque está 
presente em quantidades muito pequenas traço 
na atmosfera. Os maiores níveis são encontrados 
no ar das cidades, provenientes da combustão 
nos motores dos veículos. A maior parte dos 
átomos de carbono existentes em um combustível 
transforma-se em CO2 com dois oxigênios na 
molécula, porém um pouco do combustível 
queimado em um motor ou aquecedor pode 
encontrar pouco oxigênio para sua combustão 
completa, e o carbono acaba se combinando com 
apenas um oxigênio por molécula. O monóxido de 
carbono no ar que respiramos pode se combinar 
com até 5% de hemoglobina de nosso sangue e, 
se fumarmos, esse valor pode subir para 
valores de ordem de 10%. Se chegar a 30% 
percebemos os sintomas do envenenamento por 
monóxido de carbono: naúseas, dores de cabeça, 
indolência e dores no peito. A principal fonte 
humana de monóxido de carbono são os 
escapamentos de carros, que podem produzir 
nivéis tão altos como 50 ppm (0,005%) em locais 
de tráfego intenso. (Fonte: John Emsley. Molecules 
at na exhibition. Portraits of intriguing materials in everyday life. 
Oxford University, 1998, p.108). 
 
3 Exercícios de fixação 
 
1-(Mackenzie) A concentração em g/L, da solução 
obtida ao se dissolverem 4g de cloreto de sódio 
em 50cm
3
 de água é: 
a) 200 g/L 
b) 20 g/L 
c) 0,08 g/L 
d) 12,5 g/L 
e) 80 g/L. 
2- (Cesgranrio-RJ) Considere o quadro a seguir: 
 
Logo, podemos afirmar que: 
a. A = solução verdadeira; B = suspensão; C 
= solução coloidal. 
b. A = suspensão; B = solução coloidal; C = 
solução verdadeira. 
c. A = solução coloidal; B = solução 
verdadeira; C = suspensão. 
d. A = solução coloidal; B = suspensão; C = 
solução verdadeira. 
e. A = solução verdadeira; B = solução 
coloidal; C = suspensão. 
3- Considere este gráfico: 
12 
 
 
 
 
 
As soluções indicadas pelos pontos A, 
B e C podem ser classificadas quanto à saturação, 
respectivamente, como: 
a. Insaturada, saturada com corpo de chão, 
supersaturada. 
b. Saturada, insaturada, saturada com corpo 
de chão. 
c. Saturada com corpo de chão, saturada, 
insaturada. 
d. Supersaturada, insaturada, saturada. 
e. Saturada com corpo de chão, 
supersaturada, insaturada. 
4- Certa substância X pode ser dissolvida em até 
53g a cada 100 mL de água (H2O). As soluções 
formadas por essa substância, descritas a seguir, 
podem ser classificadas, respectivamente, como: 
1. 26,5g de X em 50 mL de H2O 
2. 28g de X em 100 mL de H2O 
3. 57,3g de X em 150 mL de H2O 
4. 55g de X em 100 mL de H2O 
 
a) Insaturada, Insaturada, Saturada com 
precipitado e Saturada. 
b) Saturada, Saturada, Saturada com 
precipitado e Insaturada. 
c) Saturada com precipitado, Insaturada, 
Saturada e Saturada. 
d) Saturada com precipitado, Insaturada, 
Insaturada e Saturada. 
e) Saturada, Insaturada, Insaturada e Saturada 
com precipitado. 
 
5- Um técnico resolveu misturar sobras de 
soluções num laboratório para serem 
reaproveitadas. Ele misturou 100 mL de uma 
solução de NaCl 0,02 mol/L com 200 mL de uma 
solução de NaCl 0,05 mol/L. Qual é a 
concentração da solução originada da mistura? 
a) 0,04 mol/L 
b) 0,07 mol/L 
c) 0,035 mol/L 
d) 0,05 mol/L 
 e) 0,025 mol/L. 
6- A água de coco é uma solução rica em potássio 
e outros sais minerais. A concentração de íons 
potássio nessa solução é cerca de 320 mg em 200 
mL de água de coco. Qual é a concentração 
aproximada de potássio em mol/L? 
a) 41,0 
b) 51,6 
c) 1,6 
d) 0,041 
 e) 0,052 
 
7- (MED – ITAJUBA) Quantos gramas de Na3PO4 
(PM = 164) são necessárias para preparar 5,0 litros 
de uma solução 3 molar? 
 
a)10,9 
b)65,6 
c)98,4 
13 
 
 
 
d)273 
e) 2460 
8- Um mL de suco de laranja contém cerca de 400 
ppm de vitamina C. Quantos mL de suco de laranja 
uma pessoa deve ingerir para suprir a necessidade 
diária de 60 mg de vitamina C? Considere que a 
densidade do suco de laranja seja 1,00 g/mL. 
a) 0,15 
b) 150 
c) 0,015 
d) 1500 
e) 1,50 
 
9- A concentração em mol/L de Cl – em uma 
solução aquosa 0,1 mol/L de FeCl3 é: 
a) 0,5 mol/L. 
b) 0,4 mol/L. 
c) 0,3 mol/L. 
d) 0,2 mol/L. 
e) 0,1 mol/L. 
 
10- Uma solução aquosa de NaCl apresenta 
porcentagem em massa de 12,5%. Isso significa 
que, para cada 100g de solução, teremos ........ g 
de soluto e .......... g de solvente. Completa-se 
corretamente a afirmação acima, respectivamente, 
com: 
 
a) 12,5g e 100 g. 
b) 12,5g e 87,5g. 
c) 87,5g e 12,5g. 
d) 100g e 12,5g. 
e) 58,5g e 41,5g. 
 
11- Um vidro de medicamento contendo 200 mL 
de antiácido possui 11,6 g de Mg(OH)2. Quantos 
gramas de ácido clorídrico podem ser 
neutralizados pelo uso de duas colheres de sopa 
deste medicamento (volume total de 10,0 mL)? 
Considere a massa molar do HCl igual a 36,5 
g/mol, e do Mg(OH)2 igual a 58 g/mol. 
a) 3,65 g. 
b) 7,3 g. 
c) 14,6 g. 
d) 0,58 g. 
e) 0,73 g. 
 
 
12- Numa diluição de uma solução, podemos 
afirmar que: 
a) A massa do solvente permanece constante. 
b) A massa do soluto permanece constante. 
c) O volume da solução permanece constante. 
d) A molaridade da solução permanece constante. 
e) A molalidade da solução permanece constante. 
 
13- – Uma solução contendo5 mL de NaCl 1mol/L 
é diluída com água suficiente para atingir o volume 
de 500mL. A concentração desta nova solução é: 
a) 0,002 mol/L 
b) 0,01 mol/L 
c) 0,05 mol/L 
d) 0,50 mol/L 
e) 10 mol/L 
 
14- 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 
14 
 
 
 
c) 100,0 
d) 0,5 
e) 7,5 
 
 
15-100g de solução de um certo sal tem a 
concentração de 30% em massa. A massa de água 
necessária para diluí-la a 20% em massa é: a) 25g. 
b) 50g. 
c) 75g. 
d) 100g. 
e) 150g. 
 
16- Qual a molaridade de uma solução de NaOH 
formada pela mistura de 60 mL de solução 5 mol/L 
com 300 mL de solução 2 mol/L, da mesma base ? 
 a) 1,5 mol/L. 
b) 2,0 mol/L. 
c) 2,5 mol/L. 
d) 3,5 mol/L. 
e) 5,0 mol/L. 
 
17- Qual a molaridade de uma solução de ácido 
sulfúrico obtida pela mistura de 30 mL do ácido 
1,3%, densidade de 1,5 g/mL e 20 mL do mesmo 
ácido 0,5 mol/L ? 
Dados: H = 1 u.; O = 16 u.; S = 32 u 
a) 0,64 mol/L. 
b) 0,32 mol/L. 
c) 0,48 mol/L. 
d) 0,10 mol/L. 
e) 0,50 mol/L. 
 
18- Quando se adiciona uma solução de cloreto de 
cálcio a uma solução de carbonato de sódio forma-
se uma solução de carbonato de cálcio insolúvel 
(utilizado como giz), de acordo com a equação: 
CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3 + 2NaCl 
Para reagir completamente com 50 mL de solução 
0,15 mol/L de Na2CO3, é necessário um volume de 
solução 0,25 mol/L de CaCl2 igual a: 
a) 15,0 mL. 
b) 25,0 mL. 
c) 30,0 mL. 
d) 50,0 mL. 
e) 75,5 mL. 
 
19- A tabela seguinte fornece dados sobre a 
solubilidade do KCl em diversas temperaturas. 
 
 
 
 
Analisando essa tabela pode-se prever que a 
adição de 60 g de KCl em 200 g de água sob 
temperatura constante de 50ºC formará uma 
solução aquosa ............... e ............... corpo de 
fundo. Resfriando-se o sistema a 10ºC, a solução 
se apresentará ............... e ............... corpo de 
fundo. 
Para completar corretamente o texto, as lacunas 
devem ser preenchidas, na ordem em que 
aparecem, por: 
a) saturada – sem – insaturada – com b) insaturada 
– sem – saturada – sem c) insaturada – sem – 
saturada – com 
d) insaturada – sem – insaturada – sem e) saturada 
– com – saturada – com 
 
20- O “soro caseiro” consiste em uma solução 
aquosa de cloreto de sódio 3,5g/L e de sacarose 
15 
 
 
 
11g/L. A massa de cloreto de sódio e de sacarose 
necessárias para preparar 500mL de soro caseiro 
são respectivamente: 
a) 17,5g e 55g 
b) 175g e 550g 
c) 1750mg e 5500mg d) 17,5mg e 55mg 
e) 175mg e 550mg 
 
Gabarito: 
 1-E 
2- E 
3. C 
4. E 
5. A 
6. D 
7. E 
8. B 
9. C 
10. B 
11. E 
12. B 
13. B 
14. B 
15. B 
16. A 
17. B 
18. C 
19. C 
20. C 
 
4 Pintou no ENEM 
1- No Japão, um movimento nacional para a 
promoção da luta contra o aquecimento global leva 
o slogan: 1 pessoa, 1 dia, 1 kg de CO2 a menos! A 
ideia é cada pessoa reduzir em 1 kg a quantidade 
de CO2 emitida todo dia, por meio de 
pequenos gestos ecológicos, como diminuir a 
queima de gás de cozinha. 
Um hamburguer ecológico? É pra já! Disponível em: http://lqes.iqm.unicamp.br. 
Acesso em: 24 fev. 2012 (adaptado). 
Considerando um processo de combustão completa 
de um gás de cozinha composto exclusivamente 
por butano (C4H10), a mínima quantidade desse gás 
que um japonês deve deixar de queimar para 
atender à meta diária, apenas com esse gesto, é de 
Dados: CO2 (44 g/mol); C4H10 (58 g/mol) 
A 0,25 kg. 
B 0,33 kg. 
C 1,0 kg. 
D 1,3 kg. 
E 3,0 kg. 
 
2- Aspartame é um edulcorante artificial (adoçante 
dietético) que apresenta potencial adoçante 200 
vezes maior que o açúcar comum, permitindo seu 
uso em pequenas quantidades. Muito usado pela 
indústria alimentícia, principalmente nos 
refrigerantes diet, tem valor energético que 
corresponde a 4 calorias/grama. É contraindicado a 
portadores de fenilcetonúria, uma doença genética 
rara que provoca o acúmulo da fenilalanina no 
organismo, causando retardo mental. O IDA (índice 
diário aceitável) desse adoçante é 40 mg/kg de 
massa corpórea. 
Disponível em: http://boaspraticasfarmaceuticas.blogspot.com. Acesso 
em: 27 fev. 2012. 
 
Com base nas informações do texto, a quantidade 
máxima recomendada de aspartame, em mol, que 
uma pessoa de 70 kg de massa corporal pode 
ingerir por dia é mais próxima de 
Dado: massa molar do aspartame = 294 g/mol 
A 1,3 × 10
–4
. 
B 9,5 × 10
–3
. 
C 4 × 10
–2
. 
D 2,6. 
E 823. 
 
3- Certas ligas estanho-chumbo com composição 
específica formam um eutético simples, o que 
significa que uma liga com essas características se 
comporta como uma substância pura, com um 
ponto de fusão definido, no caso 183ºC. Essa é 
uma temperatura inferior mesmo ao ponto de fusão 
dos metais que compõe esta liga (o estanho puro 
16 
 
 
 
funde a 232ºC e o chumbo puro a 320ºC), o que 
justifica sua ampla utilização na soldagem de 
componentes eletrônicos, em que o excesso de 
aquecimento deve sempre ser evitado. De acordo 
com as normas internacionais, os valores mínimo e 
máximo das densidades para essas ligas são de 
8,74 g/mL e 8,82 g/mL, respectivamente. As 
densidades do estanho e do chumbo são 7,3 g/mL 
e 11,3 g/mL, respectivamente. 
Um lote contendo 5 amostras de solda estanho-
chumbo foi analisado por um técnico, por meio da 
determinação de sua composição percentual em 
massa, cujos resultados estão mostrados no 
quadro a seguir. 
Amostra Porcentagem 
de Sn(%) 
Porcentagem 
de Pb(%) 
I 60 40 
II 62 38 
III 65 35 
IV 63 37 
V 59 41 
Disponível em: www.eletrica.ufpr.br. 
 
Com base no texto e na análise realizada pelo 
técnico, as amostras que atendem às normas 
internacionais são 
A) I e II. 
B) I e III. 
C) II e IV. 
D) III e V. 
E) IV e V. 
 
4- A eutrofização é um processo em que rios, lagos 
e mares adquirem nível altos de nutrientes, 
especialmente fosfatos e nitratos, provocando 
posterior acúmulo de matéria orgânica em 
decomposição. Os nutrientes são assimilados pelos 
produtores primários e o crescimento desses é 
controlado pelo nutriente limítrofe, que é o 
elemento menos disponível em relação à 
abundância necessária à sobrevivência dos 
organismos vivos. O ciclo representado na figura 
seguinte reflete a dinâmica dos nutrientes em um 
lago.
 
SPIRO, T.G.; STIGLIANI, W.M. Química Ambiental. São Paulo: Pearson Education do 
Brasil, 2008 (adaptado). 
 
A análise da água de um lago que recebe a 
descarga de águas residuais provenientes de 
lavouras adubadas revelou as concentrações dos 
elementos carbono (21,2 mol/L), nitrogênio (1,2 
mol/L) e fósforo (0,2 mol/L). Nessas condições, o 
nutriente limítrofe é 
A) C. 
B)N. 
C)P. 
D)CO2. 
E) PO4
3-
 
 
5- O peróxido de hidrogênio é comumente utilizado 
como antisséptico e alvejante. Também pode ser 
empregado em trabalhos de restauração de 
quadros enegrecidos e no clareamento de dentes. 
Na presença de soluções ácidas de oxidantes, 
como o permanganato de potássio, este óxido 
decompõe-se, conforme a equação a seguir: 
 
5 H2O2 (aq) + 2 KMnO4 (aq) + 3 H2SO4 (aq) → 5 O2 (g) +2 MnSO4 (aq) + K2SO4 (aq) + 8 H2O (l) 
ROCHA-FILHO, R. C. R.; SILVA, R. R. Introdução aos Cálculos da Química. 
São Paulo: McGraw-Hill, 1992. 
 
De acordo com a estequiometria da reação 
descrita, a 
quantidade de permanganato de potássio 
necessária para reagir completamente com 20,0 mL 
17 
 
 
 
de uma solução 0,1 mol/L de peróxido de 
hidrogênio é igual a 
A 2,0×10
0
 mol. 
B 2,0×10
-3
 mol. 
C 8,0×10
-1
 mol. 
D 8,0×10
-4
 mol. 
E 5,0×10
-3
 mol.. 
 
6- Todos os organismos necessitam de água e 
grande parte deles vive em rios, lagos e oceanos. 
Os processos biológicos, como respiração e 
fotossíntese, exercem profunda influência na 
química das águas naturais em todo o planeta. O 
oxigênio é ator dominante na química e na 
bioquímica da hidrosfera. Devido a sua baixa 
solubilidade em água (9,0 mg/L a 20ºC) a 
disponibilidade de oxigênio nos ecossistemas 
aquáticos estabelece o limite entre a vida aeróbica 
e anaeróbica. Nesse contexto, um parâmetro 
chamado Demanda Bioquímica de Oxigênio (DBO) 
foi definido para medir a quantidade de matéria 
orgânica presente em um sistema hídrico. A DBO 
corresponde à massa de O2 em miligramas 
necessária para realizar a oxidação total do 
carbono orgânico em um litro de água. 
BAIRD, C. Química Ambiental. Ed. Bookmam, 2005 (adaptado). 
 
Dados: Massas molares em g/mol: C = 12; H = 1; O 
= 16. 
Suponha que 10 mg de açúcar (fórmula mínima 
CH2O e massa molar igual a 30 g/mol) são 
dissolvidos em um litro de água; em quanto a DBO 
será aumentada? 
A) 0,4 mg de O2/litro 
B) 1,7 mg de O2/litro 
C) 2,7 mg de O2/litro 
D) 9,4 mg de O2/litro 
E) 10,7 mg de O2/litro 
 
7- A composição média de uma bateria automotiva 
esgotada é de aproximadamente 32% Pb, 3% PbO, 
17% PbO2 e 36% PbSO4. A média de massa da 
pasta residual de uma bateria usada é de 6 kg, 
onde 19% é PbO2, 60% PbSO4 e 21% Pb. Entre 
todos os compostos de chumbo presentes na 
pasta, o que mais preocupa é o sulfato de chumbo 
(II), pois nos processos pirometalúrgicos, em que 
os compostos de chumbo (placas das baterias) são 
fundidos, há a conversão de sulfato em dióxido de 
enxofre, gás muito poluente. Para reduzir o 
problema das emissões de SO2(g), a indústria pode 
utilizar uma planta mista, ou seja, utilizar o 
processo hidrometalúrgico, para a dessulfuração 
antes da fusão do composto de chumbo. Nesse 
caso, a redução de sulfato presente no PbSO4 é 
feita via lixiviação com solução de carbonato de 
sódio (Na2CO3) 1M a 45ºC, em que se obtém o 
carbonato de chumbo (II) com rendimento de 91%. 
Após esse processo, o material segue 
para a fundição para obter o chumbo metálico. 
PbSO4 + Na2CO3 → PbCO3 + Na2SO4 
Dados: Massas Molares em g/mol Pb = 207; S = 
32; Na = 23; O = 16; C = 12. 
Segundo as condições do processo apresentado 
para a obtenção de carbonato de chumbo (II) por 
meio da lixiviação por carbonato de sódio e 
considerando uma massa de pasta residual de uma 
bateria de 6 kg, qual quantidade aproximada, em 
quilogramas, de PbCO3 é obtida? 
A) 1,7 kg 
B) 1,9 kg 
C) 2,9 kg 
D) 3,3 kg 
E) 3,6 kg 
 
8- Ao colocar um pouco de açúcar na água e mexer 
até a obtenção de uma só fase, prepara-se uma 
solução. O mesmo acontece ao se adicionar um 
pouquinho de sal à água e misturar bem. Uma 
substância capaz de dissolver o soluto é 
denominada solvente; por exemplo, a água é um 
solvente para o açúcar, para o sal e para várias 
18 
 
 
 
outras substâncias. A figura a seguir ilustra essa 
citação 
 
Suponha que uma pessoa, para adoçar seu 
cafezinho, tenha utilizado 3,42g de sacarose 
(massa molar igual a 342 g/mol) para uma xícara 
de 50 mL do líquido. Qual é a concentração final, 
em mol/L, de sacarose nesse cafezinho 
A 0,02 
B 0,2 
C 2 
D 200 
E 2000 
 
9- O álcool hidratado utilizado como combustível 
veicular é obtido por meio da destilação fracionada 
de soluções aquosas geradas a partir da 
fermentação de biomassa. Durante a destilação, o 
teor de etanol da mistura é aumentado, até o limite 
de 96% em massa. 
 
Considere que, em uma usina de produção de 
etanol, 800 kg de uma mistura etanol/água com 
concentração 20% em massa de etanol foram 
destilados, sendo obtidos 100 kg de álcool 
hidratado 96% em massa de etanol. A partir desses 
dados, é correto concluir que a destilação em 
questão gerou um resíduo com uma concentração 
de etanol em massa 
A de 0%. 
B de 8,0%. 
C entre 8,4% e 8,6%. 
D entre 9,0% e 9,2%. 
E entre 13% e 14% 
10-Diesel é uma mistura de hidrocarbonetos que 
também apresenta enxofre em sua composição. 
Esse enxofre é um componente indesejável, pois o 
trióxido de enxofre gerado é um dos grandes 
causadores da chuva ácida. Nos anos 1980, não 
havia regulamentação e era utilizado óleo diesel 
com 13 000 ppm de enxofre. Em 2009, o diesel 
passou a ter 1 800 ppm de enxofre (S1800) e, em 
seguida, foi inserido no mercado o diesel S500 
(500ppm). Em 2012, foi difundido o diesel S50, com 
50 ppm de enxofre em sua composição. 
Atualmente, é produzido um diesel com teores de 
enxofre ainda menores. Os impactos da má 
qualidade do óleo diesel brasileiro. Disponível em 
www.cnt.org.br Acesso em 20 dez.: 2012 
(adaptado). A substituição do diesel usados nos 
anos 1980 por aquele difundido em 2012 permitiu 
uma redução percentual de emissão SO3 de 
 
a) 86,2% 
 b) 96,2% 
 c) 97,2% 
 d) 99,6% 
 e) 99,9% 
 
12-A utilização de processos de biorremediação de 
resíduos gerados pela combustão incompleta de 
compostos orgânicos tem se tornado crescente, 
visando minimizar a poluição ambiental. 
Para a ocorrência de resíduos de naftaleno, 
algumas legislações limitam sua concentração em 
até 30 mg/kg para solo agrícola e 0,14 mg/L para 
água subterrânea. A quantificação desse resíduo 
foi realizada em diferentes ambientes, utilizando-
se amostras de 500g de solo e 100 mL de água, 
conforme apresentado no quadro. 
 
 
a) Solo I 
b) Solo II 
c) Solo III 
19 
 
 
 
d) Água II 
e) Agua III 
 
 
Gabarito: 
1. B 
2. B 
3. D 
4. C 
5. B 
6. D 
7. E 
8. C 
9. B 
 10.D 
 11.D 
 12-B 
 
 
5 Exercício Comentado 
 
(UFPI) A nova legislação de trânsito prevê um limite 
máximo de 6 decigramas de álcool –C2H5OH –por 
litro de sangue do motorista (0,6 g/L). Considerando 
que a porcentagem média de álcool ingerida que 
fica no sangue é de 15% em massa, indique, para 
um adulto com peso médio de 70 kg cujo volume de 
sangue é de 5 litros, o número máximo de latas de 
cerveja (volume = 350 mL) ingeridas sem que o 
limite estabelecido seja ultrapassado. Dados 
complementares: a cerveja tem 5% de álcool em 
volume, e a densidade do álcool é de 0,8 g/mL. 
RESOLUÇÃO: 
Concentração máxima de etanol no sangue: 0,6 
g/L. 
Volume de sangue: 5 L. 
Massa de etanol máxima no sangue: 
 C = m/v 
 0,6=m/5 
 m=3,0 g de álcool. 
Nem todo etanol ingerido é absorvido chega a 
corrente sanguínea. Do total ingerido, apenas 
15% vai para a corrente sanguínea. Assim, a 
massa de álcool ingerida é: 
3,0 g álcool ----- 15% (absorvido) 
x ----- 100% (ingerido) 
x = 20 g de álcool ingerido. 
O álcool ingerido vem da cerveja, onde esse 
corresponde a 5% do volume total. 
Volume de álcool: 
 dálc= málc/válc 
 0,8= 20/válc 
 válc= 25 mL 
Volume de cerveja: 
25 mL ----- 5% (Válc) 
y ----- 100% (Vcerveja) 
y = 500 mL de cerveja. 
Cada lata de cerveja tem um volume de 350 mL. 
Se um indivíduo ingerisse duas latas de cerveja, o 
volumeseria de 700 mL de cerveja e a 
concentração de álcool na corrente sanguínea 
seria maior do que 0,6 g/L. Dessa forma, a 
quantidade máxima de latas que pode ser ingerida 
é uma lata. 
OBS: tente calcular a concentração de álcool no 
sangue se fossem ingeridas duas latas de cerveja. 
 
 
Capítulo 2- Propriedades Coligativas 
 
Propriedades coligativas são propriedades 
que dependem apenas do número de partículas 
dispersas na solução, independente da natureza 
delas. Existem quatro propriedades coligativas, são 
elas tonometria, ebuliometria, criometria e 
osmometria. 
Antes de entrar em cada propriedade 
coligativa, vamos discutir alguns pontos importantes 
das mudanças de estado físico. 
 
2.1 Relação das mudanças de estado 
físico 
2.1.1 Evaporação dos líquidos 
puros 
Todos já vimos uma poça de água secar 
(evaporar), assim como também sabemos que o 
ponto de ebulição da água é 100°C. Logicamente, 
não temos a temperatura do ambiente tão elevada. 
Como essa poça evapora? 
20 
 
 
 
A evaporação ocorre em qualquer 
temperatura, pois as moléculas não ficam paradas, 
estão sempre em movimento. Nem todas as 
moléculas têm a mesma velocidade, e algumas, 
então, conseguem “escapar” do líquido e irem para 
a atmosfera. A esse fenômeno damos o nome de 
evaporação. 
Ao imaginarmos um recipiente fechado com 
o líquido colocado, e que anteriormente havia 
apenas vácuo. No início, a evaporação é rápida, 
depois mais lenta, até que parece cessar. Acontece 
que como o recipiente é fechado, as moléculas na 
têm para onde ir, e como as moléculas gasosas 
têm maior velocidade, elas começam a se chocar e 
voltam para a fase líquida. Assim, parece que a 
evaporação cessou, mas o que ocorreu foi um 
equilíbrio dinâmico entre as fases, ou seja, a 
velocidade de evaporação do líquido tornou-se 
igual à velocidade de condensação de seus 
vapores. Quando isso acontece, dizemos que os 
vapores do líquido alcançaram o estado dos 
vapores saturados e a pressão máxima de vapor do 
líquido foi alcançada, na temperatura em que a 
experiência foi realizada. Pressão máxima de vapor 
de um líquido é a pressão exercida pelos vapores 
saturados quando estão em equilíbrio dinâmico 
com o líquido. 
A pressão máxima de vapor depende do 
líquido e da temperatura em que a experiência é 
feita. 
 
Figura 1: Gráfico pressão de vapor da água x 
temperatura 
Disponível em: http://www.mundoeducacao.com/quimica/fatores-que-
alteram-pressao-vapor-um-liquido.htm (adaptado). Acesso em: 23 mai. 
2014. 
 
2.1.2 Ebulição dos líquidos puros 
Existem duas formas para uma substância 
passar do estado líquido para o gasoso. 
Evaporação: Ocorre lentamente e apenas na 
superfície do líquido; 
Ebulição: Ocorre de forma turbulenta, com 
formação de bolhas de vapor que se formam no 
líquido, se expandem, vão até a superfície do 
líquido e “explodem”. 
Para isso acontecer, a pressão de vapor no 
interior de cada bolha tem que ser igual ou um 
pouco superior que a pressão externa, que no caso 
de um recipiente aberto, é a pressão atmosférica. 
 
2.1.3 Congelamento de líquidos 
puros 
A temperatura de solidificação varia muito 
pouco com a variação da pressão externa, ao 
contrário da temperatura de ebulição. 
21 
 
 
 
 
Figura 2: Gráfico de solidificação da água 
Disponível em: http://hifisicoquimica.wordpress.com/category/tema-2-
pressao-de-vapor/ (adaptada). Acesso em: 23 mai. 2014. 
 
2.1.4 Diagrama de fases 
Todas as substâncias apresentam um 
diagrama de fases, mas o da água é o mais 
conhecido, por isso, vamos colocá-lo como 
ilustração. 
 
http://entendame.wordpress.com/2013/01/30/evapo
racao/ 
Esse diagrama nos mostra as regiões dos 
três estados físicos da água e as linhas de fronteira, 
onde 1T marca a passagem do gelo para água 
líquida e vice-versa; 2T marca a passagem da água 
líquida para a forma de vapor e vice-versa; e 3T 
marca a passagem do gelo para a forma de vapor e 
vice-versa. 
O ponto T é a temperatura e pressão onde 
os três estados físicos coexistem e é chamado de 
ponto triplo. 
Conhecidas as relações de mudanças de 
estado físico, vamos estudar as propriedades 
coligativas propriamente ditas. 
 
2.2 Os efeitos coligativos 
2.2.1 Efeito tonométrico 
Tonometria é a diminuição ou abaixamento 
da pressão máxima de vapor do solvente pela 
dissolução de um soluto não-volátil. 
 
𝑝0 − 𝑝
𝑝0
=
∆𝑝
𝑝0
 
onde p0 é a pressão máxima de vapor do 
líquido puro, à uma temperatura t; p é a pressão 
máxima de vapor da solução, na mesma 
temperatura t; p é o abaixamento absoluto da 
pressão máxima de vapor da solução. 
O abaixamento da pressão máxima de 
vapor de uma solução é, normalmente, calculado 
pela Lei de Raoult, que diz que a pressão de vapor 
do solvente em uma solução de soluto não-eletrólito 
e não-volátil, é igual ao produto da fração em 
quantidade de matéria do solvente pela pressão de 
vapor do solvente puro, numa dada temperatura. 
 
𝑃𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 = 𝑋𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒𝑃𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑝𝑢𝑟𝑜 
 
Exemplo: A pressão de vapor da água pura, a 
25°C, é 3,2 kPa. Utilize a Lei de Raoult para prever 
a pressão de vapor, a 25°C, de uma solução de 
0,10 mol de glicose em 0,90 mol de água. 
 
2.2.2 Efeito ebuliométrico 
Ebuliometria é o aumento ou elevação da 
temperatura de ebulição do solvente pela 
dissolução de um soluto não-volátil. 
∆𝑡𝑒 = 𝑡𝑒 − 𝑡0 
onde te é a temperatura inicial de ebulição 
da solução e t0 é a temperatura de ebulição do 
líquido puro. 
 
22 
 
 
 
Exemplo:Considere três soluções aquosas obtidas 
dissolvendo em 100 g de água: 
I- 18,0 g de glicose (C6H12O6) 
II- 17,1 g de sacarose (C12H22O11) 
III- 13,5 g de frutose (C6H12O6) 
Dentre essas soluções, sob mesma pressão, a de 
maior e a de menor temperatura de ebulição são, 
respectivamente 
Dados: Massas molares: 
Glicose = 180 g/mol 
Sacarose = 342 g/mol 
Frutose 180 g/mol 
 
2.2.3 Efeito criométrico 
Criometria é a diminuição ou abaixamento 
da temperatura de solidificação pela dissolução de 
um soluto não-volátil. 
 
∆𝑡𝑐 = 𝑡0 − 𝑡𝑐 
onde t0 é a temperatura de solidificação do 
solvente puro e tc é a temperatura de de início da 
solidificação do solvente na solução. 
 
Exemplo: Qual é a temperatura de solidificação de 
uma solução contendo 8,9 g de antraceno (C14H10) 
em 256 g de benzeno? (Temperatura de 
solidificação do benzeno puro = 5,42°C; constante 
criométrica do benzeno = 5,12°C; massas 
atômicas: H=1; C=12.) 
 
2.3 Osmometria 
2.3.1 Conceitos gerais 
Quando adicionamos açúcar a um copo 
com água e não agitamos, inicialmente o açúcar vai 
para o fundo, mas com o passar do tempo, ele se 
dissolve e se distribui uniformemente pela solução. 
Chamamos esse fenômeno de difusão. Logo, a 
difusão se caracteriza pelo movimento espontâneo 
entre partículas de naturezas diferentes que se 
misturam e dão origem a uma solução. 
Podemos imaginar um obstáculo que 
impeça a passagem do açúcar, mas não da água. A 
esse obstáculo podemos dar o nome de membrana 
semipermeável, que permite a passagem do 
solvente, mas não do soluto. 
Se temos um recipiente dividido por uma 
membrana semipermeável, podemos colocar de um 
lado água pura e do uma solução saturada de 
açúcar até igualar os níveis. Após um tempo, 
vamos perceber que a parte com água pura 
diminuiu o volume, enquanto que parte da solução 
saturada de açúcar aumentou o volume. 
Como dito, a membrana impede a 
passagem do soluto, e, portanto o açúcar não pôdese difundir por todo o recipiente. Então, a água 
atravessou a membrana “à procura” do açúcar. O 
movimento que a água fez de atravessar a 
membrana semipermeável, é chamado de osmose 
e a pressão que impulsiona a água, chama-se 
pressão osmótica. Pressão osmótica é então 
definida como a pressão exercida sobre a solução 
saturada para impedir sua diluição pela passagem 
do solvente através da membrana semipermeável. 
Com o tempo de ocorrência da osmose, o 
volume da solução mais concentrada aumenta e 
exerce sobre a membrana semipermeável uma 
pressão, impedindo a continuação da passagem do 
solvente. Por isso, aplica-se a pressão osmótica, 
para que a osmose sequer comece. 
 
2.3.2 Leis da osmometria 
Existem duas leis que regem a osmometria. 
1
a
lei: A pressão osmótica é diretamente 
proporcional à molaridade da solução, quando em 
temperatura constante. 
2
a
lei: A pressão osmótica é diretamente 
proporcional à temperatura absoluta da solução, em 
molaridade constante. 
Como essas leis se assemelham muito às 
leis dos gases ideais, a equação fundamental da 
23 
 
 
 
osmometria, para soluções moleculares e diluídas, 
é idêntica à equação dos gases ideais. 
 
𝜋𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 
onde  é a pressão osmótica da solução, V é o 
volume da solução, T a temperatura absoluta da 
solução, n quantidade de mols do soluto e R a 
constante universal dos gases ideais. 
Exemplo: Calcule a pressão osmótica, a 27°C, de 
uma solução aquosa que contém 6 g de glicose 
(MM = 180 g/mol) em 820 mL de solução. 
 
2.3.3 Classificação das 
soluções 
Sejam duas soluções, A e B, à mesma 
temperatura, compressões osmóticas A e B: 
Hipertônica: A solução A é hipertônica em relação à 
solução B se A>B; 
Isotônica: As soluções A e B são isotônicas entre si, 
se A=B; 
Hipotônica: A solução A é hipotônica em relação à 
solução B se, A<B. 
 
2.4 Propriedades coligativas nas 
soluções iônicas 
Os efeitos coligativos são maiores nas 
soluções iônicas do que nas soluções moleculares 
nas mesmas condições. 
Isso ocorre porque as propriedades 
coligativas dependem do número de partículas do 
soluto dispersas na solução. Como solutos iônicos 
sofrem ionização e dissociação, o número de 
partículas é maior nesses casos, aumentando os 
efeitos coligativos. 
O fator de aumento dos efeitos coligativos 
nas soluções iônicas é chamado de fator de Van’t 
Hoff e é representado pela letra i. 
 
𝑖 = 1 + 𝛼(𝑞 − 1) 
onde α é o grau de dissociação do eletrólito e q é o 
número de partículas formadas pela ionização de 
cada moléculas. 
Basta, então, aplicar i às fórmulas 
anteriores para que elas possam ser usadas nas 
soluções iônicas. 
 
Exemplo: Em uma solução aquosa, o grau de 
dissociação do ácido sulfúrico é 85%. Calcule o 
fator de Van’t Hoff. 
 
2 Sessão leitura 
 
O cloreto de sódio e a osmose 
 
“Qual deve ser a concentração adequada 
de soluto no soro que é administrado em 
pacientes? 
Por que o sal ajuda a conservar a carne-
seca? 
As respostas a essas perguntas 
relacionam-se ao conceito de osmose. 
O sangue é formado por elementos 
celulares (glóbulos brancos, glóbulos vermelhos e 
plaquetas) e por uma solução aquosa de vários 
componentes, que é o soro sanguíneo. O soro 
sanguíneo apresenta uma pressão osmótica bem 
definida, que é a mesma pressão osmótica do 
líquido presente no interior das células sanguíneas. 
Um glóbulo vermelho, por exemplo, se for 
colocado em uma solução de pressão osmótica 
maior que ele, denominado meio hipertônico, 
perderá água por osmose e murchará. Se for 
colocado em um meio com pressão osmótica 
menor, um meio hipotônico, ganhará água por 
osmose e inchará até estourar. Só em um meio 
com a pressão osmótica igual àquela de seu 
interior, um meio isotônico, um glóbulo vermelho 
não corre o risco de murchar ou estourar. 
Assim, ao administrar na circulação de um 
paciente grandes volumes de líquido, é necessário 
24 
 
 
 
que esse líquido apresente a mesma pressão 
osmótica do plasma sanguíneo. 
O soro glicosado é uma solução aquosa 5% 
em massa de glicose, que é uma solução isotônica 
ao sangue. Não oferece, portanto, risco às células 
sanguíneas. O soro fisiológico é uma solução 
aquosa de NaCl a 0,9% e também apresenta a 
mesma pressão osmótica do sangue. Seu uso 
consiste numa maneira de hidratar o paciente 
(repor água que foi perdida), sem risco de afetar as 
células sanguíneas. 
Na conservação da carne pela salga, 
produzindo a carne-seca (jabá, charque, carne-se-
sol), o cloreto de sódio retira a água da carne, por 
osmose. Também retira água de microrganismos 
eventualmente presentes, impedindo seu 
crescimento e sua atividade. Assim, a carne é 
preservada por mais tempo. A salga do pescado 
(por exemplo, bacalhau seco) baseia-se no mesmo 
princípio”. PERUZZO, F.M.; CANTO, E.L: Química na abordagem do 
cotidiano. 4
a
 edição. São Paulo: Moderna, 2006. Volume 2. 
 
3 Exercícios de fixação 
 
1- (PUC) Qual das soluções abaixo apresenta 
maior grau de dissociação iônica? 
 
a) CaCl2 com fator Vant’Hoff igual a 2,5 
b) FeCl3 com fator Vant’Hoff igual a 3 
c) NaCl com fator Vant’Hoff igual a 1,9 
d) Na2CO3 com fator Vant’Hoff igual a 2,6 
e) N. D. A. 
 
2- (UEL) O ponto de ebulição determinado 
experimentalmente numa amostra de certa 
substancia mostrou-se maior do que o valor 
encontrado em tabelas. Esta diferença pode ser 
atribuída ao fato de que, no experimento, usou-se: 
 
a) Um combustível de alto poder calorifico 
b) Uma quantidade de substancia muito grande. 
c) Uma quantidade de substância muito pequena. 
d) Uma substância composta. 
e) Uma substância contendo impurezas. 
 
3- (OSEC) A pressão do vapor de um líquido 
puro molecular depende: 
a) Apenas da estrutura de suas moléculas. 
b) Apenas da massa específica do líquido. 
c) Apenas da temperatura do líquido. 
d) Da estrutura de suas moléculas e da 
temperatura do líquido. 
e) Da estrutura de suas moléculas e do volume 
do vapor. 
 
4-(UFG-2007) Ao preparar uma sopa, um 
cozinheiro colocou mais sal do que o necessário. 
Para reduzir a quantidade de sal no caldo, ele 
acrescentou batatas descascadas. Após algum 
tempo, as batatas foram removidas e a sopa 
voltou a ter um gosto agradável. O fenômeno, que 
levou à redução da quantidade de sal no caldo, 
foi: 
a) a osmose. 
b) a difusão. 
c) a variação de pH. 
d) o aumento da pressão de vapor. 
e) a adsorção. 
 
5- (ITA) A dissolução de um solido iônico em certa 
quantidade de água com que, em relação a água 
pura e nas mesmas condições de temperatura e 
pressão, a solução apresente: 
 
I. Pressão osmótica menor. 
II. Pressão de vapor menor. 
III.Temperatura de fusão menor. 
IV.Temperatura de inicio de ebulição menor. 
 V.Densidade maior. 
 
 Das afirmações acima, estão corretas: 
 
a) Apenas I, II e V. 
b) Apenas II,III e IV. 
c) Apenas II, III e V. 
d) Apenas I, II, III e V. 
e) Apenas I, II, IV e V. 
 
6- Em países onde os invernos são rigorosos, 
coloca-se sobre o leito de ruas consideradas 
prioritárias ao trânsito, uma mistura de sal (NaCl), 
cloreto de cálcio (CaCl2) e areia, para diminuir os 
riscos de derrapagens dos veículos, durante os 
períodos de nevadas. Cada um desses produtos 
tem uma função definida, que associadas são 
25 
 
 
 
muito eficientes. 
Indique a afirmação correta. 
 
a) O sal abaixa o ponto de congelamento da 
água, o cloreto de cálcio quando se dissolve, 
absorve calor, e a areia aumenta a aderência dos 
pneus ao solo. 
b) O sal elevao ponto de congelamento da água, 
o cloreto de cálcio quando se dissolve, absorve 
calor, e a areia aumenta a aderência dos pneus 
ao solo. 
c) O sal abaixa o ponto de congelamento da 
água, o cloreto de cálcio quando se dissolve, 
libera calor, e a areia aumenta a aderência dos 
pneus ao solo. 
d) O sal abaixa o ponto de congelamento da água, 
o cloreto de cálcio dissolve-se através de uma 
reação endotérmica, e a areia aumenta a 
aderência dos pneus ao solo. 
e) O sal eleva o ponto de congelamento da água, 
o cloreto de cálcio dissolve-se através de uma 
reação endotérmica, e a areia aumenta a 
aderência dos pneus ao solo. 
 
7- (UCDB-MT) As propriedades coligativas das 
soluções dependem: 
a) Da pressão máxima de vapor do líquido. 
b) Da natureza das partículas dispersas na 
solução. 
c) Da natureza do solvente, somente. 
d) Do número de partículas dispersas na 
solução. 
e) Da temperatura de ebulição do líquido. 
 
8- (VUNESP/96 – Conhec. Gerais) Comparando-se 
os pontos de congelação de três soluções aquosas 
diluídas de KNO3, MgSO4 e Cr(NO3)3, de mesma 
concentração em mol/L, verifica-se que: 
a) as três soluções têm o mesmo ponto de 
congelação. 
b) os pontos de congelação decrescem na seguinte 
ordem: 
KNO3 < MgSO4 < Cr(NO3)3. 
c) a solução de Cr(NO3)3 tem ponto de congelação 
mais baixo que as soluções dos outros dois sais. 
d) o ponto de congelação de cada solução depende 
de seu volume. 
e) as três soluções têm pontos de congelação 
maiores que o da água. 
(Quanto maior a concentração de partículas, menor 
o ponto de congelação ou solidificação. 
Considerando α = 100% para todos os casos) 
 
9- (Vunesp-2003) Uma das formas de se conseguir 
cicatrizar feridas, segundo a crença popular, é a 
colocação de açúcar ou pó de café sobre elas. A 
propriedade coligativa que melhor explica a retirada 
de líquido, pelo procedimento descrito, favorecendo 
a cicatrização, é: estudada pela 
a) osmometria. 
b) crioscopia. 
c) endoscopia. 
d) tonoscopia. 
e) ebuliometria 
 
10-(Mack) A pressão osmótica do soro fisiológico 
que é injetado num paciente deve ser: 
 
a) igual à pressão atmosférica. 
b) igual à pressão osmótica do sangue. 
c) menor que a pressão osmótica do sangue. 
d) menor que a pressão atmosférica. 
 e) maior que a pressão osmótica do sangue. 
 
11- Adicionando-se agua em células animais, como 
os glóbulos vermelhos, observa-se que incham até 
arrebentarem. Esse fenômeno pode ser explicado 
pela: 
 
a) Migração de ions de dentro da célula para a 
água pura a fim de igualar as temperaturas de 
ebulição da solução celular. 
b) Passagem de moléculas de água para dentro da 
célula a fim de aumentar a pressão da solução 
celular. 
c) Diminuição da temperatura de congelamento da 
água pura devido a adição de um soluto volátil. 
d) Migração de ions da solução celular para água 
pura, pois a temperatura de ebulição da solução é 
menor do que a da agua pura. 
e) Passagem de moléculas de água para dentro da 
célula devido à diferença de pressão osmótica no 
26 
 
 
 
interior e exterior da membrana celular. 
 
12- A adição de 150g de sacarose na água pura: 
a) Causará diminuição da pressão de vapor. 
b) Passará a conduzir corrente elétrica. 
c) Aumentará a pressão de vapor. 
d) Diminuirá o ponto de ebulição. 
e) Aumentará o ponto de congelamento. 
 
13- (FEI-SP) A temperatura de solidificação de uma 
solução que contém dissolvido 0,5 mol de um 
composto molecular em 1500 g de benzeno é: 
a) 0°C 
b) 1,7°C 
c) -1,7°C 
d) 3,8°C 
e) 7,2°C 
Dados: temperatura de solidificação do benzeno = 
5,5°C. Constante crioscópica do benzeno = 
5,1°C/mol. 
 
Gabarito: 
1. C 
2. E 
3. D 
4. A
 
5. C 
6. C 
7. D 
8. C 
9. A 
10. B 
11. E 
12. C 
13. D 
 
4 Pintou no ENEM 
 
1- A cal (oxido de calcio, CaO), cuja suspensão em 
água e muito usada como uma tinta de baixo custo, 
da uma tonalidade branca aos troncos de árvores. 
Essa é uma prática muito comum em praças 
públicas e locais privados, geralmente usada para 
combater a proliferação de parasitas. Essa 
aplicação, também chamada de caiação, gera um 
problema: elimina microrganismos benéficos para a 
árvore. 
Disponivel em: http://super.abril.com.br. Acesso em: 1 abr. 2010 (adaptado). 
 
A destruição do microambiente, no tronco de 
arvores pintadas com cal, e devida ao processo de: 
 
A difusão, pois a cal se difunde nos corpos dos 
seres do microambiente e os intoxica. 
B osmose, pois a cal retira água do microambiente, 
tornando-o inviável ao desenvolvimento de 
microrganismos. 
C oxidação, pois a luz solar que incide sobre o 
tronco ativa fotoquimicamente a cal, que elimina os 
seres vivos do microambiente. 
D aquecimento, pois a luz do Sol incide sobre o 
tronco e aquece a cal, que mata os seres vivos do 
microambiente. 
E vaporização, pois a cal facilita a volatilização da 
água para a atmosfera, eliminando os seres 
vivosdo microambiente. 
 
2- Sob pressão normal (ao nível do mar), a água 
entra em ebulição à temperatura de 100°C. Tendo 
por base essa informação, um garoto residente em 
uma cidade litorânea fez a seguinte experiência: 
• Colocou uma caneca metálica 
contendo água no fogareiro do fogão 
de sua casa. 
• Quando a água começou a
 ferver, encostou cuidadosamente a
 extremidade mais estreita de uma 
seringa de injeção, desprovida de agulha, na 
superfície do líquido e, erguendo o êmbolo da 
seringa, aspirou certa quantidade de água para seu 
interior, tapando-a em seguida. 
• Verificando após alguns instantes 
que a água da seringa havia 
27 
 
 
 
parado de ferver, ele ergueu o êmbolo 
da seringa, constatando, intrigado, 
que a água voltou a ferver após
 um pequeno deslocamento do 
êmbolo. 
Considerando o procedimento anterior, a água volta 
a ferver porque esse deslocamento 
A) permite a entrada de calor do ambiente externo 
para o interior da seringa. 
B) provoca, por atrito, um aquecimento da água 
contida na seringa. 
C) produz um aumento de volume que aumenta o 
ponto de ebulição da água. 
D) proporciona uma queda de pressão no interior 
da seringa que diminui o ponto de ebulição da 
água. 
E) possibilita uma diminuição da densidade da 
água que facilita sua ebulição. 
 
3- É muito comum o uso de aditivos químicos para 
a preservação e conservação de produtos 
alimentícios 
por um tempo maior e, também, para melhorar o 
aspecto visual, o odor e o sabor de alimentos. Dois 
bons exemplos são o processo de salgamento da 
carne e a utilização de fermentos químicos e 
biológicos nas massas para bolos. Os 
microorganismos presentes na carne são a causa 
da decomposição natural. Com o processo de 
salgamento, o meio se torna hipertônico e, por isso, 
ela se conserva por um tempo maior. Já a utilização 
de fermentos químicos à base de bicarbonato de 
sódio (hidrogeno carbonato de sódio) faz com que 
a massa cresça em virtude do gás carbônico 
oriundo do fermento, o que torna o bolo mais 
saboroso e atraente. 
 
A conservação da carne pelo processo citado 
impede o desenvolvimento de agentes 
decompositores que morrem em decorrência da(o): 
a) osmose, pois as suas células desidratam. 
b) osmose, pois as suas células ganham água 
provocando o rompimento da membrana 
plasmática. 
c) difusão, pois a perda de sais de suas células 
torna o meio intracelular mais hipotônico. 
d) difusão facilitada, pois a perda de sais de suas 
células torna o meio mais hipotônico. 
e) transporte ativo, pois