APOSTILA DE EXERCÍCIOS DE FÍSICOQuimicaII_2018

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APOSTILA DE EXERCÍCIOS DE FÍSICO-QUÍMICA II 
 
 
 
 
EQUIPE 
ADRIANA GALDINO FIGUEIRA DE SOUZA 
CARLA CRISTINA BRAGA PEREIRA 
ERLANDSSON ANTHONY DE SOUSA 
JULYANA RIBEIRO GARCIA CARDIM 
MÁRCIA CRISTINA GOMES NUNES DOS SANTOS 
MARCIA VAL SPRINGER 
MURILO FEITOSA CABRAL 
RAFAEL BARRETO ALMADA 
 
 
 
JULHO DE 2017 
ELETROQUÍMICA 
PROCESSOS ESPONTÂNEOS 
Para resolver os exercícios propostos, consulte a tabela de potenciais padrão de redução no 
Apêndice I 
1) Esquematize uma pilha com os eletrodos Cr3+ (1,0 molL-1)/Cr e Ag+ (1,0 mol-1)/Ag, indicando as 
reações anódica e catódica, os pólos, a ddp e o sentido do fluxo de elétrons. 
 
2) Dentre os metais: Ag, Zn, Mg, Pb, Au e Cd, quais são capazes de reduzir uma solução de íons 
Cu2+ a cobre metálico? Apresente as equações químicas correspondentes. 
 
3) Explique porque os íons Fe3+ e Sn2+ reagem quimicamente (isto é, não coexistem) em solução 
aquosa. 
 
4) Monte os equilíbrios correspondentes às seguintes semipilhas catódicas: Zn2+, Ag+, Fe2+, H+, 
Cu2+. Indique o melhor agente oxidante e o melhor agente redutor. Justifique. 
 
5) Dadas as semipilhas abaixo, preveja se haverá ou não reação espontânea entre elas. Se 
houver, escreva a equação química balanceada correspondente. 
a) Zn2+ + 2e- ⇌ Zn 
2Cl- ⇌ Cl2 + 2e- 
b) 2H2O ⇌ O2 + 4H+ + 4e- 
MnO4- + 4H+ + 3e- ⇌ MnO2 + 2H2O (E0 = 1,70 V) 
c) F2 + 2e- ⇌ 2F- 
2H2O ⇌ O2 + 4H+ + 4e- 
 
6) Responde às questões abaixo, justificando as respostas. 
a) Mn2+ e H2O2 reagem espontaneamente, indo cátion a MnO2? 
b) Au+ sofre auto-redox espontaneamente em solução? (E0 (Au3+/Au+ = 1,39 V), E0 (Au+/Au) = 
1,69 V) 
c) H2O2 tem maior caráter oxidante em meio básico? (E0 (H2O2/OH-) = 0,88 V) 
d) Por quê o magnésio, colocado nos cascos dos navios, serve para evitar a corrosão 
(oxidação) do ferro? 
e) Por quê o cobre metálico reage espontaneamente com HNO3 mas não reage 
espontaneamente com HCl? 
f) Explique porque as latas de alimentos em conserva recebem uma cobertura interna de 
estanho metálico. OBS: o meio conservante contém, entre outras substâncias, sais 
dissolvidos. 
 
7) Analise a influência do pH no poder oxidante do MnO4- passando MnO2. 
 
8) Suponha que os químicos resolveram construir uma nova tabela de potenciais padrão, 
atribuindo à semipilha I2 + 2e- ⇌ 2I- E0 = 0,00 V. 
a) Qual seria o valor de E0 para a reação de oxidação do sódio metálico pelo I2? 
b) Qual seria o valor do potencial padrão de redução do Na+? 
 
9) Se uma determinada reação redox possui E > 0, podemos concluir que a reação inversa não 
ocorre? Justifique. 
 
10) Tem-se o seguinte esquema nas condições padrão: 
Zn2+/Zn Ni2+/Ni Ag+/Ag Zn2+/Zn
 
 
Calcule a ddp, indique os anodos, os catodos e o sentido do fluxo de elétrons. 
 
11) Calcule o E de uma pilha formada pelos eletrodos: Ag+ (1,5 x 10-10 molL-1)/Ag e Cu2+ (0,10 molL-
1)/Cu. Calcule Kc da reação cuja ddp é registrada pelo voltímetro. 
 
12) Kc para o processo eletroquímico de uma pilha de concentração é sempre igual a 1. Justifique. 
 
13) Calcule e para uma pilha montada com eletrodos: Zn2+(0,20 molL-1)/Zn e Zn2+(0,0040 molL-1)/Zn. 
 
14) Monta-se uma pilha de concentração de acordo com a notação abaixo: M/M2+(2,0 x 10-4 mol/L) // 
(M2+(?)/M. Sabendo que E = 0,12 V, determine o valor da concentração desconhecida. 
 
15) Determine a ddp para a pilha formada pelos eletrodos: CrO42-(0,20 molL-1)/Cr(OH)3 pH = 8,5; 
MnO2/Mn(OH)2 E0(-0,05 V). 
 
16) Observe o esquema abaixo: 
 
 
 
Qual o pH do eletrólito no eletrodo de hidrogênio. 
 
17) Um eletrodo padrão AgCl(s)/Ag(s) (E0 = 0,22 V) apresenta os seguintes equilíbrios simultâneos: 
AgCl(s) + e-⇌Ag(s) + Cl-(aq) 
0,451 V 
H2(g), 1 atm 
A concentração 
de H+(aq) 
A placa de cobre 
tem a massa 
aumentada. 
0,50 molL-1 
AgCl(s) ⇌Ag+(aq) + Cl-(aq) 
Ag+(aq) + e- ⇌ Ag 
a) Sendo a concentração de Cl- fixada em 1,0 molL-1, podemos dizer que [Ag+] = Kps1/2 
b) Para que o sistema admita um único potencial de redução, que relação deve existir entre E0 
(AgCl/Ag) e E (Ag+/Ag)? 
c) Calcule o Kps aproximado do AgCl. 
 
18) Calcule a concentração de MnO4- necessária para um eletrodo MnO4-(?)mol/L/Mn2+(1,0 molL-1) 
em pH = 1,5 atuar como anodo frente a um eletrodo padrão de Cl2/2Cl-. 
 
19) Em pH = 14, qual será o potencial de redução do eletrodo H2O/H2? E em pH = 0? Nesse caso, 
que equilíbrio melhor representa o processo de redução. 
 
GABARITO 
 
1) ANODO – ELETRODO DE CROMO 
CATODO – ELETRODO DE PRATA 
E = 1,54 V 
 
2) Zn, Hg, Pb, Cd. 
4) Agente oxidante: Ag+ 
Agente redutor: Zn 
5) a) Sim b) Sim c) Sim 
6) a) Sim b) Sim c) Não 
8) a) = 3,24 V b) – 3,24 V 
9) Não 
10) E0 = 1,05 V 
11) E = 0,092 V; Kc = 2,9 x 10-16 
13) E = 0,050 V 
14) [M2+] = 2,3 molL-1 
15) E = 0,13 V 
16) pH = 2,0 
17) a) Não b)E0 (AgCl/Ag) = E (Ag+/Ag) c) Ks = 1,6 x 10-10 
18) [MnO4-] < 0,031 molL-1 
19) a) = - 0,83 V b) 0,00 V; 2H+ + 2e- ⇌ H2 
PROCESSOS NÃO ESPONTÂNEOS 
 
1) Escreva as equações das reações anódica, catódica e global para os seguintes processos 
eletrolíticos: 
a) Eletrólise ígnea do cloreto de níquel. 
b) Eletrólise de solução aquosa de Ki 
c) Eletrólise de solução aquosa de nitrato ferroso 
d) Eletrólise ígnea do óxido de alumínio 
e) Eletrólise ígnea do hidróxido de sódio 
 
2) Dados os conjuntos de íons abaixo, indique em cada item o cátion que se reduz preferencialmente 
no catodo de uma célula eletrolítica: 
a) K+, H+, Cu2+, Fe2+ 
b) Mg2+, Zn2+, Ag+ 
 
3) Explique porque na eletrólise de soluções concentradas de NaCl obtemos os seguintes produtos: 
H2 e Cl2 no início do processo 
H2, Cl2 e O2 no meio do processo 
H2 e O2 no final do processo. 
 
4) Para um certo processo eletroquímico, calcule: 
a) O número de elétrons liberados na oxidação de 1,0 mol de zinco. 
b) O número de elétrons liberados na oxidação de 13,0 g de zinco. 
c) O número de elétrons liberados quando 10 átomos de zinco são oxidados. 
d) O número de moles de elétrons necessário para depositar 1,0 mol de cobre a partir de 
uma solução aquosa de Cu2+. 
 
5) Suponha que uma pilha de Daniell foi utilizada como fonte em determinada célula eletrolítica. Se 
3860 C atravessam a célula, determine a massa de zinco consumida no anodo. 
 
6) A eletrólise de uma solução aquosa de sulfato de níquel II foi executada com uma corrente de 10,0 
A aplicada durante 32 minutos e 10 segundos. Calcule: 
a) A quantidade de carga que atravessou a solução. 
b) A massa de níquel depositada. 
c) O volume de gás liberado no anodo nas CNTP (OBS: 1,0 mol de um gás nas CNTP 
ocupa um volume de 22,7 L. 
 
7) Uma célula eletrolítica industrial utiliza uma corrente de 2,5 x 104 A para produzir alumínio a partir 
da bauxita (Al2O3) fundida. Determine a massa de metal obtida em um dia. 
 
8) Duas cubas eletrolíticas contendo, respectivamente, solução de nitrato de prata e solução de 
sulfato de cobre estão ligadas em série. 
a) Em que cuba se obtém maior massa depositada?Por quê? 
b) Se obtemos 1,08 g de prata na primeira cuba, qual a massa de cobre depositada na 
segunda cuba. (OBS: nas associações em série, a corrente que atravessa as cubas é a 
mesma. 
 
9) Um fio de cobre comercial de massa igual a 0,50 g foi dissolvido em ácido adequado e a solução 
resultante foi eletrolisada por uma corrente de 4,0 A durante 5,0 minutos, havendo deposição total do 
cobre. Qual a % de pureza do cobre comercial? 
 
10) Uma solução de Cu2+ é eletrolisada com corrente constante, obtendo-se 0,317 g do metal. 
Quantos elétrons atravessaram a cubaeletrolítica? 
 
11) Esboce um gráfico de Q(F) x m(g) para a eletrólise de uma solução de M2+. Determine os 
coeficientes angular e linear da reta. (OBS: Há deposição de M0 no catodo). 
 
Gabarito 
 
1) a) redução do íon níquel e oxidação do cloreto 
c) redução da água e oxidação do iodeto. 
d) Redução do íon ferro e oxidação da água. 
e) Redução do íon sódio e oxidação do íon hidróxido. 
2) a) Cu2+; b) Ag+ 
4) a) 1,204 x 1024 e- ; b) 2,39 x 1023 e- ; c) 20 e- d) 2,0 moles de 
elétrons. 
5) 1,31 g 
6) A) 1,93 x 104 C; b) 5,87 g; c) 1,14 L. 
7) 2,01 x 102 kg 
8) b) 0,318 g de cobre 
9) 79% 
10) 6,01 x 1021 e- 
11) a = (massa molar do metal/número de elétrons ganhos); b= zero. 
TERMOQUÍMICA 
 
 
1) Tem-se dois blocos de metal, um de ferro e outro de cobre. Se os dois tiverem a mesma massa 
e estiverem na mesma temperatura, podem liberar, em água, a mesma quantidade de calor? 
Justifique. 
 
2) O calor específico da água é 1,0 cal/g°C e o calor específico do etanol é 0,23 cal/g°C. Explique 
essa diferença tendo em vista as interações intermoleculares em jogo. 
 
3) Nos processos de mudança de fase, a temperatura da substância não varia. Explique esse fato, 
sabendo que a temperatura é uma grandeza proporcional à energia cinética média das moléculas. 
(Sugestão: Leia o tópico 8.11 do Brady, v. 1). 
 
4) Por que existem reações endotérmicas e exotérmicas? 
 
5) Têm-se os valores de energia de ligação abaixo: 
HF: H = 563 kJmol-1; HCl: H = 432 kJmol-1; HBr: H = 366 kJmol-1; HI: H = 299 kJmol-1 
Qual é a ligação de maior caráter iônico? Justifique, relacionando força de ligação e H. 
 
6) Calcule a variação de entalpia de reação abaixo a partir dos valores de energia de ligação 
fornecidos: 
CH4(g) + Cl2(g)  CH3Cl(g) + HCl9g) 
H (Cl-Cl) = 57 kcalmol-1; H (H-Cl) = 103 kcalmol-1; H (C-Cl) = 78,5 kcalmol-1; H (C-H) = 
99,5 kcalmol-1 
 
7) A energia da ligação C=C não é o dobro da energia da ligação C-C. Explique. 
 
8) Comente a afirmativa: “A formação de uma substância não é necessariamente um processo 
exotérmico, mas a formação de uma ligação química é sempre um processo exotérmico”. 
 
9) Tem-se as reações: 
2C(s) + 3H2(g) + ½ O2(g)  etanol H1 
2C(s) + 3H2(g) + ½ O2(g)  metoxi metano H2 
Sem consultar tabelas, preveja se H1 = H2. 
 
10) Tem-se os processos: 
S(s,rômbico) + 3/2 O2(g)  SO3 H1 
SO2(g) + ½ O2(g) SO3 H2 
Qual dos valores de H corresponde à entalpia padrão de formação do SO3? Por quê? 
 
11) Dadas as reações: 
MnO2(s)  MnO(s) + ½ O2(g) H = 32,5 kcal 
MnO2(s) + Mn(s)  2 MnO(s) H = - 59,5 kcal 
Calcule a entalpia padrão de formação do MnO2(s). 
 
12) Durante a oxidação de 9,00 g de Al por O2, 65,6 kcal são liberadas. Determine a entalpia padrão 
de formação do Al2O3. 
 
 
 
 
13) Observe o diagrama abaixo: 
NH
3(g)
 + HCl
(g)
 + H
2
O
NH
3(aq)
 + HCl
(g)
 + H
2
O
NH
3(aq)
 + HCl
(aq)
 
NH
4
Cl
(aq)
H1 
H2 
H3 
H4 
 
Demonstre pela lei de Hess que: H4 = H1 + H2 + H3 
 
14) Considere os processos: 
Cgrafite + 2H2(g)  CH4(g) H = - 18 kcal 
C(g) + 2H2(g)  CH4(g) H = - 190 kcal 
a) Quantas kcal são necessárias para vaporizar 120 g de carbono grafítico? 
b) Represente as reações em um diagrama. 
 
15) Tem-se a reação: 
CCl4(g) + H2(g)  CHCl3(g) + HCl(g) 
O H dessa reação obtido pelas entalpias padrão de formação é – 22 kcal. Usando os valores de 
energia de ligação fornecidos no exercício 6, calcule a energia de ligação C-Cl e compare com o valor 
tabelado. Explique a diferença. 
 
16) Por que na formação de H2O(l) há liberação de maior quantidade de energia do que na formação 
de H2O(g)? 
 
17) Qual seria a entalpia padrão de formação do CO2 se as substâncias que padronizamos com 
entalpia padrão de formação igual a zero passassem a ter entalpia padrão de formação igual a 5,0 
kcalmol-1? DADO: fH0 (CO2(g)) = - 94 kcalmol-1. 
 
18) Berthelot, químico francês, enunciou em 1864 a chamada regra do trabalho máximo, pela qual 
apenas as reações exotérmicas eram espontâneas. A partir daí, concluiu que quanto mais exotérmica 
fosse uma reação, maior seria sua tendência a ocorrer. Essa regra ainda pode ser usada sem 
restrições hoje em dia? Justifique. 
 
19) Dê o sinal da variação de entropia para os processos abaixo: 
a) Cristalização do sal de uma solução aquosa. 
b) CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + H2O(l) 
c) Ag+(aq) + Cl-(aq) AgCl(s) 
d) Abertura de uma garrafa de refrigerante. 
e) CO2(g) CO(g) + ½ O2(g) 
 
20) Coloque em ordem crescente de S0as substâncias abaixo. Justifique. 
Cdiamante; Br2(l); N2O4(g); NO2(g); He(g); Na(s) 
21) Sabendo que a solubilidade do NaCl em água aumenta com a temperatura, preveja os sinais de 
G, H e S para esse processo. 
 
22) A reação abaixo é espontânea em qualquer temperatura? Justifique. 
2NO2(g)  2NO(g) + O2(g) H = 27 kcal 
 
23) Dê o sinal de G, H e S para o processo abaixo: 
AgCl(s) ⇌ Ag+(aq) + Cl-(aq) Kps = 1,7 x 1010 
 
24) Dê o sinal de G, H e S para a eletrólise da água. 
 
GABARITO 
 
1) Não 
5) HF 
6) H = - 25,0 kcal 
9) H1 ≠ H2 
11) fH0 (MnO2(s)) = - 124,5 kcal 
12) fH0 (Al2O3(s)) = - 394 kcalmol-1 
14) a) 1720 kcal 
17) fH0 (CO2(g)) = - 84,0 kcalmol-1 
18) Não 
19) a) S < 0; b) S < 0; c) S < 0; d) S > 0; e) S > 0 
20) Cdiamante < Na(s) < Br2(l) < He(g) < NO2(g) < N2O4(g). 
21) G < 0; S > 0; H > 0. 
22) Errado 
23) G > 0; S > 0; H > 0. 
24) G >0; S > 0; H > 0. 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
1) Dados os pares de reações abaixo, preveja, pra cada item, qual deve ser a reação mais lenta. 
Justifique com base nos fatores que influem na velocidade das reações químicas. 
 
a) Br-(aq) + Ag+(aq) ⇌ Ag Br(s) 
 BaBr2(s) + AgNO3(s)  Ba(NO3)2(s) + 2 AgBr(s) 
 
b) CH3CH2I + -OCH3  CH3CH2OCH3 + I- 
CH3
CH3 CH3
CH3
H I + O
-
CH3
CH3OH
CH3
CH3 CH3
CH3
H OCH3 + I
-
 
 
2) Do ponto de vista cinético, por que podemos confiar nos alimentos congelados? 
 
3) O que queima mais rápido, 1 kg de serragem ou 1 kg de compensado? Por quê? 
 
4) Por que as combustões são mais rápidas em meio de oxigênio do que em meio de ar? 
 
5) Considere um recipiente fechado contendo unicamente certo tipo de gás em temperatura e 
pressão constantes. Responda: 
 
a) As moléculas do gás ocupam todo o volume do recipiente? 
b) As moléculas do gás estão em movimento? Suas energias cinéticas são iguais ou 
diferentes? Por quê? 
c) O que pressão de um gás? 
d) O que acontece com a pressão se aumentarmos a temperatura, mantendo o volume 
constante? O que acontece com a energia cinética média das moléculas? 
 
6) Se uma dada reação é instantânea, o que se pode concluir sobre: 
 
a) A energia de ativação envolvida. 
b) O número de choques efetivos. 
 
7) Monte um diagrama de energia potencial versus caminho de reação para o processo: 
 
CO(g) + NO2(g) ⇌CO2(g) + NO(g) DADOS: Ea = 35 kcalmol-1; H = - 50 kcalmol-1 
Determine o valor de Ea para o processo inverso. 
 
8) Compare a ação de um catalisador com a influência da temperatura. Apresente semelhanças 
e diferenças. 
 
9) Que efeito tem um catalisador sobre: 
 
a) H? 
b) A energia potencial dos reagentes? 
c) O estado de transição? 
 
10) Discuta a afirmativa: “Reações com Kc alto são essencialmente rápidas”. 
 
11) A partir do quadro abaixo, deduza qual das três reações é mais rápida e qual é a mais lenta. 
Justifique. Explique também a influência da temperatura sobre cada uma das reações. 
 
REAÇÃO Ea (kcalmol-1) f1(27ºC)f2 (477ºC) 
4HBr + O2 37700 1/(2,00X1027) 1/(8,33X1010) 
HCl + NO2 23400 1/(7.69X1016) 1/(5,88X106) 
HBr + NO2 13000 1/(2.50X109) 1/(5,88X103) 
f1 e f2 são as frações de moléculas ativadas. 
 
12) Tem-se a reação: 2NO(g) + Br2(g) ⇌2NOBr(g). O quadro abaixo reproduz os dados experimentais 
obtidos no monitoramento da reação: 
 
Experiência [NO] (molL-1] [Br2] (molL-1) Velocidade inicial 
(molL-1s-1) 
1 0,10 0,10 12 
2 0,10 0,20 24 
3 0,10 0,30 36 
4 0,20 0,10 48 
5 0,30 0,10 108 
 
a) Determine a lei de velocidade. 
b) Determine a constante de velocidade. 
c) A lei de velocidade obtida indica que a reação se dá necessariamente numa única etapa? 
Justifique. 
 
13) Comente a validade geral da afirmativa: “Quanto maior a concentração de um reagente, maior 
a velocidade da reação”. 
 
14) A esterificação do anidrido acético por etanol pode ser representada por: 
 
(CH3CO)2 + C2H5OH ⇌CH3COOC2H5 + CH3COOH 
 A  B 
Quando a reação é efetuada em solução diluída de hexano, a lei de velocidade pode ser expressa 
por: v = k[A][B]. Quando o solvente é o etanol, a lei de velocidade é: v=k[A]. 
a) Explique a diferença de ordem de reação. 
b) A molecularidade da reação varia de um caso para o outro? 
 
15) O pentóxido de dinitrogênio é muito instável e se decompõe conforme a reação: 
2N2O5 ⇌2N2O4 + O2 
Um possível mecanismo para decomposição é: 
N2O5 ⇌NO3 + NO2 
NO3 + NO2⇌NO2 + NO + O2 (lenta) 
NO3 + NO ⇌2NO2 
2NO2 ⇌N2O4 
Determine a lei de velocidade, a ordem e a molecularidade da reação. 
 
16) Para a reação de iodação da acetona é proposto o seguinte mecanismo: 
CH3 C
O
CH3
+ H+ 
CH3 C
OH
H
CH3
CH3 C
+
OH
CH3
CH2 C
OH
CH3
CH2 C
OH
CH3I2 + IH2C C
O
CH3 + H
+ + I-
 
 
Baseado nele, responda: 
a) É preciso que a adição do ácido seja contínua? Justifique. 
b) Você espera que existam diferenças entre a velocidade desta reação e a velocidade da 
reação de bromação da acetona? (OBS: Considere o mesmo mecanismo). Justifique 
 
17) A adição de bromo ao etileno normalmente fornece 1,2-dibromoetano. Contudo, se esta adição 
for feita em meio de NaCl temos a formação de BrCH2CH2Cl. Uma das propostas para os 
mecanismos de tais reações indica que eles ocorrem em duas etapas, sendo a primeira de 
formação do BrCH2CH2+ e a segunda de adição do haleto (Cl- ou Br-). Procure escrever esse 
mecanismo e deduza qual das adições de haletos requer maior energia de ativação. Justifique. 
 
18) Tem-se o mecanismo: 
ICl + H2 ⇌ HI + ICl 
ICl + HI ⇌ I2 + HCl 
 
a) Se verificarmos experimentalmente que a ordem do H2 na reação é 1, podemos concluir que 
a primeira etapa é a lenta? Justifique. 
b) Considerando a segunda etapa a lenta, determine a ordem e a molecularidade da reação. 
 
 
GABARITO 
 
1) A 
2) A 
3) 1,0 kg de serragem. 
7) Ea = 85 kcalmol-1 
9) a) nenhum b) nenhum c) reduz a energia potencial do complexo 
ativado. 
11) Reação mais rápida: a terceira. 
Reação mais lenta: a primeira 
12) a) v = k[NO]2[Br2] 
b) k = 1,2 x 104 L2mol-2s-1 
c) não. 
14) b) depende 
15) v= k[N2O5] 
ordem = 1; molecularidade = 2 
16) a) não b) não 
18) a) não; b) ordem = 2; molecularidade = 2 
 
LÍQUIDOS 
1) Que composto orgânico espera que tenha o ponto de ebulição mais alto, o hidrocarboneto utilizado como 
combustível C4H10 (butano) ou o solvente orgânico acetona (CH3COCH3)? Justifique. 
2) Classifique os seguintes compostos na ordem crescente de ponto de ebulição: C8H18, CH3CH2CH2CH3, (CH3)3CH, 
C6H5CHO, SO3. 
3) Abaixo é mostrado os valores de Hvap e os pontos de ebulição normal para vários líquidos: H2, 0,92kJ/mol; CH4. 
8,16 kJ/mol; C6H6, 31,0 kJ/mol; CH3NO2, 34,0 kJ/mol. Explique as diferenças entre esses valores. 
4) O banho Maria é utilizado quando se requer um cuidadoso controle da temperatura para cozinhar. A água ferve 
em um recipiente exterior para produzir vapor, e o vapor condensa nas paredes exteriores de um recipiente interno 
que é onde se está cozinhando. Com base nessas informações, responda: 
a) Como é transferida a energia calorífica ao alimento para que seja cozido? 
b) Qual é a máxima temperatura que se pode alcançar no recipiente interno? 
5) A tensão superficial, a viscosidade e a pressão de vapor estão relacionadas de alguma maneira com as forças 
intermoleculares. Por que a tensão superficial e a viscosidade diminuem com a temperatura enquanto que a 
pressão de vapor aumenta? 
6) Ao evaporar-se um líquido em um recipiente aberto, observou-se que sua temperatura permaneceu constante. 
Ao evaporar-se o mesmo líquido num recipiente isolado termicamente, observou-se que a sua temperatura 
diminuía. Como se justifica esta diferença? 
7) Abaixo é mostrada uma parte do diagrama de fases do fósforo. Com base no gráfico, responda: 
a) Indique as fases presentes nas regiões assinaladas com (?). 
b) Uma amostra de fósforo vermelho sólido não pode ser fundida por aquecimento em um recipiente aberto. 
Explique. 
c) Assinale as mudanças de fase que tem lugar quando a pressão sobre uma amostra de fósforo se reduz desde 
o ponto A até o ponto B, a temperatura constante. 
 
 
 
 
LISTA DE PROPRIEDADES COLIGATIVAS 
 
1) A sacarose (C12H22O11) é um soluto não volátil e se dissolve em água na forma de moléculas. Determine a 
diminuição da pressão de vapor, a 25°C, de uma solução de sacarose 1,25 molkg-1, preparada a partir de 50,0 g 
de sacarose. Assuma que a solução se comporta idealmente. A pressão de vapor da água pura a 25° é 23,8 torr. 
2) A pressão de vapor da água pura e 23,76 mmHg e a de uma solução aquosa de uréia é 22,98 mmHg. Calcule a 
molalidade da solução. Admita que o numero de mol de solvente é bem maior que o número de mol do soluto. 
3) A 40°C, a pressão de vapor do heptano puro é 92,0 torr e a pressão de vapor do octano puro é 31,0 torr. Considere 
uma solução que contém 1,00 mol de heptano e 4,00 mol de octano. Calcule a pressão de vapor de cada 
componente e a pressão total de vapor da mistura. 
4) A pressão de vapor do benzeno e do tolueno puro são, respectivamente, 95,1 mmHg e 28,4 mmHg. Preparou-se 
uma solução na qual as frações molares de benzeno e tolueno são ambas 0,500. Quais são as pressões parciais 
de benzeno e do tolueno nessa solução? Qual a pressão total de vapor? Qual a composição do vapor em equilíbrio 
com a solução benzeno-tolueno? 
5) O etilenoglicol (EG), CH2(OH)CH2(OH), é um anticongelante comum para automóveis. Ele é solúvel em água e 
bastante é não volátil (PE = 197°C). Calcule o ponto de congelamento de uma solução que contém 651 g desta 
substância em 2505 g de água. Pode-se deixar esta substância no radiador do automóvel durante o verão? A 
massa molar do etilenoglicol é 62,01 g/mol. DADO: Kc = 1,86°Ckgmol-1, Kb = 0,52°Ckgmol-1. 
6) Determine o ponto de ebulição da solução de sacarose da questão 1. 
 Quando 15,0 g de álcool etílico são dissolvidos em 750 g de ácido fórmico, a temperatura de congelamento da 
solução é 7,20°C. A temperatura de congelamento do ácido fórmico puro é 8,40°C. Determine o valor de Kc para 
o ácido fórmico. 
7) Calcule a temperatura de congelamento da solução de sacarose da questão 1. 
8) Uma amostra de 1,20 g de um composto covalente desconhecido é dissolvida em 50,0 g de benzeno. A solução 
congela a 4,92°C. Calcule a massa molar desse composto. 
9) A pressão osmótica média da água do mar é 30,0 atm a 25°C. Calcule a concentração em quantidade de matéria 
por litro de uma solução de uréia (NH2)2CO que é istotônica da água do mar. R – 
10) Qual a pressão osmótica que a solução de açúcar da questão 1 exibe a 25°C? A massa específica da solução é 1,34 
gmL-1.11) Cânfora (C10H16O, massa molar = 152 gmol-1 ou naftaleno (C10H8, massa molar = 128 gmol-1) podem ser usadas 
para fazer bolas de naftalina. Uma amostra de 5,2 g de bola de naftalina foi dissolvida em 100 g de álcool etílico, 
e a solução resultante tinha um ponto de ebulição de 78,90°C. De que foi feita a bola de naftalina? O álcool etílico 
puro tem um ponto de ebulição de 78,41 °C e seu Kb = 1,22 °Ckgmol-1. 
12) Preparou-se um solução dissolvendo 35,0 g de hemoglobina (Hb) em quantidade de água suficiente para ter 1 L 
de solução. A pressão osmótica da solução é 10 mmHg a 25°C. Calcule a massa molar da hemoglobina. 
13) A pepsina é uma enzima presente no trato digestivo humano. Uma solução de uma amostra 0,500 g de pepsina 
purificada em 30,0 mL de solução aquosa exibe uma pressão osmótica de 8,92 torr a 27,0°C. Estime a massa molar 
da pepsina. 
14) Prediga o ponto de congelamento de uma solução aquosa de MgCl2 0,00145 molkg-1. 
GABARITO 
 
1) 0,524 torr 
2) 1,8 molkg-1 
3) Heptano = 18,4 torr; octano = 24,8 torr; mistura = 43,2 torr. 
4) benzeno = 47,6mm Hg; tolueno 14,2 mmHg; total = 61,8 mmHg; 0,770 de bezeno e 0,230 de tolueno. 
5) -7,79°C 
6) 0,640°C 
7) 2,76°kgmol-1 
8) - 2,32°C. 
9) 2,2x102 g/mol. 
10) 1,23 molL-1 
11) 28,6 atm 
12) A 
13) 6,51 x 104 gmol-1 
14) 3,50 x 104 gmol-1 
15) - 0,0081°C