02- FISICO-QUIMICA (2) (2)

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Química AmbientalFísico-QuímicaTécnico em Química
BELO HORIZONTE / MG
LUCIANA ROCHA TEIXEIRA DE MATOS
FÍSICO-QUÍMICA
541
M387f
Matos, Luciana Rocha Teixeira de. 
Físico-química / Luciana Rocha Teixeira de Matos. Belo Horizonte 
– MG: Adastra Editora, 2015.
68 f.; il.,
ISBN 978-85-69111-77-1
Apostila de Técnico em Química
1. Átomo. 2. Gases. 3. Termoquímica. 4. Colisão. I. Título.
 CDD: 541.
AUTORES
............................................................................
LUCIANA ROCHA TEIXEIRA DE MATOS
ADASTRA EDITORA LTDA
............................................................................
Avenida Afonso Pena, 941 – 4º andar
Centro
CEP: 30.130-002 – Belo Horizonte – MG 
INORGÂNICO
FÍSICO-QUÍMICA
Físico-Química
SUMÁRIO
CURSO TÉCNICO EM QUÍMICA
Técnico em Química
........................... 07
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......... 25
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 UNIDADE I – FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMI-
CA
1. Unidade de massa atômica
2. Massa atômica (u)
3. Massa atômica x número de massa
4. Massa molecular (MM)
5. Constante de Avogadro
6. Mol
7. Massa Molar (M)
8. Determinação da quantidade de substância = 
número de mol (n)
9. Volume molar
10. Densidade
11. Conversões de unidades
12. Escala kelvin de temperatura
 - Ideias-chave
 - Recapitulando
 - Para fixar o conteúdo
 UNIDADE II – ESTUDO DOS GASES
1. Gás real, gás ideal ou gás perfeito 
2. Teoria cinética e molecular dos gases 
3. Variáveis de estado dos gases
4. Transformações gasosas
5. Equação geral dos gases
6. Volume molar 
7. Lei de Avogadro
8. Equação de Clapeyron
9. Densidade dos gases
 - Ideias-chave
 - Recapitulando
 - Para fixar o conteúdo
 UNIDADE III - TERMOQUÍMICA
1. A energia e as transformações da matéria
2. Calorimetria
3. Poder calórico dos alimentos
4. Entalpia
5. Processo exotérmico
6. Processo endotérmico
7. Equações termoquímicas
8. Calor e Entalpia das reações químicas
9. Energia de Ligação
10. Lei de Hess
11. Entropia
12. Energia livre de GIBBS
 - Ideias-chave
 - Recapitulando
 - Para fixar o conteúdo
 UNIDADE IV - COLOIDES
1. Definição
2. Classificação dos coloides
3. Coloides reversíveis e irreversíveis
4. Efeito Tyndall
5. Movimento Browniano
 - Ideias-chave
 - Recapitulando
 - Para fixar o conteúdo
 UNIDADE V – PROPRIEDADES COLIGATI-
VAS
1. Pressão máxima de vapor
2. Pressão máxima de vapor e a temperatu-
ra de ebulição
3. Diagrama de fases
4. Tonoscopia ou Tonometria
5. Ebulioscopia e Ebuliometria
6. Crioscopia e Criometria
7. Osmoscopia e Osmometria
 - Ideias-chave
 - Recapitulando
 - Para fixar o conteúdo
 UNIDADE VI – CINÉTICA QUÍMICA
1. Teoria da colisão
2. Velocidade das reações químicas
3. Fatores que influem na velocidade das 
reações
4. Lei da velocidade para uma reação
 - Ideias-chave
 - Recapitulando
 - Para fixar o conteúdo
 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
 SITES E LINKS ÚTEIS
I N T R O D U Ç Ã O
....................................................... 34
............................ 35
............... 37
................................................. 37
................................... 37
............................ 43
.... 44
........................................ 46
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.......................... 47
................................. 48
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.............. 61
..................... 69
...................................... 69
Físico-QuímicaTécnico em Química 6
FÍSICO-QUÍMICA
FÍSICO-QUÍMICO
Introdução
O ser humano tem buscado, há séculos, compreender os fenômenos que regem a vida, valendo-se da ob-
servação simples e direta, da simulação e representação desses fenômenos, da interpretação lógica e criativa 
dos resultados de experimentação. O conhecimento científico da natureza e suas leis tem sido um dos pilares 
do desenvolvimento humano.
A Química, assim como outras Ciências, tem papel de destaque no desenvolvimento das sociedades, alca-
nçadas ao longo de tantos anos. No entanto, ela não se limita às pesquisas de laboratório e à produção indus-
trial. Ao contrário, embora às vezes você não perceba, a Química está presente em nosso dia-a-dia e é parte 
importante dele. A aplicação dos conhecimentos químicos tem reflexos diretos sobre a qualidade de vida das 
populações e sobre o equilíbrio dos ambientes na Terra. 
Por isso, consideramos essencial que conhecimento científico faça parte da vida cotidiana das pessoas, a 
fim de que elas possam, criticamente, contribuir para a preservação e a conservação de todas as formas de 
vida, inclusive da espécie humana. (USBERCO E SALVADOR)
7Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
UNIDADE I
FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
Fonte: http://www.mundoeducacao.com/quimica/formula-molecular.htm
1. UNIDADE DE MASSA ATÔMICA 
Em 1961, na Conferência da União Internacional 
de Química Pura e Aplicada (IUPAC), adotou-se como 
padrão de massas atômicas o isótopo 12 do elemento 
carbono (12C), ao qual se convencionou atribuir o valor 
exato de 12 unidades de massa atômica.
1 u = 1,66054x10-24 g, o que corresponde 
aproximadamente à massa de um próton ou de um 
nêutron. 
2. MASSA ATÔMICA (u)
É o número que indica quantas vezes a massa 
de um átomo de um determinado elemento é mais 
pesada que 1u, ou seja, 1/12 do átomo de 12C. 
 
Exemplo:
35Cl – MA = 35u , representa 75,4% dos átomos de 
cloro.
37Cl – MA = 37u , é 24,7% dos átomos de cloro.
Esse valor é uma média ponderada.
3. MASSA ATÔMICA X NÚMERO DE MASSA
Apesar de numericamente igual, não confunda 
número de massa, que é um número inteiro positivo e 
que indica a soma dos prótons e nêutrons, com a massa 
atômica, que é determinada experimentalmente.
As massas atômicas que encontramos nas tabelas 
periódicas são sempre a média ponderada dos 
isótopos.
4. MASSA MOLECULAR (MM)
A massa molecular é a soma das massas atômicas dos 
átomos que compõem uma molécula. Sua unidade é u.
 
Por exemplo, numa molécula de água (H2O), 
teremos:
H = 1u , como são dois hidrogênios = 2u
 
O = 16u
H2O = 2u + 16u = 18u 
 
1 molécula de água pesa 18 vezes mais que 1/12 do 
12C.
5. CONSTANTE DE AVOGADRO
A constante que deu origem à grandeza quantidade 
de matéria que é denominada constante de Avogadro 
é igual a 6,02 x 1023 mol-1.
Em uma massa em gramas numericamente igual 
à massa atômica, para qualquer elemento, existem 
6,02 x 1023 átomos.
Em uma massa em gramas numericamente 
igual a massa molecular, para qualquer substância 
molecular, existem 6,02 x 1023 moléculas.
 
Em 18g de água, encontramos 6,02 x 1023 
moléculas de água.
Físico-QuímicaTécnico em Química 8
FÍSICO-QUÍMICA
6. MOL
É a quantidade de substância que contém tantas 
entidades elementares quanto são os átomos de 
12C contidos em 12g de 12C.Mol é quantidade de substância que contém 6,02 x 
1023 entidades.
7. MASSA MOLAR (M)
Corresponde à massa de uma mol de entidades 
elementares (átomos, moléculas, íons, grupos 
específicos, partículas, etc). 
Assim sendo, a massa molar calcula-se como 
o produto entre massa molecular e a constante de 
Avogadro. Como a constante de Avogadro corresponde 
ao número de partículas (neste caso moléculas) 
existentes em uma mol, na prática, o cálculo da massa 
molar de uma substância é feita da mesma forma 
que o cálculamos a massa molecular. Assim sendo, 
o valor numérico é o mesmo, mas a unidade passa 
a ser gramas por mol (g/mol). Tomando novamente o 
exemplo da água:
M(H2O) = 2 × 1g/mol + 16g/mol = 18 g/mol.
Um mol de água pesa 18 gramas de massa. 
8. DETERMINAÇÃO DA QUANTIDADE DE 
SUBSTÂNCIA = NÚMERO DE MOL (n)
É a relação entre massa (m) de uma amostra de 
substância e sua massa molar (M).
MA, MM e M
9. VOLUME MOLAR
É o volume ocupado por um mol de qualquer gás, a 
uma determinada pressão e temperatura.
No caso de substâncias gasosas, o volume molar 
(1 mol da substância) a 0ºC e 1atm é de 22,4L.
CNTP = Condições Normais de Temperatura e 
Pressão.
 
T = 0ºC ou 273K
P = 1 atm 
V = 22,4L
São valores constantes.
Exemplo:
Qual o volume ocupado por 2,8g de N2 na CNTP? 
Dado: N = 14g/mol
10. DENSIDADE
É a relação entre massa (m) e o volume (v) de um 
material.
d = g/cm3
m = g
v = cm3 
 
Sólidos e líquidos, a densidade geralmente é expressa 
em g/cm3, para os gases g/L ou g/mL.
11. CONVERSÕES DE UNIDADES
9Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
12. ESCALA KELVIN DE TEMPERATURA
IDEIAS-CHAVE
Massa atômica, Número de massa, Massa Molecular, 
Constante de Avogadro, Massa Molar, Número de mol, 
Volume molar, Densidade, Conversões de unidades, 
Escala kelvin de temperatura.
RECAPITULANDO...
•	 Conferência da União Internacional de Química 
Pura e Aplicada (IUPAC), adotou-se como padrão 
de massas atômicas o isótopo 12 do elemento 
carbono (12C), ao qual se convencionou atribuir o 
valor exato de 12 unidades de massa atômica.
•	 Massa atômica: É o número que indica 
quantas vezes a massa de um átomo de um 
determinado elemento é mais pesada que 1u, 
ou seja, 1/12 do átomo de 12C. 
•	 As massas atômicas que encontramos nas ta-
belas periódicas são sempre a média ponderada 
dos isótopos.
•	 A massa molecular é a soma das massas atô-
micas dos átomos que compõem uma molécula. 
Sua unidade é u.
•	 A constante que deu origem à grandeza quan-
tidade de matéria que é denominada constante de 
Avogadro é igual a 6,02 x 1023 mol-1.
•	 Mol é quantidade de substância que contém 
6,02 x 1023 entidades.
•	 O cálculo da massa molar de uma substância 
é feita da mesma forma que o cálculo da massa 
molecular. Assim sendo, o valor numérico é o 
mesmo, mas a unidade passa a ser gramas por 
mol (g/mol).
•	 Volume molar: É o volume ocupado por 
um mol de qualquer gás, a uma determinada 
pressão e temperatura.
•	 Densidade: É a relação entre massa (m) e o 
volume (v) de um material.
PARA FIXAR O CONTEÚDO
A. Questões discursivas:
1. Se o carbono-12 fosse dividido em doze fatias iguais, 
cada uma corresponderia a uma unidade de massa 
atômica. Nessas condições, a massa de 1 molécula de 
butano, C4H10 ?
2. Qual é massa molar do ácido acético?
Dados: C = 12g/mol; H = 1g/mol; O = 16g/mol.
3. A magnetita, um minério do qual se extrai ferro 
possui fórmula molecular Fe3Ox e sua massa molecular 
é 232u. Determine o valor de x e escreva a fórmula 
molecular correta da magnetita.
4. O DDT, um inseticida largamente utilizado durante 
décadas e altamente tóxico, possui fórmula molecular 
C14H9Clx e massa molecular 354,5u. Determine o valor 
de x.
5. 
 
 A jadeíte, também chamada de silicato de alumínio 
e sódio (NaAlSi2O6) é um mineral muito utilizado por 
artesãos para a confecção de peças de ornamentação 
e decoração, como joias e estatuetas. Qual o número 
de mol deste mineral com massa igual a 1414 gramas?
6. Em uma partida de futebol, um atleta gasta cerca 
de 720 kcal, o que equivale a 180 g do carboidrato 
C3H6O3. Qual é a quantidade de matéria do carboidrato 
correspondente?
Físico-QuímicaTécnico em Química 10
FÍSICO-QUÍMICA
7. Ferormônios são compostos orgânicos secretados 
pelas fêmeas de determinadas espécies de insetos com 
diversas funções, como a reprodutiva, por exemplo. 
Considerando que um determinado ferormônio 
possui fórmula molecular (C19H38O) e normalmente a 
quantidade secretada é cerca de 1,0x10-12 g, qual o 
número de moléculas existentes nessa massa?
8. Nas CNTP, 5,6L de gás ideal XO2 têm massa igual a 
11g. Qual é a massa atômica de X ? 
Dados: O = 16u, volume molar dos gases nas CNTP 
= 22,4L/mol.
9. Ao ingerirmos um copo com 180ml de água, quantas 
moléculas dessa substância nosso organismo estará 
recebendo?
Dados:
I. Massa molar da água = 18g/mol
II. Densidade da água = 1,0g/ml
III. Constante de Avogadro = 6,0x1023
10. Estima-se que a usina termoelétrica que se 
pretende construir em cidade próxima a Campinas, e 
que funcionará à base de resíduos da destilação do 
petróleo, poderá lançar na atmosfera, diariamente, 
cerca de 250 toneladas de SO2‚ gasoso.
a. Quantas toneladas de enxofre estão contidas nessa 
massa de SO2?
b. Considerando que a densidade do enxofre sólido é 
de 2,0kg/L, a que volume, em litros, corresponde essa 
massa de enxofre?
B. Questões de múltipla escolha.
1. Assinale a opção que apresenta as massas 
moleculares dos seguintes compostos: C6H12O6; 
Ca3(PO4)2 e Ca(OH)2, respectivamente:
Dados: H = 1 u; C = 12 u; O = 16 u; Ca = 40 u; P = 31 u.
a. 180, 310 e 74.
b. 150, 340 e 73.
c. 180, 150 e 74.
d. 200, 214 e 58.
e. 180, 310 e 72.
2. Leia o texto:
“O nome sal hidratado indica um composto sólido que 
possui quantidades bem definidas de moléculas de 
H2O associadas aos íons. Por isso, a massa molecular 
de um sal hidratado deve sempre englobar moléculas 
de H2O”.
Com base nas informações desse texto, qual deverá 
ser a massa molecular do sal hidratado FeCl3.H2O? 
Dados: H = 1u; O = 16 u; Cl = 35,5 u; Fe = 56 u
a. 270,5 u.
b. 180,5 u.
c. 109,5 u.
d. 312,5 u.
e. 415,5 u.
3. Dentre as seguintes séries de elementos químicos:
I. fósforo, magnésio, cobre e mercúrio
II. sódio, ferro, prata e chumbo
III. carbono, cloro, ouro e urânio
IV. alumínio, cálcio, zinco e hidrogênio
 
as que apresentam os elementos em ordem crescente 
das massas são as da alternativa:
a. I e II 
b. II e III
c. I e III 
d. III e IV
e. I e IV 
4. O cromo natural é uma mistura de quatro isótopos 
com as seguintes massas isotópicas e abundância 
naturais.
MASSA ISOTÓPICA ABUNDÂNCIA NATURAL 
(%)
49.946 4.35
51.941 83.79
52.941 9.50
53.939 2.36
Baseados nesses dados, calcule a massa atômica do 
cromo.
a. 49.95 
b. 51.90 
c. 52.00
d. 208.50 
e. 208.77
5. O elemento hidrogênio apresenta isótopos com 
números de massa 1, 2 e 3. O elemento cloro apresenta 
isótopos com números de massa 35 e 37. Moléculas de 
cloreto de hidrogênio tem, portanto, massa variável entre:
a. 1 e 37 
b. 32 e 36 
c. 35 e 37
d. 36 e 40
e. 38 e 40 
6. Se um dentista usou em seu trabalho 30 mg de 
amálgama de prata, cujo teor em prata é de 72% (em 
massa), o número de átomos de prata que o cliente 
recebeu em sua arcada dentária é de, aproximadamente 
(Dados: Ag = 108; número de Avogadro = 6,0 . 1023):
11Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
a. 4,0 . 1023 
b. 12,0 . 1019 
c. 4,6 . 1019
d. 12,0 . 1024
e. 1,6 . 1023
7. 0,25 mol de uma substância pesa 21 g, pode-se 
afirmar que a massa molar dessa substância vale, em 
g/mol.
a. 21 
b. 42 
c. 60 
d. 84 
e. 100
8. O inseticida Parathion tem a seguinte fórmula 
molecular: C10H14O5NSP. Qual é a massa molar desse 
inseticida:
a. 53 g/mol 
b. 106 g/mol 
c. 152 g/mol 
d. 260 g/mol 
e. 291 g/mol
9. Em 3,0 mol de H2SO4 e 5,0 mol de Br2, existem, 
respectivamente:
a. 1,8 . 1024 moléculas e 3,01 . 1024 moléculas
b. 3,0 . 1023 moléculas e 5,0 . 1023 moléculas
c. 1,8. 1024 moléculas e 3,01 . 1024 átomos
d. 1,8 . 1024 átomos e 3,01 . 1024 moléculas
10 . Tomando-se 1kg de cada uma das substância 
abaixo relacionadas, encontra-se o maior número de 
mol na massa de:
a. água 
b. metano (CH4) 
c. gás carbônico (CO2)
d. etano (C2H6)
e. propano (C3H8)
ANOTAÇÕES ESPECIAIS:
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FÍSICO-QUÍMICA
UNIDADE II
ESTUDO DOS GASES
Fonte: Estado gasoso, http://quimicaufsc.br
O conhecimento das propriedades dos gases é 
de grande importância, uma vez que estão muito 
presentes em nosso cotidiano. 
A maioria dos gases são compostos moleculares, 
com exceção dos gases nobres, que são formados por 
átomos isolados.
1. GÁS REAL, GÁS IDEAL OU GÁS PERFEITO.
Para que possamos estudar os gases, é necessário 
antes de qualquer coisa definir três tipos de gases: O 
gás real, o gás ideal e o gás perfeito. 
•	 Gás Ideal ou Perfeito 
É um modelo teórico. É um gás que obedece às 
equações p.V/T = k e p.V = n.R.T, com exatidão 
matemática.
•	 Gás Real 
É aquele que encontramos na natureza, ou seja, 
os gases comuns aos quais podemos a qualquer 
momento nos deparar com uma amostra real. Um gás 
real tende para o gás ideal quando a pressão tende a 
zero e a temperatura se eleva;
2. TEORIA CINÉTICA E MOLECULAR DOS GASES
Com relação aos Gases Ideais, podemos dizer 
que ela nos mostra a relação entre pressão, volume, 
temperatura e número de mols. Essa relação é 
obtida a partir de um modelo simples para os gases, 
que permite determinar a relação entre grandezas 
macroscópicas a partir do estudo do movimento de 
átomos e moléculas. 
Desse modo, vejamos as características gerais dos 
gases, segundo a teoria cinética:
•	 Grande compressibilidade e capacidade de 
expansão. Por não apresentarem um volume 
fixo, os gases ocupam o volume do recipiente em 
que estão confinados. Além disso, o gás se dilata 
quando aquecido e se contrai quando resfriado.
•	 Os gases são miscíveis entre si em 
qualquer proporção, ou seja, apresentam grande 
difusibilidade;
•	 Os gases são formados por partículas 
minúsculas que apresentam grande liberdade de 
movimentação. De modo desordenado e contínuo, 
elas se chocam umas com as outras e com as 
paredes do recipiente, exercendo uma pressão 
uniforme sobre ele. Essa pressão é a intensidade 
da força de colisão com as paredes por unidade de 
área. As partículas de um gás não se depositam 
no solo pela ação da gravidade, uma vez que se 
movimentam velozmente;
•	 Quanto maior for o número de choques 
13Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
realizado pelas partículas do gás em um recipiente, 
maior será a pressão exercida por ele;
•	 O choque realizado entre as partículas do 
gás ideal deve ser elástico, ou seja, sem perda de 
energia cinética;
•	 Todo gás tem massa;
•	 O aumento da temperatura provoca um 
aumento na energia cinética das partículas do gás, 
que faz com que elas se movimentem mais rápido;
Fonte: http://www.alunosonline.com.br/quimica/teoria-cinetica-dos-gases-ou-teoria-gas-
ideal.html
3. VARIÁVEIS DE ESTADO DOS GASES 
•	 Pressão 
Em um frasco fechado, a pressão exercida por um 
gás resulta dos choques entre as partículas desse gás 
contra as paredes internas do recipiente que o contém. 
Gás confinado
Fonte: http://rilf-cmm.blogspot.com/2010/05/estudo-dos-gases.html
Torricelli determinou experimentalmente que a 
pressão exercida pela atmosfera ao nível do mar 
corresponde à pressão exercida por uma coluna de 
mercúrio de 760mm: 
1atm = 760mmHg = 101,3kPa = 1,0bar = 760 torr
•	 Volume 
O volume de uma amostra gasosa é igual ao volume 
interno do recipiente que a contém. 
As unidades de volume mais usadas são: 
1L = 1dm3 = 1000cm3 = 1000mL = 0,001m3
•	 Temperatura 
A temperatura de um gás está relacionada com o 
grau de agitação das suas moléculas. 
Existem várias escalas termométricas, entretanto, no 
estudo dos gases, usa-se a escala absoluta ou Kelvin (K). 
No Brasil, as temperaturas são medidas na escala 
Celsius (°C), portanto, devemos converter os valores 
de temperatura para Kelvin:
Físico-QuímicaTécnicoem Química 14
FÍSICO-QUÍMICA
Fonte: http://www.kalipedia.com/celsius.kelvin 
4. TRANSFORMAÇÕES GASOSAS 
•	 Isotérmica 
A temperatura constante, a pressão e o volume de 
uma amostra de gás variam de modo inversamente 
proporcional, fato conhecido como Lei de Boyle.
Fonte: http://estudodosgases.blogspot.com.br/2012/10/lei-dos-gases.html
Fonte: http://transformacoes-gasosas.html
Matematicamente, podemos expressar essa lei da 
seguinte maneira: 
P . V = constante 
Podemos também dizer que: 
15Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
•	 Isobárica 
À pressão constante, o volume de uma massa fixa 
de um gás varia linearmente com a temperatura do 
gás, conhecida como a Lei de Charles/Gay-Lussac.
Fonte: http://www.profpc.com.br/gases.htm
Um aumento na temperatura acarreta um aumento 
do volume ocupado pelo gás.
Fonte: http:// cursos-do-blog-termologia-optica-e_09.html
Matematicamente:
V = constante
T
Podemos também dizer que: 
•	 Isocórica ou isovolumétrica 
O volume constante, a pressão de uma massa 
fixa de gás é diretamente proporcional a temperatura 
absoluta do gás.
http://www.profpc.com.br/gases.htm
Um aumento da temperatura acarreta um aumento 
da pressão exercida pelo gás.
Fonte: http://termologia-optica-e_09.html
Matematicamente:
P = constante
T
Podemos também dizer que: 
5 . EQUAÇÃO GERAL DOS GASES 
A lei de Boyle e as leis de Charles e Gay-Lussac 
podem ser reunidas e formar uma única expressão 
conhecida como equação geral dos gases:
6 . VOLUME MOLAR 
É o volume ocupado por 1 mol de um gás a uma 
determinada pressão e temperatura. O volume molar 
foi determinado experimentalmente considerando-
se as Condições Normais de Temperatura e Pressão 
(CNTP), ou seja, à pressão de 1 atm e temperatura de 
273K, o que corresponde a 22,4L.
7. LEI DE AVOGADRO 
Volumes iguais de gases quaisquer, nas mesmas 
condições de pressão e temperatura, contêm igual 
número de moléculas.
Fonte: http://www.profpc.com.br/gasesmoleculas.htm
Físico-QuímicaTécnico em Química 16
FÍSICO-QUÍMICA
8. EQUAÇÃO DE CLAPEYRON 
Para uma massa constante de um mesmo gás, vale 
sempre a relação: 
O valor da constante depende do número de mol do 
gás. Para 1 mol de qualquer gás: 
O valor de R nas CNTP é 0,082 atm.L/K.mol. 
Dependendo das unidades empregadas para 
indicar as outras grandezas teremos valores diferentes 
de R, como por exemplo, 62,3mmHg.L/mol.K. 
Para um número de mol qualquer, temos:
9. DENSIDADE DOS GASES 
Densidade absoluta de um gás, em determinada 
pressão e temperatura, é o quociente entre a massa e 
o volume do gás.
No entanto, podemos calcular a densidade com 
auxílio da equação de Clapeyron:
IDEIAS-CHAVE
Gás real; Gás ideal; Gás perfeito; Teoria Cinética 
e Molecular dos Gases; Características gerais dos 
gases; Variáveis de estado dos gases; Transformações 
gasosas; Equação Geral dos Gases; Volume molar; 
Lei de Avogadro; Equação de Clapeyron; Densidade 
dos gases.
RECAPITULANDO...
•	 Gás Ideal ou Perfeito um gás que obedece às 
equações p.V/T = k e p.V = n.R.T.
•	 Teoria cinética e molecular dos gases A teoria 
procura descrever o comportamento deste estado 
de agregação através de um modelo conceptual 
simples.
•	 Variáveis de estado dos gases: Pressão, 
temperatura, volume.
•	 Transformações gasosas: isotérmica – 
temperatura constante, isobárica – pressão 
constante e isocórica – volume constante.
•	 Equação geral dos gases reuni as leis de 
Boyle de Charles e Gay-Lussac 
•	 Equação de Clapeyron P.V = n.R.T 
•	 Densidade absoluta de um gás, em 
determinada pressão e temperatura, é o quociente 
entre a massa e o volume do gás.
PARA FIXAR O CONTEÚDO
A. Questões discursivas
1. Um gás ideal ocupa 6 litros, a uma pressão de 3 
atm. Se sofrer uma expansão isotérmica até 9 litros, 
qual sua nova pressão? 
2. Um gás ideal tem pressão desconhecida e 
ocupa 4 litros; foi transportado isotermicamente 
para um recipiente de 2 litros, com pressão 
de 1520mm Hg. Qual a sua pressão inicial? 
 
3. Certo gás ideal ocupa 3 litros a 127ºC. Qual seu novo 
volume a 527ºC, se a pressão permanecer constante? 
4. Um gás ideal ocupa 4000 mL a 300K. Qual seu novo 
volume em litros a 627 ºC? 
5. Qual a pressão em atmosfera de um gás que 
estava a 1520mm Hg, a 27ºC, e passou a 177ºC 
isometricamente?
6. A temperatura de uma certa quantidade de gás ideal, 
à pressão de 1,0 atm, cai de 400K para 320K. Se o 
volume permaneceu constante, qual a nova pressão?
7. Um gás perfeito tem volume de 300cm3 a certa 
pressão e temperatura. Duplicando simultaneamente 
a pressão e a temperatura absoluta do gás, qual o seu 
volume? 
8. Uma bolha de gás ideal, com volume V, é solta do 
fundo de um lago, onde a pressão é o dobro da pressão 
existente na superfície. Suponha a temperatura da 
17Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
água constante, a bolha chegará a superfície, com 
qual volume?
9. A que temperatura temos de elevar 400mL de um 
gás ideal a 15°C para que o seu volume atinja 500mL, 
sob pressão constante. 
10. Em condições tais que um gás se comporte como 
ideal, as variáveis de estado assumem os valores 
300K, 2m3 (metro cúbico) e 40000Pa, num estado A. 
Sofrendo certa transformação, o sistema chega ao 
estado B, em que os valores são 450K, 3m3 e P. Qual 
o valor de P?
11. Determine o número de mols de um gás que ocupa 
volume de 90 litros. Esse gás está a uma pressão de 
2 atm e a uma temperatura de 100K. (Dado: R = 0,082 
atm.L/mol.K)
12. Determine o volume molar de um gás ideal, cujas 
condições estejam normais, ou seja, a temperatura à 
273K e a pressão a 1 atm. (Dado: R = 0,082 atm.L/
mol.K)
13. Um recipiente rígido contém 2 gramas de oxigênio 
à pressão de 20 atmosferas e temperatura de 47ºC. 
Sabendo que a massa molecular do gás oxigênio é 
32 e que R = 0,082 atm∙L/mol∙K, qual é o volume do 
recipiente?
14. A 18ºC e 765 mm de mercúrio, 1,29 litro de um 
gás ideal tem massa 2,71 gramas. Qual a massa molar 
aproximada do gás?
15. Uma amostra de argônio ocupa volume de 112 
litros a 0ºC e sob pressão de 1 atmosfera. Sabe-se 
que a massa molecular do argônio é aproximadamente 
igual a 40. 
a. Quantos mol de moléculas de argônio há na 
amostra?
b. Qual a massa, em gramas, da amostra gasosa?
B. Leia atentamente as afirmativas e marque V para 
as verdadeiras e F para as falsas.
1.( ) Nas CNTP, o volume ocupado por um mol 
de certo gás ideal depende do número de 
moléculas.
2.( ) Na equação de Clapeyron (pV = nRT), o valor 
de R depende das unidades empregadas.
3.( ) Numa transformação de estado de um gás, a pressão 
sempre aumenta com o aumento de volume.
4.( ) As variáveis de estado de um gás são: massa, 
volume e número de moléculas.
5.( ) A transformação isotérmica também é 
conhecida como Leis de Charles e Gay-Lussac.
6.( ) Charles e Gay-Lussac concluíram que, a 
volume permanece constante, a pressão de 
dada massa de gás é diretamente proporcional 
à temperatura absoluta.
7.( ) Quando a pressão permanece constante, a 
transformação gasosa é isotérmica.
8.( ) É obrigatória a utilização da escala Kelvin na 
lei geral dos gases.
9.( ) Considerando-se que o volume do gás é 
constante, temos que a transformação é 
isocórica.
10.( ) Pressão e a temperatura não são grandezas 
diretamente proporcionais.
C. Questões de múltipla escolha.
1. O comportamento de um gás real aproxima-se do de 
um gás ideal ou perfeito quando:
a. submetido a baixas temperaturas.
b. submetido a baixas temperaturas e baixas pressões.
c. submetido a altas temperaturas e altas pressões.
d. submetido a altas temperaturas e baixas pressões.
e. submetido a baixas temperaturas e altas pressões.
2. Duas amostras de um gás perfeito submetidas a 
uma mesma pressão ocupam volumes iguais quando 
a temperatura da primeira é 10ºC e da segunda 100ºC. 
A relação entre os números de mol é:
 
a. 1,31
b. 0,76
c. 10
d. 0,1
e. 0,33
3. 10 mol de moléculas de He à temperatura de 273 K 
e à pressão de 2 atmosferas ocupam o mesmo volume 
que x molde moléculas de Ne à temperatura de 546 K 
e à pressão de 4 atmosferas; x é melhor expresso por:
 
a. 2,5
b. 4
c. 5
d. 7,5
e. 10
4. Um certo gás ocupa um volume de 41 litros, sob 
pressão de 2,9 atmosferas à temperatura de 17ºC. 
O número de Avogadro vale 6,02x1023 e a constante 
universal dos gases perfeitos 
R = 0,082 atm∙L/mol∙K. Nessas condições, o número 
de moléculas contidas no gás é, aproximadamente:
 
a. 3,00∙1024 
b. 5,00∙1023 
c. 6,02∙1023 
d. 2,00∙1024 
e. 3,00∙1029
Físico-QuímicaTécnico em Química 18
FÍSICO-QUÍMICA
5.
O gráfico acima mostra a isoterma de uma 
quantidade de gás que é levado de um estado 1 para 
um estado 2. O volume do estado 2, em litros, é:
a. 2 L
b. 4,5 L
c. 6 L
d. 4 L
e. 3 L
6. Em condições tais que um gás se comporta como 
ideal, as variáveis de estado assumem os valores 300 
K, 2,0 m3 e 4,0 x 10 4 Pa, num estado A. Sofrendo certa 
transformação, o sistema chega ao estado B, em que os 
valores são 450 K, 3,0 m3 e p. O valor de p, em Pa, é:
a. 1,3 x 10 4
b. 2,7 x 10 4
c. 4,0 x 10 4
d. 6,0 x 10 4
e. 1,2 x 10 5
7. Você brincou de encher, com ar, um balão de gás, 
na beira da praia, até um volume de 1 L e o fechou. 
Em seguida, subiu uma encosta próxima carregando 
o balão, até uma altitude de 900 m, onde a pressão 
atmosférica é 10% menor do que a pressão ao nível 
do mar. Considerando que a temperatura na praia e na 
encosta seja a mesma, o volume de ar no balão, em L, 
após a subida, será de:
a. 0,8
b. 0,9
c. 1,0
d. 1,1
e. 1,2
8. Um balão de aniversário, cheio de gás Hélio, solta-se 
da mão de uma criança, subindo até grandes altitudes. 
Durante a subida, é CORRETO afirmar: 
a. O volume do balão diminui.
b. A pressão do gás no interior do balão aumenta. 
c. O volume do balão aumenta.
d. O volume do balão permanece constante.
e. A pressão externa não se altera.
9. Nas lições iniciais de um curso de mergulho com 
equipamento autônomo, os alunos são instruídos a 
voltarem lentamente à superfície, sem prender sua 
respiração em hipótese alguma, a fim de permitir que 
ocorra a gradativa descompressão. O aprisionamento 
do ar nos pulmões pode ser fatal para o mergulhador 
durante a subida, pois, nesse caso, a transformação 
sofrida pelo ar nos pulmões é:
a. isotérmica, com aumento do volume do ar.
b. isobárica, com redução do volume do ar. 
c. isobárica, com aumento da temperatura do ar.
d. isotérmica, com aumento da pressão do ar. 
e. isovolumétrica, com diminuição da pressão do ar.
10. Qual dos gráficos a seguir melhor representa o que 
acontece com a pressão no interior de um recipiente 
contendo um gás ideal, a volume constante, quando a 
temperatura aumenta?
ANOTAÇÕES ESPECIAIS:
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19Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
UNIDADE III
TERMOQUÍMICA
Fonte: http://www.alunosonline.com.br/quimica
As transformações físicas e as reações químicas 
quase sempre estão envolvidas em perda ou ganho 
de calor. A Termoquímica é uma parte da Química que 
faz o estudo das quantidades de calor liberadas ou 
absorvidas durante as reações químicas. 
1. A ENERGIA E AS TRANSFORMAÇÕES DA 
MATÉRIA
A importância de conhecer (e controlar) essas 
trocas de calor é imensa. A expansão do vapor da 
água, por exemplo, era a energia aproveitada nas 
antigas locomotivas a vapor, e, em nosso dias, essa 
energia é empregada para adicionar modernas 
turbinas – em usinas termoelétricas, na propulsão de 
grandes navios, etc.
No esquema abaixo, mostramos a associação da 
energia (calor) com os fenômenos físicos denominados 
mudanças do estado de agregação da matéria: Fonte: http://colegioweb.com.br
Analogicamente, as transformações químicas também são acompanhadas por liberação ou absorção de energia, 
conforme exemplificamos na tabela abaixo:
REAÇÕES QUE LIBERAM ENERGIA REAÇÕES QUE ABSORVEM ENERGIA
Queima do carvão Cozimento de alimentos
Queima da vela Fotossíntese das plantas, o sol fornece 
energia.
Reação química em uma pilha Pancada violenta inicia a detonação de um 
explosivo 
Queima da gasolina no carro Cromagem em parachoque de carro
2. CALORIMETRIA
É o estudo e a medição das quantidades de calor 
liberadas ou absorvidas durante os fenômenos físicos 
e ou químicos.
Na natureza, encontramos a energia em diversas 
formas. Uma delas, que é muito importante, é o calor. 
Para entendê-lo, pense em uma xícara de café quente 
sobre a sua mesa. Após algum tempo, esse café 
estará frio, ou melhor, com a mesma temperatura 
que o ambiente. Esse fenômeno ocorre com todos os 
corpos que estão em contato de alguma forma e com 
temperaturas diferentes. 
Físico-QuímicaTécnico em Química 20
FÍSICO-QUÍMICA
•	 Temperatura
Os objetos na natureza, assim como nós, são 
feitos de pequenas partículas que conhecemos com 
o nome de moléculas. Com elas ocorre algo invisível. 
Elas estão em constante estado de agitação ou de 
movimentação, como ocorre em líquidos ou gases. 
Essa situação não é constante, elas podem estar mais 
ou menos agitadas, dependendo do estado energético 
em que elas se encontram.
O que se observa é que quanto mais quente está o 
corpo, maior é a agitação molecular e o inverso também 
é verdadeiro, ou seja, a temperatura é uma grandeza 
física que está associada de alguma forma ao estado 
de movimentação ou agitação das moléculas.
Fonte: http://educacao.uol.com.br/
A temperatura no recipiente 2 é maior do que no 
recipiente 1, pois lá a movimentação molecular é maior.
A temperatura, atualmente, pode ser medida em três 
escalas termométricas. Celsius, Fahrenheit e Kelvin. 
A conversão entre essas escalas pode ser feita pelas 
seguintes relações matemáticas:
•	 Trocas de calor
A definição de calor é usada apenas para 
indicar a energia que está sendo transferida, 
e não a energia que o corpo possui. 
A unidade de medida da quantidade de calor Q no 
Sistema Internacional (SI) é o joule (J):
•	 Calor sensível
Quando há variação de temperatura sem 
que haja variação do estado físico da 
matéria, dizemos que o calor é sensível. 
Podemos calcular o calor sensível pela equação: 
Onde: 
Q = quantidade de calor 
m = massa do corpo 
c = calor específico * 
∆T = variação da temperatura
* O Calor específico é uma grandeza que depende da 
composição de cada substância. 
Substância Calor específico (Cal/gºC)
Chumbo 0,031
Prata 0,056
Ferro 0,11
Água 1,0
•	 Unidades de quantidades de calor
É usual expressar a quantidade de calor em 
calorias (cal). 
Caloria: (cal) é a quantidade de calor necessária para 
elevar em 1°C a temperatura de 1,0 grama de água.
A relação entre caloria e joule foi determinada por 
Joule numa das experiências mais importantes da 
história da física. Essa experiência tornou evidente que 
calor é energia e estabeleceu o equivalente mecânico 
do calor, nome dado à relação entre caloria e joule:
3. PODER CALÓRICO DOS ALIMENTOS
Uma alimentação saudável deve conter proteínas, 
carboidratos, lipídios,vitaminas, sais minerais, fibras 
vegetais etc.
21Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
Numa dieta balanceada, a quantidade de energia 
contida nos alimentos ingeridos dever ser igual à 
necessária para a manutenção do nosso organismo. 
Portanto, os alimentos são fonte de energia necessária 
para manter os processos vitais, a manutenção da 
temperatura corpórea, os movimentos musculares, a 
produção de novas células etc. 
Se ingerimos uma quantidade de alimento superior 
à necessária, o excesso será transformado em tecido 
gorduroso (adiposo), provocando aumento de “peso”. 
Os valores energéticos dos alimentos são estimados 
em função das suas porcentagens em carboidratos, 
proteínas e gorduras.
Os valores energéticos dos alimentos são estimados 
em função das suas porcentagens em carboidratos, 
proteínas e gorduras.
•	 Carboidratos ou glicídios: Exemplos: batata, 
macarrão, pães, arroz, milho, frutas e doces.
Fonte: http://www.mundoeducacao.com/quimica
•	 Proteínas ou protídeos: Exemplos: Carnes, 
ovos, leite e seus derivados.
Fonte: http://www.mundoeducacao.com/quimica
•	 Óleo e gorduras ou lipídios: Exemplos: azei-
tes, manteigas, margarina, abacate, coco, choco-
late e oleaginosas, castanhas, nozes e amendoim.
Fonte: http://www.mundoeducacao.com/quimica
Os objetos na natureza, assim como nós, 
são feitos de pequenas partículas que 
conhecemos com o nome de moléculas. 
Com elas ocorre algo invisível. Elas estão 
em constante estado de agitação ou de 
movimentação, como ocorre em líquidos 
ou gases. Essa situação não é constante, 
elas podem estar mais ou menos agitadas, 
dependendo do estado energético em que 
elas se encontram.
Físico-QuímicaTécnico em Química 22
FÍSICO-QUÍMICA
Tabela 1:
Valores obtidos com auxílio do calorímetro revelam que cada quilo de gordura pura, quando queimada, libera 
aproximadamente 9 mil Kcal, para os açucares e proteínas, os valores aproximam-se de 4 mil por quilo de substância.
Tabela 2:
Uma das maneiras de se queimar calorias é com atividade física, abaixo uma tabela de como consumir energia.
4. ENTALPIA (H)
Entalpia é a quantidade de energia em uma 
determinada reação, podemos calcular o calor de um 
sistema através da variação de entalpia (∆H).
A variação da Entalpia (∆H) está na diferença entre a 
entalpia dos produtos e a dos reagentes, sendo assim, 
o calor de uma reação corresponde ao calor liberado ou 
absorvido em uma reação, veja como se calcula:
 
A variação da entalpia pode ser determinada pela 
equação acima, e depende da temperatura, pressão, 
estado físico, número de mol e da variedade alotrópica 
das substâncias.
Com o intuito de se calcular a entalpia de reações, 
foi criada uma forma padrão de realizar comparações, 
chamada entalpia-padrão, para que as entalpias sejam 
comparadas de acordo com uma da mesma condição, 
o que leva o nome de estado-padrão.
23Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
5. PROCESSO EXOTÉRMICO
As reações exotérmicas possuem um balanço 
negativo de energia quando se compara a entalpia total 
dos reagentes com a dos produtos. Assim, a variação 
entálpica final é negativa (-ΔH) (produtos menos 
energéticos do que os reagentes) e indica que houve 
mais liberação de energia (calor). Todos os processos 
de combustão são reações exotérmicas.
Portanto, a temperatura final dos produtos é maior 
que a temperatura inicial dos reagentes.
O esquema de uma reação exotérmica é 
representado no gráfico a seguir:
Exemplo: 
6. PROCESSO ENDOTÉRMICO
As reações endotérmicas têm como característica 
balanço energético positivo quando é comparada 
a energia entálpica dos produtos em relação aos 
reagentes. Assim, a variação dessa energia (variação 
de entalpia) possui sinal positivo (+ΔH) e indica que 
houve mais absorção de energia do meio externo. 
Ambas em forma de calor.
Físico-QuímicaTécnico em Química 24
FÍSICO-QUÍMICA
O esquema de uma reação exotérmica pode ser 
representado da seguinte forma: 
Exemplo:
7. EQUAÇÕES TERMOQUÍMICAS
•	 Entalpia-padrão
Existem vários fatores que podem alterar a variação 
da entalpia de um processo, tais como a temperatura, a 
pressão, o estado físico, o número de mol e a variedade 
alotrópica do composto. Por exemplo, abaixo temos 
três reações de formação do dióxido de carbono, nas 
mesmas condições de temperatura e pressão. Porém, 
em cada um foi utilizada uma quantidade de matéria 
para os reagentes. Em razão disso, a variação da 
entalpia de cada reação possui um valor diferente:
C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -393 kJ (25ºC, 
1 atm)
½ C(grafite) + ½ O2(g) → ½ CO2(g) ∆H = -196,5 kJ (25ºC, 
1 atm)
2 C(grafite) + 2 O2(g) → 2 CO2(g) ∆H = -786 kJ (25ºC, 
1 atm)
No entanto, quando o valor da variação da 
entalpia é medido para 1 mol de substância em 
condições padrão, ele é denominado entalpia-
padrão.
ALOTROPIA
Alotropia é o fenômeno em que um mesmo 
elemento químico é capaz de formar duas ou mais 
substâncias simples com o número de átomos ou 
formas diferentes.
Se todos os reagentes e produtos estiverem no 
estado padrão, a variação da entalpia será indicada 
pelo seguinte símbolo ∆H0.
A entalpia-padrão é importante porque ela serve 
como padrão de referência. Por exemplo, adotou-
se que para todas as substâncias simples nas 
condições-padrão o valor da entalpia é igual a zero.
Por exemplo, o gás hidrogênio (H2), a 25 ºC, sob 
1 atm, no estado gasoso H0= 0. Se ele estiver em 
qualquer outra condição, a sua entalpia será H0≠ 0.
Quando a substância simples apresenta variedades 
alotrópicas, o valor H0= 0 será atribuído à variedade 
alotrópica mais comum. Por exemplo, o oxigênio 
possui duas formas alotrópicas, a de gás oxigênio (O2) 
e a de ozônio (O3), o gás oxigênio é o mais comum, 
portanto, ele possui H0= 0 e o ozônio apresenta H0≠ 0.
Veja mais três exemplos:
•	 Carbono:
O Cgrafite possui H
0= 0 e o Cdiamante apresenta H
0≠ 0.
25Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
•	 Fósforo:
O fósforo branco possui H0= 0 e o fósforo vermelho 
apresenta H0≠ 0.
•	 Enxofre:
O enxofre rômbico possui H0= 0 e o enxofre 
monoclínico apresenta H0≠ 0.
•	 Oxigênio:
O gás oxigênio possui H0= 0 e o gás ozônio 
apresenta H0≠ 0.
•	 Equação Termoquímica
A entalpia de um elemento ou de uma substância 
varia de acordo com o estado físico, a pressão, a 
temperatura e a variedade alotrópica do elemento. 
Logo, numa equação termoquímica, devemos indicar:
1. a variação de entalpia (∆H);
2. os estados físicos de todos os participan-
tes e, também, as variedades alotrópicas, caso 
existam;
3. a temperatura e a pressão nas quais a rea-
ção ocorreu;
4. o número de mol dos elementos participan-
tes.
Exemplo:
C(gr) + O2(g) → CO2(g) 
∆H = - 94kcal/mol (25°C, 1atm) 
Normalmente, não são indicadas a pressão e a 
temperatura em que a reação se realizou, pois se 
admite que ela ocorreu no estado padrão, ou seja, à 
pressão constante de 1 atm e a 25°C.
8. CALOR E ENTALPIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS
Tipos de Entalpia
Entalpia de formação (ΔH°f): Também chamada de 
calor de formação, a entalpia (H) de formação é o 
calor liberado ou absorvido numa reação que forma 1 
mol de uma substância simples no seu estado padrão.
Ex.: Um estudante de química deseja obter o valor 
da entalpia de 1 mol de água, e dispõe dos dados 
expressos na equação a seguir. Qual o cálculo ele 
deve fazer?
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ΔH°f = - 68kcal/mol
Resolução: Nesse caso, os reagentes são duas 
substâncias simples no estado padrão e em condições 
normais de temperatura e pressão (25°C e 1 atm), 
tendo, assim, entalpia igual a zero. Sabe-se também 
que a entalpia de formação da água é de -68kcal/mol. 
Para calcular a variação de entalpia (ΔH), é utilizada a 
fórmula:
ΔH = Hprodutos – Hreagentes
Substituindo os valores da fórmula temos:
- 68,4 kcal = HH2O – (HH2 + ½ HO2) 
- 68,4 kcal = HH2O – 0 
HH2O = - 68,4 kcal
Físico-QuímicaTécnico em Química 26
FÍSICO-QUÍMICA
Logo, a entalpia de 1 mol água é de - 68,4 kcal, 
e a reação deformação da água é exotérmica (libera 
energia).
Entalpia de combustão (ΔH°c): A combustão 
consiste na reação química entre dois ou mais 
reagentes (combustíveis e comburentes) com 
grande liberação de energia na forma de calor. Assim, 
todas as reações de combustão são extremamente 
exotérmicas (mesmo que necessitem de uma fonte de 
ignição para ocorrerem).
Ex: Determine a entalpia de combustão do etanol, em 
kcal/mol:
Entalpia de formação de C2H6O(l) = – 66 kcal/mol
Entalpia de formação de CO2(g) = – 94 kcal/mol
Entalpia de formação de H2O(l) = – 68 kcal/mol
C2H6O(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ΔH =?
ΔH = Hfinal – Hinicial
ΔH = [2 (– 94) + 3(– 68)] – [(– 66) + zero]
ΔH = – 326 kcal/mol
9. ENERGIA DE LIGAÇÃO
Energia de ligação é a energia absorvida na quebra 
de 1 mol de ligações, no estado gasoso, a 25 °C e 1 atm.
Quando ocorrem reações químicas, ocorre também 
quebra das ligações existentes nos reagentes, mas 
novas ligações são formadas nos produtos. Esse 
processo envolve o estudo da variação de energia que 
permite determinar a variação de entalpia das reações. 
O fornecimento de energia permite a quebra de ligação 
dos reagentes, esse processo é endotérmico, mas à 
medida que as ligações entre os produtos se formam o 
processo muda: fica exotérmico.
Ex: Com base nos dados da tabela:
 Ligação Energia de Ligação kJ/mol
H – H 436
Cl – Cl 243
H – Cl 432
Calcule o ∆H da reação representada H2(g) + Cl2(g) → 
2HCl(g), dado em kJ por mol:
∆H = [2 (- 432) + (436 + 243)
∆H = - 864 + 679
∆H = - 185kJ/mol
10. LEI DE HESS
O químico e médico Germain Henry Hess (1802-
1850) desenvolveu importantes trabalhos na área de 
Termoquímica. 
A Lei de Hess é uma lei experimental e estabelece 
que a variação de entalpia de uma reação química 
depende apenas dos estados inicial e final da reação.
A Lei de Hess também conhecida por Lei da Soma 
dos Calores de Reação. É uma forma de calcular a 
variação de entalpia através dos calores das reações 
intermediárias. Podem ser infinitas variações de 
entalpia. 
De acordo com essa lei, é possível calcular a 
variação de entalpia de uma reação por meio da soma 
algébrica de equações químicas de reações que 
possuam ΔH conhecidos.
27Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
Exemplo:
Calcule a variação de entalpia da seguinte reação através da Lei de Hess:
Dados:
Resolução: 
1. Deve-se escrever todas as equações intermediárias (dados) de acordo com a reação global. Na primeira 
equação, o que há em comum é o C(grafite). Então, ele deve ser escrito da mesma forma (como reagente e 1mol).
2. A segunda equação tem em comum com a reação global o H2(g). Nos dados, esta espécie química não está 
exatamente igual como na global. Deve-se multiplicar toda a equação por 2, inclusive a ΔH2. 
3. A terceira equação tem em comum com a reação global o CH4(g) deve-se inverter a posição desta equação e, 
portanto trocar o sinal da ΔH3.
Veja como deve ser feito:
11. ENTROPIA (S)
Físico-QuímicaTécnico em Química 28
FÍSICO-QUÍMICA
A entropia é uma grandeza termodinâmica que 
mede a desordem de um sistema e a espontaneidade 
dos processos físicos.
A grandeza termodinâmica denominada entropia, 
simbolizada pela letra S, está relacionada ao grau 
de organização de um sistema. Quanto maior a 
desordem do sistema, maior a entropia.
Por exemplo, imagine que coloquemos o cloreto 
de sódio (NaCl) em água. O que ocorre é a sua 
dissociação iônica, liberando íons na água, conforme 
mostrado abaixo:
1 NaCl(s) → 1 Na
+
(aq) + 1 Cl
-
(aq)
Observe que 1 mol de moléculas do sal dá origem a 
2 mol de íons dissociados. Os íons em solução estão 
mais desorganizados que no sólido, o que quer dizer 
que a entropia desse sistema aumentou.
A variação da entropia, ∆S, é medida por:
Uma forma de prever se uma reação ocorrerá com 
aumento ou diminuição de entropia é analisando o 
estado físico dos reagentes e dos produtos. Os gases 
têm mais entropia que os líquidos e esses que os 
sólidos.
12. ENERGIA LIVRE DE GIBBS (G)
No cotidiano e em laboratórios, existem reações 
e transformações que são espontâneas e outras que 
não. Por exemplo, toda combustão é uma reação 
espontânea, porque uma vez iniciada, ela irá continuar 
até que todo o combustível seja consumido ou até que 
todo o oxigênio acabe.
Por outro lado, a eletrólise é um processo não 
espontâneo, em que a energia elétrica é transformada 
em energia química. Um exemplo é a eletrólise 
do cloreto de sódio (NaCl). Quando se passa uma 
corrente elétrica sobre esse sal fundido, há reações 
de oxirredução e a formação de sódio metálico (Na(s)) 
e gás cloro (Cl2(g)). Se pararmos de passar a corrente 
elétrica, a reação não continuará sozinha, o que mostra 
que ela não é espontânea.
A espontaneidade de uma reação pode ser medida 
por meio da equação de Gibbs-Helmholtz (porque 
foi proposta apenas por esse cientista em 1878), dada 
abaixo:
Em que:
∆G = variação da energia livre;
∆H = variação da entalpia;
T = temperatura em Kelvin (sempre positiva);
∆S = variação da entropia.
Essa equação leva esse nome porque ela foi 
proposta pelo físico norte-americano J. Willard Gibbs 
(1839-1903) e pelo físico alemão Hermann Helmholtz 
(1821-1894).
O químico e médico Germain 
Henry Hess (1802-1850) 
desenvolveu importantes trabalhos 
na área de Termoquímica. 
29Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
Para entendermos melhor como essa equação nos 
ajuda a determinar a espontaneidade de uma reação, 
relembremos brevemente cada um dos conceitos 
envolvidos nela:
•	 ∆H (variação da entalpia): Entalpia (H) é a 
quantidade de energia de uma substância. Até o 
momento, não é conhecida nenhuma maneira de 
determiná-la. Na prática, o que se consegue é 
medir a variação da entalpia (∆H) de um processo, 
utilizando-se calorímetros. Essa variação é a 
quantidade de energia que foi liberada ou 
absorvida no processo.
•	 ∆S (variação da entropia): A entropia (S) é 
a grandeza termodinâmica que mede o grau de 
desordem de um sistema. 
•	 ∆G (Energia livre): A energia livre ou energia 
livre de Gibbs é a energia útil do sistema que é 
usada para realizar trabalho.
Um sistema possui uma energia global, mas 
apenas uma fração dessa energia será usada para 
realizar trabalho, essa é a chamada energia livre de 
Gibbs, simbolizada por G.
Segundo Gibbs, um processo é considerado 
espontâneo se realizar trabalho, ou seja, se G 
diminuir. Nesse caso, o estado final da transformação 
será mais estável que o inicial quando ∆G < 0.
Baseado nisso, podemos concluir o seguinte:
Podemos, também, ver se um processo será espontâneo olhando o sinal algébrico de ∆H e de ∆S na equação de 
Gibbs-Helmholtz:
IDEIAS-CHAVE
A energia e as transformações da matéria; Calorimetria; 
Poder calórico dos alimentos; Entalpia; Processo 
exotérmico; Processo endotérmico, Equações 
termoquímicas; Entalpia de formação; Entalpia de 
combustão; Energia de ligação; Lei de Hess; Entropia; 
Energia livre de Gibbs.
RECAPITULANDO...
•	 Fusão e vaporização: absorve calor – 
Condensação, solidificação: libera calor.
•	 Calorimetria: É o estudo e a medição das 
quantidades de calor liberadas ou absorvidas 
durante os fenômenos físicos e ou químicos.
•	 Caloria: (cal) é a quantidade de calor necessá-
ria para elevar em 1°C a temperatura de 1,0 grama 
de água.
•	 Valores obtidos com auxílio do calorímetro 
revelam que cada quilo de gordura pura, quando 
Físico-QuímicaTécnico em Química 30
FÍSICO-QUÍMICA
queimada, libera aproximadamente 9 mil Kcal, 
para os açucares e proteínas, os valores aproxi-
mam-se de 4 mil por quilo de substância.
•	 A variação da Entalpia está na diferença entre 
a entalpia dos produtos e a dos reagentes, sendo 
assim, o calor de uma reação corresponde ao calor 
liberado ou absorvido em uma reação.
•	 Processo Exotérmico ∆H negativo.
•	 Processo Endotérmico ∆H positivo.
•	 Alotropia é o fenômeno em que um mesmo 
elemento químico é capaz de formar duas ou mais 
substâncias simples com o número de átomos ou 
formas diferentes•	 Quando o valor da variação da entalpia é 
medido para 1 mol de substância em condições 
padrão (quando a substância está na sua forma 
alotrópica mais estável, a temperatura de 25ºC e 
sob pressão de 1 atm), ele é denominado entalpia-
padrão.
•	 Entalpia de formação (ΔH°f): Também chama-
da de calor de formação, a entalpia (H) de forma-
ção é o calor liberado ou absorvido numa reação 
que forma 1 mol de uma substância simples no 
seu estado padrão.
•	 Entalpia de combustão (ΔH°c): A combustão 
consiste na reação química entre dois ou 
mais reagentes (combustíveis e comburentes) 
com grande liberação de energia na forma de 
calor. Assim, todas as reações de combustão 
são extremamente exotérmicas (mesmo que 
necessitem de uma fonte de ignição para 
ocorrerem).
•	 Energia de ligação é a energia absorvida na 
quebra de 1 mol de ligações, no estado gasoso, a 
25 °C e 1 atm.
•	 A Lei de Hess é uma lei experimental e esta-
belece que a variação de entalpia de uma reação 
química depende apenas dos estados inicial e final 
da reação.
•	 A grandeza termodinâmica denominada entro-
pia, simbolizada pela letra S, está relacionada ao 
grau de organização de um sistema. Quanto maior 
a desordem do sistema, maior a entropia.
•	 A energia livre ou energia livre de Gibbs é a 
energia útil do sistema que é usada para realizar 
trabalho.
PARA FIXAR O CONTEÚDO
A. Questões discursivas
1. Considere os dados da tabela abaixo, a 25°C e 
1atm.
Substância
Entalpia de 
formação (KJ/mol)
Amônia (gás) - 46
Ácido clorídrico (gás) - 92
Cloreto de amônio (sólido) -314
Calcule a variação de entalpia quando a base reage 
com o ácido para formar o correspondente sal.
NH3 + HCl → NH4Cl
2. Calcule a ΔH na reação: 
2HBr(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) + Br2(g) , conhecendo as 
seguintes energias de ligação:
Tipo de ligação Energia de ligação 
(Kcal/mol)
H – Br 87,4
Cl – Cl 57,9
H – Cl 103,1
Br – Br 46,1
3. Qual o valor da variação de entalpia da reação a 
seguir?
Dados (equações intermediárias):
4. Dado:
Calor de combustão de H2(g) = – 68 kcal/mol
Calor de combustão de CH4(g) = – 213 kcal/mol
Qual dos dois combustíveis libertaria maior quantidade 
de calor por grama?
(C = 12, H = 1)
5. Denomina-se dimerização ao processo no qual duas 
moléculas iguais reúnem-se para formar uma única 
estrutura.
31Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
Exemplo:
2NO2(g) → N2O4(g)
Determine o valor de ΔH da dimerização acima, sendo 
dadas:
Entalpia de NO2(g) = +34 kJ/mol
Entalpia de N2O4(g) = +10 kJ/mol
6. Determine a entalpia de combustão do etanol, em 
kcal/mol, sendo dados:
C2H6O(l) + 3O2(g) →2CO2(g) + 3H2O(l)
Entalpia de formação de C2H6O(l) = – 66 kcal/mol
Entalpia de formação de CO2(g) = – 94 kcal/mol
Entalpia de formação de H2O(l) = – 68 kcal/mol
7. Com relação à questão anterior, determine a entalpia 
de combustão do etanol em kcal/grama. (C = 12, O = 
16, H = 1).
8. O gás SO3, importante poluente atmosférico, é 
formado de acordo com o esquema geral:
Sabendo que o processo de oxidação de SO2 a SO3 
apresenta ΔH = –99 kJ/mol, determine a entalpia de 
um mol de SO3 gasoso.
Dado:
Entalpia de SO2 = –297 kJ/mol
SO2(g) + O2(g) → SO3(g) ΔH = –99kJ/mol
9. Dados:
Cgraf + O2(g) → CO2(g) ΔH = –94 kcal/mol
Cdiam + O2(g) → CO2(g) ΔH = –94,5 kcal/mol
Calcule o ΔH da transformação de Cgraf em Cdiam.
10. Dadas as energias de ligação:
H — H . . . . . . . . . . .104 kcal/mol
Cl — Cl . . . . . . . . . . 59 kcal/mol
Qual a ligação mais forte? Justifique.
11. Dadas as energias de ligação em kcal/mol
HF . . . . . . . . . 135
H2 . . . . . . . . . 104
F2 . . . . . . . . . 37
Determine o valor de ΔH do processo: 2HF(g) → H2(g) 
+ F2(g)
12. O valor de ΔH de uma reação química pode ser 
previsto através de diferentes caminhos. Iremos 
determinar o ΔH do processo CH4(g) + F2(g) → CH3F(g) + 
HF(g) utilizando a Lei de Hess.
Dados:
(Equação I) C(s) + 2H2(g) → CH4(g) ΔH = 
–75kJ
(Equação II) C(s) +3/2 H2(g) + 1/2F2(g) → CH3F(g) ΔH = 
–288kJ
(Equação III) 1/2H2(g) + 1/2F2(g) → HF(g) ΔH = 
–271kJ
13. A equação abaixo representa a transformação do 
óxido de ferro III em ferro metálico:
Fe2O3(s) +3 C(s) + 491,5 KJ → 2Fe(s) + 3CO(g)
A equação acima se trata de que processo? Justifique.
14. A imagem a seguir mostra a utilização de uma bolsa 
de gelo instantâneo para aliviar uma lesão no joelho.
A reação entre os componentes da bolsa produz 
uma sensação de frio. Classifique o sistema em 
endotérmico ou exotérmico e justifique sua resposta.
15. Considere o esquema a seguir, no qual estão 
demonstradas mudanças de estado físico de uma 
substância:
Dê o nome de cada mudança de estado e identifique 
os processos.
Físico-QuímicaTécnico em Química 32
FÍSICO-QUÍMICA
B. Leia atentamente as afirmativas e marque V para 
as verdadeiras e F para as falsas.
1.( ) Substâncias simples são constituídas por um 
único elemento.
2.( ) Por convenção, substâncias simples no estado 
padrão apresentam entalpia maior que zero.
3.( ) Calor de formação ou entalpia de formação 
ou ΔHf é a variação de entalpia na formação 
de 1 mol de substância composta a partir de 
substância simples no estado padrão.
4.( ) A entalpia padrão do CO2 (g), isto é, a entalpia 
do CO2(g) a 25°C e 1 atm, é numericamente 
igual ao seu Calor de Formação (25°C, 1 atm).
5.( ) A combustão da gasolina é uma reação 
química que libera energia.
6.( ) O enxofre constitui-se na matéria prima 
essencial na fabricação de H2SO4. No 
estado sólido, o enxofre apresenta as formas 
alotrópicas vermelha e branca.
7.( ) Verifica-se em laboratório que a preparação de 
uma solução aquosa de H2SO4 adição deste à 
água, causa um aumento na temperatura da 
solução quando comparada com a temperatura 
original do solvente. Trata-se, portanto, de um 
processo endotérmico.
8.( ) Uma transformação líquido → vapor é um 
processo endotérmico.
9.( ) Um processo exotérmico é aquele que ocorre 
a temperatura constante.
10.( ) Num processo endotérmico o calor é 
transferido para o meio ambiente.
C. Questões de múltipla escolha.
1. Muitos estudos têm demonstrado a necessidade 
de uma dieta alimentar balanceada para diminuir a 
incidência de doenças e aumentar a qualidade e o 
tempo de vida do homem.
Durante o intervalo, um estudante consumiu um 
lanche feito de pão e hambúrguer, 50 g de batata frita, 
1 caixinha de água de coco e 50 g de sorvete.
Considere a tabela a seguir.
Alimento Valor energético
Caixa de água de coco 42 kcal
Pão 82,5 kcal
Hambúrguer 292,5 kcal
Batata frita 6 kcal/g
Sorvete 3 kcal/g
O valor energético total, obtido pela ingestão do lanche 
é, aproximadamente, em kcal, de:
a. 426. 
b. 442. 
c. 600. 
d. 638. 
e. 867.
2. Antes de comprar um alimento, você lê o rótulo 
nutricional?
No Brasil, a Agência Nacional de Vigilância Sanitária 
(ANVISA) é o órgão responsável pela regulação da 
Rotulagem de Alimentos Industrializados. O rótulo dos 
produtos comercializados no país deve apresentar 
informações gerais, como as que aparecem na figura:
Além das informações gerais, todo alimento 
produzido, comercializado e embalado na ausência do 
cliente e pronto para ser oferecido ao consumidor deve 
conter, obrigatoriamente, a rotulagem nutricional, que é 
a descrição destinada a informar sobre as propriedades 
nutricionais de um alimento. A informação nutricional 
pode ser fornecida na forma de tabela ou por extenso 
e indica as quantidades de alguns nutrientes presentes 
em uma porção do alimento. Compreendendo as 
informações nutricionais nos rótulos de alimentos, a 
caloria está associada:
a. a quantidade de gordura que a pessoa irá adquirir 
ao consumir o alimento.
b. a quantidade de alimento que uma pessoa saudável 
pode consumir.
c. a quantidade de nutriente recomendável que uma 
pessoa saudável pode consumir.
d. a quantidade energética do alimento que uma 
pessoa irá adquirir ao consumir o alimento. 
e. a quantidade máxima de massa que uma pessoasaudável pode consumir.
3. O calor específico de uma substância é 0,5 cal/
goC. Se a temperatura de 4 g dessa substância se 
eleva de 10oC, pode-se afirmar que ela absorveu uma 
quantidade de calor, em calorias, de:
a. 20
b. 2
c. 5
d. 10
e. 0,5
33Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
4. Cedem-se 684 cal a 200g de ferro que estão a 
uma temperatura de 10oC. Sabendo-se que o calor 
específico do ferro vale 0,114 cal/goC, concluímos que 
a temperatura final do ferro será:
a. 10oC
b. 20oC
c. 30oC
d. 40oC
e. 50oC
5. A combustão completa do butano C4H10, considerado 
o principal componente do gás de cozinha, GLP, pode 
ser representada pela equação química 
C4H10 (g) + 13/2 O2 (g) → 4CO2(g) + 5H2O(g) 
Dadas as entalpias de formação a 25ºC e 1 atm, a 
entalpia da reação global, nas condições citadas, em 
kJ/mol é: 
Dados: entalpia de formação: 
C4H10(g) = – 125 kJ/mol; 
CO2(g) = – 394 kJ/mol; 
H2O(g) = – 242 kJ/mol. 
a. – 2911 kJ/mol
b. – 511 kJ/mol
c. – 2661 kJ/mol
d. – 2786 kJ/mol
e. – 1661 kJ/mol
6. Os clorofluorcarbono (CFCs) são usados 
extensivamente em aerossóis, ar condicionado, 
refrigeradores e solventes de limpeza. Os dois 
principais tipos de CFCs são o triclorofluorcarbono 
(CFCl3) ou CFC-11 e diclorodifluormetano (CF2Cl2) ou 
CFC-12. O triclorofluorcarbono é usado em aerossóis, 
enquanto que o diclorodifluormetano é tipicamente 
usado em refrigeradores. Determine o ∆H para a 
reação de formação do CF2Cl2: 
CH4(g) + 2Cl2(g) + 2F2(g) → CF2Cl2(g) + 2HF(g) + 2HCl(g) 
Dados de energia de ligação em kJ/mol: C-H (413); Cl-
Cl (239); F-F (154); C-F (485); C-Cl (339); H-F (565); 
H-Cl (427). 
a. – 234 kJ 
b. – 597 kJ 
c. – 1194 kJ 
d. – 2388 kJ
e. – 3582 kJ
7. Considerando os dados de entalpia de ligação 
abaixo, o calor associado (kJ/mol) à reação: 
CH4(g) + 4Cl2(g) → CCl4(g) + 4HCl(g) , à pressão constante, 
deverá ser : 
(C – H = 413 kJ/mol, H – Cl = 427 kJ/mol, Cl – Cl = 239 
kJ/mol, C – Cl = 339 kJ/mol) 
a. + 420 kJ/mol 
b. – 456 kJ/mol
c. + 105 kJ/mol 
d. – 105 kJ/mol 
e. + 456 kJ/mol
8. O peróxido de hidrogênio (H2O2) é um composto de 
uso comum devido a suas propriedades alvejantes e 
antissépticas. Esse composto, cuja solução aquosa 
é conhecida no comércio como “água oxigenada”, é 
preparado por um processo cuja equação global é: 
H2(g) + O2(g) → H2O2(l) 
 
Considere os valores de entalpia fornecidos para as 
seguintes reações: 
H2O(l) + 1/2O2(g) → H2O2(l) ∆Hº = +98,0 kJ.mol
-1 
H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) ∆Hº = -572,0 kJ.mol
-1 
O valor da entalpia padrão de formação do peróxido de 
hidrogênio líquido é: 
a. - 188 kJ.mol-1 
b. - 474 kJ.mol-1 
c. - 376 kJ.mol-1 
d. +188 kJ.mol-1 
9. Dadas as seguintes equações termoquímicas, a 
25ºC e 1 atm:
C2H2(g) + 5/2 O2(g) → 2CO2(g) + H2O(l) ∆H1 = – 
1301,0 kJ/mol
C2H6(g) + 7/2 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ∆H2 = – 
1560,0 kJ/mol
H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) ∆H3 = –286,0 
kJ/mol
Assinale a variação de entalpia (∆H), em kJ, para a 
reação C2H2(g) + 2H2(g) → C2H6(g).
a. – 313,0
b. – 27,0
c. + 313,0
d. + 27,0
e. – 432,0
10. Uma reação química apresentou, a 27°C, uma 
variação de entalpia igual a - 224,52 kcal e uma 
variação de entropia igual a 1,5cal/ K.mol. A variação 
da energia livre de Gibbs para essa reação é:
a. - 674,52 cal/mol
b. - 674,52kcal/mol 
c. - 224,97kcal/mol 
d. + 224,97cal/mol 
e. 674,52 kcal/mol
Físico-QuímicaTécnico em Química 34
FÍSICO-QUÍMICA
UNIDADE IV
COLOIDES
Fonte: http://www.mundoeducacao.com/quimica/gel-sol-tipos-coloides.htm
1. DEFINIÇÃO
Os coloides, ou sistemas coloidais, são misturas 
em que as partículas dispersas têm um diâmetro 
compreendido entre 1 e 1000 nanômetro (1 nm = 10-9 
m), partículas essas que podem ser átomos, íons ou 
moléculas. O nome coloide vem do grego “kolas”, que 
significa “que cola” e foi criado pelo químico escocês 
Thomas Graham, descobridor desse tipo de mistura.
 
Quando adicionamos solutos em solventes damos 
origem a três tipos de sistemas: soluções, suspensões 
e coloides (ou suspensões coloidais).
Apesar de parecerem ser homogêneos, os coloides 
são misturas heterogêneas. Suas moléculas ou 
grupos de moléculas ou íons são partículas que ficam 
dispersas e que apresentam o tamanho muito menor 
do que aquelas que podem ser vistas a olho nu, mas 
também muito maiores que moléculas individuais.
A diferença fundamental entre solução e suspensão 
é o tamanho das partículas dispersas. 
A tabela a seguir apresenta algumas das 
propriedades das dispersões: 
Tipo de 
mistura
Características das 
partículas
Efeito da luz Efeito da 
gravidade
Separação
Soluções
Átomos, íons ou 
pequenas moléculas 
(partículas menores 
que 1 nm)
Transparente Não sedimentam
Não são 
separáveis 
por filtro ou 
membrana 
semipermeável.
Coloides Moléculas grandes ou 
grupos de moléculas 
ou íons
Refletem a luz 
(efeito Tyndall) Não sedimentam
Separáveis só 
por membrana 
semipermeável.
Suspensões 
Partículas muito 
grandes e visíveis a 
olho nu (partículas 
maiores que 1000 nm)
Opacas Sedimentam 
rapidamente
Separáveis por 
filtro.
35Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
2. CLASSIFICAÇÃO DOS COLOIDES
De acordo com os estados físicos de seus 
componentes, as dispersões coloidais podem ser 
classificadas de várias maneiras, recebendo nomes 
característicos, como aerossol, emulsão, espuma, sol 
e gel. Observe cada um:
1. Aerossol:
•	 Aerossol líquido: O aerossol líquido é um lí-
quido disperso em um gás. Exemplos: nevoeiros, 
nuvem, nebulizadores usados para umidificar um 
recinto e aparelhos de aerossol usados para umi-
dificar vias aéreas. Em todos esses casos temos 
água dispersa no ar.
Temos também como exemplos os produtos de 
uso doméstico e de higiene pessoal na forma de 
spray, onde o componente ativo é disperso no ar.
•	 Aerossol sólido: É um sólido disperso em um 
gás. Exemplos: fumaça.
2. Emulsão: 
Tanto o disperso quanto o dispersante são líquidos. 
Um exemplo é o leite, que possui gorduras dispersas 
em água, pelo processo de homogeneização. Outros 
exemplos são: maionese, manteiga, cremes.
Os coloides, ou sistemas coloidais, são misturas 
em que as partículas dispersas têm um diâmetro 
compreendido entre 1 e 1000 nanômetro (1 nm = 
10-9 m), partículas essas que podem ser átomos, 
íons ou moléculas. O nome coloide vem do grego 
“kolas”, que significa “que cola” e foi criado pelo 
químico escocês Thomas Graham, descobridor 
desse tipo de mistura.
Físico-QuímicaTécnico em Química 36
FÍSICO-QUÍMICA
3. Espuma:
•	 Espuma líquida: Gás disperso em líquido. Exemplos: espuma de sabão e chantilly, sendo que o ar está 
disperso ao creme de leite.
•	 Espuma sólida: Gás disperso em sólido. Exemplos: maria-mole e pedra-pomes;
4. Sol:
•	 Sol líquido: Temos nesse caso um sólido 
disperso em um líquido. Exemplos: plasma 
sanguíneo, tintas, vidros coloridos, goma-
arábica.
•	 Sol sólido: sólido disperso em outro sólido. 
Exemplos: rubi, safira, pérola.
* Outras denominações – hidrossol, organossol 
ou aerossol – são atribuídas segundo o meio de 
dispersão utilizado: água, solvente orgânico ou ar, 
respectivamente
5. Gel:
Temos um líquido disperso em um sólido. Um 
exemplo é a gelatina, no qual a água está dispersa. 
Outros exemplos são o queijo, a geleia e o próprio 
gel para cabelos. 
37Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
3. COLOIDES REVERSÍVEIS E IRREVERSÍVEIS
•	 Coloide liófilo (reversíveis) (lios: líquido; fi-
los: amigo) é aquele em que a substância se dis-
persa espontaneamente no dispersante. Quando 
o dispersante é a água, o coloide é chamado hi-
drófilo.
Exemplos:
Sabão disperso na água, gelatina (proteína).
Algumas substâncias secas, como a gelatina 
formam coloides, quando ocorre a adição de água, 
a esse processo dá-se o nome de peptização 
(digestão), sendo que o processo inverso é conhecido 
como pectização (coagulação). Esses processos 
(esquematizados abaixo) são obtidos pela retirada 
do dispersante, pela precipitação ou por variações de 
temperatura.•	 Coloide liófobo (irreversíveis) (lios: líquido; 
fobos: aversão) é aquele em que substância não 
se dispersa espontaneamente no dispersante. 
Quando o dispersante é a água,o coloide é cha-
mado de hidrófobo.
Exemplos:
Ouro coloidal, enxofre coloidal (pouco solúvel em 
água devem ser fragmentados até atingirem o tamanho 
coloidal).
4. EFEITO TYNDALL
Este fenômeno foi descrito pela primeira vez em 
1857, pelo físico e químico inglês Michael Faraday 
(1791-1867). Mas ele foi explicado pelo físico irlandês 
John Tyndall (1820-1893) e por isto este efeito leva o 
seu nome. 
O Efeito Tyndall ocorre quando há a dispersão 
da luz pelas partículas coloidais. Neste caso, 
é possível visualizar o trajeto que a luz faz, pois 
estas partículas dispersam os raios luminosos.
Podemos observar este efeito no dia a dia quando 
a luz solar passa por uma fresta e vemos as partículas 
de poeira dispersas no ar, ou quando a luz dos faróis 
dos carros atravessam as gotículas de água da neblina.
5. MOVIMENTO BROWNIANO
O primeiro a observar cientificamente o movimento 
foi o biólogo Robert Brown, que achou se tratar de uma 
nova forma de vida, pois ainda não se tinha completa 
ciência da existência de moléculas, e as partículas 
pareciam descrever movimentos por vontade própria. 
Nos coloides, as partículas dispersas estão em 
movimento constante e aleatório (em zigue-zague) 
devido às moléculas do fluido estarem constantemente 
a colidir contra elas. É por essa razão que as partículas 
dispersas não se depositam no fundo do recipiente sob 
a ação da gravidade. Esse fenômeno recebeu o nome 
de movimento browniano.
IDEIAS-CHAVE
Soluções, suspensões e coloides; Classificação 
dos coloides; Aerossol; Emulsão; Espuma; Sol; Gel; 
Físico-QuímicaTécnico em Química 38
FÍSICO-QUÍMICA
Coloides reversíveis e irreversíveis; Coloide liófilo; 
Coloide liófobo; Efeito Tyndall; Movimento browniano.
RECAPITULANDO...
•	 Os coloides são misturas em que as partículas 
dispersas têm um diâmetro compreendido entre 1 
e 1000 nanômetro.
•	 Quando adicionamos solutos em solventes, 
damos origem a três tipos de sistemas: soluções, 
suspensões e coloides.
•	 Os coloides são misturas heterogêneas.
•	 A diferença fundamental entre solução e sus-
pensão é o tamanho das partículas dispersas. 
•	 O aerossol líquido é um líquido disperso em 
um gás.
•	 Aerossol sólido: É um sólido disperso em um 
gás.
•	 Emulsão: Tanto o disperso quanto o disper-
sante são líquidos.
•	 Espuma líquida: Gás disperso em líquido.
•	 Espuma sólida: Gás disperso em sólido.
•	 Sol líquido: Temos nesse caso um sólido dis-
perso em um líquido.
•	 Sol sólido: sólido disperso em outro sólido.
•	 Gel: Temos um líquido disperso em um sólido.
•	 Coloide liófilo (reversíveis) é aquele em que 
a substância se dispersa espontaneamente no 
dispersante. Quando o dispersante é a água, o co-
loide é chamado hidrófilo.
•	 Coloide liófobo (irreversíveis) é aquele em que 
substância não se dispersa espontaneamente no 
dispersante. Quando o dispersante é a água,o co-
loide é chamado de hidrófobo.
•	 Substâncias secas, como a gelatina formam 
coloides, quando ocorre a adição de água, a esse 
processo dá-se o nome de peptização (digestão), 
sendo que o processo inverso é conhecido como 
pectização (coagulação).
•	 O Efeito Tyndall ocorre quando há a dispersão 
da luz pelas partículas coloidais.
•	 Movimento browniano: As partículas dispersas 
estão em movimento constante e aleatório (em zi-
gue-zague) devido às moléculas do fluido estarem 
constantemente a colidir contra elas.
PARA FIXAR O CONTEÚDO
A. Questões discursivas
1. A fumaça é constituída por um conjunto de 
substâncias emitidas no processo de queima da 
madeira, ela se classifica como uma dispersão coloidal. 
Quantos estados físicos da matéria estão presentes na 
fumaça?
2. Classifique os coloides representados pelas 
imagens a seguir (aerossol, emulsão, espuma, sol, 
gel), considerando o tipo de partícula coloidal e o meio 
no qual está dissolvida (meio dispergente).
a. Creme de barbear
b. Geleia 
c. Leite de magnésia
d. Lata de spray
39Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
e. Manteiga
3. Muitas dispersões coloidais não podem ser 
identificadas apenas pela aparência. Uma dispersão 
coloidal bastante curiosa é a formada por partículas 
de ouro em água, que, contrariando nossa lógica, 
se apresenta como um líquido bonito e límpido, sem 
nenhum traço de turbidez e na cor vermelha, azul 
ou roxa, dependendo do tamanho das partículas 
de ouro. Para mostrar facilmente que tal sistema é 
uma dispersão coloidal, basta usar o efeito Tyndall. 
 
Explique o que é o efeito Tyndall e se as soluções 
(misturas homogêneas) também apresentam esse 
efeito, ou não, e por quê.
4. Uma emulsão coloidal é composta de, pelo menos, 
3 fases: 
I. Fase dispergente (dispersante), externa ou 
contínua. E constituída pelo líquido que está 
presente em maior proporção e no qual se 
encontra disperso o segundo líquido sob a 
forma de partículas. É possível percorrer a 
fase dispersante de um ponto a outro, sem 
interrupção.
II. Fase dispersa, interna ou descontínua. É 
constituída por partículas do líquido disperso 
na forma de gotículas. A passagem, de uma 
partícula a outra partícula, só é possível 
atravessando a fase dispersante.
III. Fase interfacial, formada por um (ou mais) 
agente emulsionante ou tensoativo, que 
envolve cada partícula dispersa.
 
Os cremes cosméticos são constituídos de uma 
emulsão base na qual são incorporadas outras 
substâncias para as mais diversas finalidades.
A fase dispergente dessa emulsão base deve 
ser adequada ao tipo de pele do consumidor, à sua 
idade e ao clima onde será utilizado o cosmético. 
Normalmente em países de clima úmido e quente são 
mais adequadas as emulsões do tipo óleo em água 
(O/A), onde a fase dispergente é a água, e em países 
de clima seco e frio são mais adequadas as de água 
em óleo (A/O), onde a fase dispergente é o óleo. A 
esse respeito responda: 
Explique o que significam os termos liófilo ou hidrófilo 
e liófobo ou hidrófobo. 
5. Defina os processos dê:
a. Peptização
b. Pectização
6. Na maioria dos casos, quando as diferenças de 
densidades não são muito grandes, uma mistura de 
dois ou mais gases é homogênea e corresponde a uma 
solução; o ar atmosférico, porém, não é uma solução 
porque não é apenas uma mistura de gases. 
Devido à presença de partículas sólidas de poeira 
dispersas em meio a substâncias gasosas (mesmo no 
ambiente mais “natural” e selvagem), o ar atmosférico 
é uma dispersão coloidal. Uma análise da composição 
dessa poeira indica várias origens “naturais”: a ação dos 
ventos sobre desertos e descampados, as emanações 
de cinzas e pó dos meteoritos que se pulverizam ao 
penetrar na atmosfera, o pólen das plantas etc. 
Ocorre que, em certas regiões, tudo isso somado 
representa muito pouco em relação à poluição que o 
ser humano vem causando, despejando fumaça pelas 
chaminés das indústrias e pelo cano de escapamento 
dos veículos de transporte. 
Em grandes concentrações urbanas nas regiões 
industriais de clima frio, a quantidade de poeira 
dispersa na atmosfera começa a assumir gravidade 
que beira à calamidade. Cidades como São Paulo, 
Tóquio e Los Angeles produzem enorme quantidade 
de fumaça, proveniente dos automóveis e das fábricas. 
Essas impurezas, somadas ao pó natural, 
frequentemente ficam retidas e misturadas com 
a neblina (umidade condensada em camadas 
superiores). 
O resultado é o sufocante smog, palavra formada 
pela combinação das palavras inglesas smoke 
(fumaça) e fog (neblina). 
Em relação ao que foi descrito, responda: 
a. Qual o disperso e o dispergente que constituem o ar 
atmosférico? 
b. Qual a classe a que pertence essa dispersão 
coloidal (quanto à fase de agregação do disperso e do 
dispergente)?
7. O amido, (C6H10O5)n, é um açúcar complexo, ou 
seja, uma macromolécula formada pela união de um 
número muito grande (n) de moléculas de glicose, 
C6H12O6, um açúcar simples. 
Quandoas moléculas de glicose se unem para formar 
macromoléculas, elas o fazem de duas maneiras 
distintas: 
Físico-QuímicaTécnico em Química 40
FÍSICO-QUÍMICA
– formam longas cadeias lineares, denominadas 
amilose (menos solúveis em água); 
– formam cadeias ramificadas, denominadas 
amilopectina (mais solúveis em água). 
As moléculas de amilose e de amilopectina 
estabelecem entre si ligações do tipo pontes de 
hidrogênio ou resultantes do aparecimento de forças 
de van der Waals, Por isso elas se agregam em 
pequenos grânulos de amido de tamanho entre 2 e 50 
micrometros. 
Nas partes em que há formação de pontes de 
hidrogênio, os agrupamentos são organizados e 
os grânulos são cristalinos. Nas partes em que há 
ligação de van der Waals, os agrupamentos são 
desorganizados e os grânulos são amorfos e mais 
frágeis. 
Para fazer o mingau, dissolvemos uma pequena 
quantidade de amido de milho em leite (87% de água), 
adoçamos a gosto e levamos ao fogo.
O calor fornece energia para as moléculas de 
água existentes no leite. As ligações de van der Waals 
existentes no amido são rompidas e substituídas por 
pontes de hidrogênio entre as moléculas de água e as 
macromoléculas de amido. 
Assim, numa temperatura entre 60°C e 65°C, a água 
passa a penetrar nos grânulos de amido que incham, 
formando uma dispersão coloidal, cuja viscosidade 
máxima é atingida entre 79°C e 96°C. Em relação a 
essa dispersão, indique: 
a. O disperso e o dispergente depois de formada a 
dispersão coloidal, ou seja, no mingau pronto. 
b. A classe a que pertence a dispersão coloidal final.
8. O texto a seguir foi retirado do livro Cotidiano e 
Educação em Química, de Mansur Lutfi, editora Unijuí. 
“O creme de leite, quando batido convenientemente, se 
transforma em chantilly pela incorporação de grande 
quantidade de ar, formando uma espuma cujo volume 
é várias vezes maior que o volume original. 
Um chantilly industrializado [...] vendido em potes 
de plástico, traz indicado na embalagem o volume: 2 
litros, ao invés do peso. 
Por que isso ocorre? 
É uma regra do mercado: tudo o que é bastante 
denso é vendido por peso (massa); tudo o que é pouco 
denso (leve) é vendido por volume! 
Veja o caso dessas duas mercadorias: o éter etílico 
(d = 0,71) é vendido por litro por ser menos denso que 
a água; já o clorofórmio, cuja densidade é à mesma 
temperatura d = 1,41, ou seja, maior que a da água, é 
vendido por quilograma. 
Vejamos como essa regra se aplica a outros 
alimentos: o pão, por exemplo. O pão é vendido por 
volume. Embora haja tabela de preço por peso afixada, 
a compra se dá por unidades. Como ninguém pesa o 
pão, há a tentação e a prática de inchá-lo ao máximo, 
para parecer melhor. E os sorvetes? Como ninguém 
pesa o sorvete ao comprá-lo, vários aditivos cumprem 
a função de deixá-lo o mais leve possível. Tão macio! 
Para isso, os estabilizantes de espuma mantêm uma 
estrutura que retém o ar dentro dele. 
Esses três exemplos mostram como conseguem 
nos vender ar.” Em relação ao texto, responda aos 
itens a seguir. 
a. Dentre os produtos citados, chantilly, pão e sorvete, 
quais podem ser classificados como dispersões 
coloidais? 
b. Identifique o disperso e o dispergente que constituem 
os produtos que foram classificados como dispersões 
coloidais no item anterior. 
c. Em relação à fase de agregação do disperso e do 
dispergente das dispersões coloidais do item anterior, 
indique a classe a que elas pertencem (sol, gel, 
emulsão etc.).
B. Leia atentamente as afirmativas e marque V para 
as verdadeiras e F para as falsas.
1.( ) O disperso (soluto) de uma solução verdadeira 
pode ser separado por uma filtração.
2.( ) Peptização é a passagem do coloide gel 
(gelatina sólida) para sol (gelatina líquida).
3.( ) A dispersão da luz pelas partículas de um 
coloide chama-se efeito Tyndall.
4.( ) Efeito Tyndall é o movimento desordenado e 
contínuo das partículas que constituem um 
coloide.
5.( ) São coloides: leite, fumaça e neblina.
6.( ) Em uma emulsão, a fase dispersa é sólida e o 
dispergente é líquido.
7.( ) São coloides: gelatina, açúcar e cola.
8.( ) De maneira geral, um coloide se precipita.
9.( ) A característica que melhor diferencia soluções 
de dispersões coloidais e de suspensões é as 
dimensões das partículas.
10.( ) A fumaça emitida pelas chaminés de algumas 
indústrias é uma emulsão.
C. Questões de múltipla escolha.
1. Durante a utilização de um extintor de incêndio 
de dióxido de carbono, verifica-se formação de um 
aerossol esbranquiçado e também que a temperatura 
do gás ejetado é consideravelmente menor do que a 
temperatura ambiente. 
41Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
Considerando que o dióxido de carbono seja puro, 
assinale a opção que indica a(s) substância(s) que 
torna(m) o aerossol visível a olho nu.
a. Água no estado líquido.
b. Dióxido de carbono no estado líquido.
c. Dióxido de carbono no estado gasoso.
d. Dióxido de carbono no estado gasoso e água no 
estado líquido.
e. Dióxido de carbono no estado gasoso e água no 
estado gasoso.
2. Os sistemas coloidais estão presentes, no cotidiano, 
desde as primeiras horas do dia, na higiene pessoal 
(sabonete, xampu, pasta de dente e creme de 
barbear), na maquiagem (alguns cosméticos) e no 
café da manhã (manteiga, cremes vegetais e geleias 
de frutas). No caminho para o trabalho (neblina e 
fumaça), no almoço (alguns temperos e cremes) e 
no entardecer (cerveja, refrigerante ou sorvetes). Os 
coloides estão ainda presentes em diversos processos 
de produção de bens de consumo como, por exemplo, 
o da água potável. São também muito importantes os 
coloides biológicos tais como o sangue, o humor vítreo 
e o cristalino.
Fonte: Adaptado de JAFELICI J., M., VARANDA, L. C. Química Nova Na Escola. O mundo 
dos coloides. n. 9, 1999, p. 9 a 13.
Com base no texto e nos conhecimentos sobre 
coloides, é correto afirmar:
a. A diálise é um processo de filtração no qual 
membranas especiais não permitem a passagem 
de solutos, mas sim de coloides que estão em uma 
mesma fase dispersa.
b. As partículas dos sistemas coloidais são tão pequenas 
que a sua área superficial é quase desprezível.
c. As partículas coloidais apresentam movimento 
contínuo e desordenado denominado movimento 
browniano.
d. O efeito Tyndall é uma propriedade que se observa 
nos sistemas coloidais e nos sistemas de soluções, 
devido ao tamanho de suas partículas.
e. Os plásticos pigmentados e as tintas são exemplos 
excluídos dos sistemas coloidais.
3. A nanotecnologia e as nanociências contemplam 
o universo nanométrico, no qual a dimensão física 
é representada por uma unidade igual a 10–9 m. O 
emprego da nanotecnologia tem trazido grandes 
avanços para a indústria farmacêutica e de cosmético. 
As nanopartículas são, contudo, velhas conhecidas, 
uma vez que nas dispersões coloidais elas são as 
fases dispersas. Analisando-se as combinações,
podem constituir dispersões coloidais apenas
a. II e IV.
b. I, II e III.
c. I, IV e V.
d. I, II, IV e V.
e. II, III, IV e V.
4. Maionese e mistura de sal e óleo constituem, 
respectivamente, exemplos de sistemas:
a. Coloidal e coloidal.
b. Coloidal e heterogêneo.
c. Homogêneo e heterogêneo.
d. Coloidal e homogêneo.
e. Homogêneo e homogêneo.
5. Em relação às afirmações:
I. Sol é uma dispersão coloidal na qual o dispergente e 
o disperso são sólidos.
II. Gel é uma solução coloidal na qual o dispergente é 
sólido e o disperso é líquido.
III. A passagem de sol para gel é chamada pectização.
IV. A passagem de gel para sol é chamada peptização.
São corretas as afirmativas:
a. I e II
b. II e III
c. I, II e IV
d. II, III e IV
e. Todas
6. As proteínas formam, em solução aquosa, coloides: 
 
a. hidrófilo 
b. hidrófobo
c. diálise 
d. eletrodiálise 
e. eletrólise
7. Quando se dispersam, em água, moléculas ou íons 
que têm em sua estrutura extremidades hidrofóbicas e 
hidrofílicas, a partir de uma determinada concentração, 
há agregação e formação de partículas coloidais, 
denominadas micelas,tal propriedade é típica de 
moléculas de:
Físico-QuímicaTécnico em Química 42
FÍSICO-QUÍMICA
a. lipídio
b. aminoácido
c. sabão
d. hidrocarboneto alifático
e. hidrogênio
8. O colágeno é a proteína mais abundante no corpo 
humano, fazendo parte da composição de órgãos e 
tecidos de sustentação. Apesar de não ser comestível, 
seu aquecimento em água produz uma mistura de 
outras proteínas comestíveis, denominadas gelatinas. 
Essas proteínas possuem diâmetros médios entre 1 
nm e 1000 nm e, quando em solução aquosa, formam 
sistemas caracterizados como:
 
a. soluções verdadeiras. 
b. dispersantes. 
c. coagulantes. 
d. homogêneos. 
e. coloides.
9. O nome que se dá ao sistema coloidal de um dis-
perso sólido num dispersante líquido, de modo que o 
sistema não tome uma forma definida é: 
a. gel 
b. sol 
c. emulsão 
d. pectização 
e. homogenização
10. Alguns medicamentos trazem no rótulo “agite 
antes de usar”. Esse procedimento é necessário se o 
medicamento for uma: 
a. mistura homogênea. 
b. suspensão. 
c. solução. 
d. dispersão coloidal.
e. peptização.
ANOTAÇÕES ESPECIAIS:
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FÍSICO-QUÍMICA
UNIDADE V
PROPRIEDADES COLIGATIVAS
Fonte: http://www.mundoeducacao.com/quimica
Propriedades Coligativas são aquelas 
propriedades das substâncias puras que são 
modificadas quando se adiciona um soluto não volátil 
a elas.
Essas propriedades, portanto, não são explicadas 
pela natureza da substância, mas sim pela quantidade 
de suas moléculas, partículas ou átomos.
Estudaremos as quatro propriedades coligativas 
Tonoscopia, Ebulioscopia, Crioscopia e Osmoscopia.
1. PRESSÃO MÁXIMA DE VAPOR
Imagine um cilindro fechado contendo um líquido, 
com um espaço vazio acima da altura do líquido, e um 
manômetro. Com o nível de mercúrio dos dois ramos 
na mesma altura (figura a). 
Primeiramente, as moléculas do líquido se 
deslocam para o espaço vazio do cilindro, formando a 
fase gasosa. A pressão exercida pelo vapor do líquido 
é medida pelo manômetro. Notamos que o nível do 
mercúrio sobe até certo ponto onde estaciona (figura 
b). A pressão exercida pelo vapor do líquido é medida 
pelo desnível h ente os dois níveis de mercúrio. 
Físico-QuímicaTécnico em Química 44
FÍSICO-QUÍMICA
Até que a velocidade de vaporização atinja o 
equilíbrio, ela é maior que a velocidade de condensação. 
Conforme a quantidade de vapor aumenta, a pressão 
do vapor também aumenta. A partir do momento em que 
o equilíbrio é alcançado, a concentração de moléculas 
na fase de vapor torna-se constante e a pressão não 
aumenta mais, ou seja, o seu valor máximo é atingido. 
Como a superfície do líquido e a temperatura não 
se alteram, a velocidade de vaporização é constante. 
A velocidade de condensação torna-se igual à 
velocidade de vaporização no equilíbrio, ou seja, 
o número de moléculas que abandonam o líquido 
se iguala ao número de moléculas que voltam 
para o líquido. 
A pressão máxima do vapor também pode ser 
chamada de pressão de vapor ou pressão de vapor 
de equilíbrio. Tal pressão é aquela que é exercida pelo 
vapor em equilíbrio com o seu líquido. 
Quando o vapor está em equilíbrio com o seu 
líquido, ele é denominado vapor saturante.
2. PRESSÃO MÁXIMA DE VAPOR E A TEMPERATURA 
DE EBULIÇÃO
Um líquido entra em ebulição quando a pressão 
de vapor do líquido torna-se igual à pressão existente 
sobre a superfície do líquido. 
Quanto maior for à pressão de vapor nas condições 
ambientes, o líquido ferverá mais facilmente, isto 
significa que, quanto menor for o ponto de ebulição, 
mais volátil será o líquido. 
Desse modo, sob uma temperatura de 20°C, a 
pressão máxima de vapor de água é 17,5 mmHg e a 
pressão máxima de vapor do álcool é 44 mmHg. 
Observe no gráfico que, ao nível do mar (760 
mmHg), o álcool etílico ferve a 78,3°C, e a água ferve 
a 100°C. Portanto, conforme a temperatura aumenta, a 
pressão máxima de vapor também aumenta. O álcool 
etílico entraem ebulição sob a temperatura de 78,3°C, 
pois nesta temperatura a sua pressão máxima de 
vapor se iguala à pressão atmosférica (760 mmHg à 
nível do mar). Já a pressão máxima de vapor da água 
se iguala a 760 mmHg sob a temperatura de 100°C.
45Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
Fonte: http://www.mundoeducacao.com/upload/conteudo/images
O princípio de funcionamento da panela de pressão
A história da panela de pressão começa pelo 
alto, nas montanas. Os alpinistas quando estavam a 
grandes altitudes, precisavam cozinhar alguma coisa 
para comer, nunca conseguiam. Isso porque em altas 
altitudes a pressão atmosférica é muito menor. 
E, como a pressão é menor, a água entra em 
ebulição à temperatura muito baixa do que ao nível 
do mar, que é de 100° C. Foi ai, que numa solução 
simples: transformar a pressão no interior da panela 
idêntica à pressão ao nível do mar. 
Foi este principio utilizado pelo francês Denis 
Papin, em 1679, o inventor da panela de pressão e um 
dos pioneiros do motor a vapor. Em 1697, demonstrou 
em Londres a sua marmita a vapor, um recipiente 
com tampa hermeticamente fechada, que aumentava 
consideravelmente a pressão no interior e o ponto de 
ebulição da água. 
O princípio da marmita a vapor foi mais usado na 
indústria do que nas cozinhas, até ao século XX. Surge 
então nos EUA a moderna panela de pressão. Muitos 
dos fabricantes começaram a produzi-las após a II 
Guerra Mundial, salientando a economia em tempo e 
combustível. 
Físico-QuímicaTécnico em Química 46
FÍSICO-QUÍMICA
O funcionamento baseia-se nos seguintes 
aspectos: a tampa possui uma borracha responsável 
pela vedação total da panela, impedindo que o vapor 
de água escape. Com isso, a pressão interna da 
panela vai aumentando à medida que aquece esse 
sistema. Visto que está sob uma pressão maior 
que a pressão atmosférica, a água não entra em 
ebulição em 100ºC, mas sim em temperaturas mais 
elevadas, o que faz com que o alimento cozinhe 
mais rápido.
A pressão atmosférica ao nível do mar é 1 atm e, 
dentro da panela, ela pode atingir valores entre 1,44 e 
2,0 atm, resultando em temperaturas de ebulição de 
cerca de 120ºC.
Essa pressão atinge um determinado limite e 
empurra a válvula com pino que fica na tampa da 
panela. Assim, qualquer vapor em excesso é liberado 
por essa válvula, impedindo que a pressão extrema 
faça a panela explodir.
As panelas de pressão ainda possuem uma válvula 
de segurança. Se não lavarmos direito a válvula com 
pino, pedaços de comida podem entupi-lo e, então, a 
válvula de segurança será acionada, impedindo que a 
panela exploda.
“A explosão de uma panela de pressão é muito 
violenta, podendo levar a graves ferimentos e até 
à morte. Por isso, não se descuide!”
3. DIAGRAMA DE FASES
Em toda mudança de estado existe um equilíbrio 
entre as fases envolvidas. A diferentes pressões, 
essas mudanças de fase ocorrem em diferentes 
temperaturas.
Os três estados físicos podem coexistir em 
equilíbrio, certas condições de pressão e temperatura, 
chamado ponto triplo.
O gráfico que representa as fases da matéria 
termodinamicamente em função da pressão e da 
temperatura é chamado de diagrama de fases.
A curva 1, que delimita as regiões das fases sólida e 
líquida, representa a curva de fusão, onde os estados 
sólido e líquido da substância estão em equilíbrio.
 
A curva 2, que delimita as regiões das fases líquido 
e vapor, representa a curva de vaporização, onde os 
estados líquido e vapor estão em equilíbrio. 
 
A curva 3, que delimita as regiões das fases sólida 
e vapor, representa a curva de sublimação, onde os 
estados sólido e vapor estão em equilíbrio. 
 
 O ponto P é um ponto comum às três curvas e é 
denominado ponto triplo, neste ponto as três fases – 
sólido, líquido e gasoso, estão em equilíbrio. 
 
 O ponto triplo da água ocorre sob a temperatura 
0,01°C e 0,006 atm.
Diagrama de fases da água
4. TONOSCOPIA OU TONOMETRIA
47Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
A tonometria estuda o abaixamento da pressão 
máxima de vapor de um solvente por adição de um 
soluto não volátil.
Por exemplo, você já percebeu que quando 
estamos fazendo café e acrescentamos açúcar a uma 
quantidade de água que está iniciando fervura, ela 
para de ferver.
Com o aumento da temperatura, as moléculas 
de água recebem energia suficiente para romperem 
suas ligações intermoleculares e escaparem para 
fora da massa líquida. Entretanto, ao adicionarmos 
o açúcar, as suas moléculas irão interagir com as 
moléculas de água, aumentando a quantidade de 
interações intermoleculares. Assim, será mais difícil 
passar para o estado de vapor. Para entrar em 
ebulição será preciso fornecer mais energia para as 
moléculas de água, o que significa aumentar ainda 
mais a temperatura do sistema.
Esse fenômeno não ocorre somente nos pontos 
próximos ao ponto de ebulição, mas em qualquer 
temperatura do líquido. Se compararmos, a uma 
determinada temperatura, a pressão de vapor do 
líquido antes e depois de adicionarmos o soluto, 
sempre a pressão máxima de vapor do líquido puro 
será maior que a da solução. 
Além disso, outra coisa que sempre iremos observar 
é que a solução mais concentrada é sempre menor 
que a solução mais diluída, ou seja, quanto mais 
acrescentarmos açúcar, mais a pressão de vapor irá 
diminuir. Isso nos mostra que a pressão de vapor do 
líquido é inversamente proporcional ao número de mol 
de partículas do soluto dispersas na solução.
É por isso que a tonoscopia é uma propriedade 
coligativa, isto é, ela não depende da natureza da 
substância, mas sim da quantidade de partículas 
adicionadas em determinado volume de solvente.
5. EBULIOSCOPIA E EBULIOMETRIA
Ebuliometria é o estudo do aumento da 
temperatura de ebulição de um solvente quando 
nele se dissolve uma substância não volátil.
Ebulioscopia ou Ebuliometria é a propriedade 
coligativa que estuda a elevação da temperatura 
de ebulição do solvente em uma solução. Para que 
um líquido entre em ebulição é necessário aquecê-
lo até que a pressão de vapor fique igual à pressão 
atmosférica, até aí tudo bem, mas quando existem 
partículas insolúveis em meio ao solvente o processo 
é dificultado, a Ebulioscopia surge então para explicar 
este fenômeno.
Um exemplo de Ebulioscopia surge no preparo 
do café: quando adicionamos açúcar na água que 
estava prestes a entrar em ebulição. Os cristais de 
açúcar antes de serem dissolvidos pelo aquecimento 
constituem partículas que retardam o ponto de ebulição 
da água, ou seja, o líquido vai demorar um pouco mais 
a entrar em ebulição.
 
 Essa propriedade foi estudada pelo cientista francês 
François Marie Raoult (1830-1901) e seus estudos o 
levaram à seguinte conclusão:
 
Quando o ponto de ebulição de um líquido é 
elevado pela presença de um soluto não volátil, o 
novo valor é diretamente proporcional ao número 
de mols da solução.
No dia a dia, essa propriedade coligativa é vista, 
por exemplo, ao se fazer café. Quando a água está 
para entrar em ebulição e adicionamos o açúcar, ela 
não ferve mais. É necessário que se aumente ainda 
mais a temperatura do sistema para que a solução 
entre em ebulição.
A energia necessária para que as moléculas 
Físico-QuímicaTécnico em Química 48
FÍSICO-QUÍMICA
passem do estado líquido para o de vapor é maior em 
uma solução do que em uma substância pura, já que a 
interação das partículas do solvente com as do soluto 
diminui a probabilidade de vaporização do solvente.
É por isso que a queimadura com calda de um doce 
é muito mais grave do que se fosse apenas água. Ao 
nível do mar, a água permanece no estado líquido 
apenas até 100°C, que é seu ponto de ebulição. Mas 
a calda não, ela terá um ponto de ebulição muito maior 
que 100°C e ficará no estado líquido por mais tempo.
Essa propriedade, como todas as outras propriedades 
coligativas, não depende da natureza da substância, 
mas apenas da quantidade de partículas do sistema.
6. CRIOSCOPIA E CRIOMETRIA
A crioscopia é o estudo doabaixamento da 
temperatura de fusão ou de solidificação de um 
líquido quando ele é misturado com um soluto 
não volátil.
O ponto de fusão ou de solidificação da água ao 
nível do mar é 0ºC. No entanto, se adicionarmos sal 
na água, será necessário fornecer uma temperatura 
abaixo de zero para que a mistura congele.
É por isso que a água do mar em lugares frios 
permanece líquida mesmo em temperaturas tão 
baixas. As camadas de gelo que se formam, como 
os icebergs, são constituídas apenas por água pura, 
enquanto que o restante que permanece no estado 
líquido é água que contém diversos sais, sendo que o 
principal é o NaCl. 
Isso mostra que as partículas do soluto 
dificultam a cristalização do solvente e assim 
diminuem a sua temperatura de congelamento.
A tabela abaixo representa bem esse fato. Nela são 
mostrados os pontos de fusão da água pura, da água 
com ureia, da água com glicose e da água com cloreto 
de sódio. Veja que independentemente do soluto que 
foi adicionado, a temperatura de fusão passou a ser a 
mesma nas soluções.
Observe dois fatores: o ponto de fusão do solvente 
puro é menor do que os das soluções e que quando 
adicionamos mais soluto (como mostra o caso da 
glicose), tornamos o meio mais concentrado e o ponto 
de fusão diminui ainda mais.
A seguir, temos a representação das curvas 
de pressão de vapor referentes ao solvente puro 
e às soluções:
49Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
7. OSMOSCOPIA E OSMOMETRIA
A osmose é uma propriedade coligativa que 
corresponde ao surgimento da pressão osmótica de 
soluções. Osmose é quando, o solvente passa de um 
meio menos concentrado, para um mais concentrado 
graças a uma membrana semipermeável. 
A osmoscopia foi primeiramente descrita por J. 
A. Nollet, que em uma experiência colocou vinho 
num cilindro, fechou a boca do mesmo com uma 
bexiga animal e mergulhou-o em água pura. A bexiga 
inchou consideravelmente, algumas vezes chegando 
a romper. A membrana animal era semipermeável, a 
água pôde atravessá-la, mas o álcool, não. 
A osmose é realizada com o auxílio de uma 
membrana semipermeável permite a passagem do 
solvente e não permite a passagem do soluto. Existem 
muitos tipos dessas membranas, exemplos: Papel 
celofane, bexiga animal, paredes de células.
Fonte: http://www.brasilescola.com/quimica/osmose.htm
Osmose é a passagem do solvente (água pura) pela 
membrana semipermeável (MSP). A passagem se dá 
da solução mais diluída para a mais concentrada.
O fluxo de água é mais intenso no sentido da 
solução. Quando os fluxos se igualarem não haverá 
alterações nos níveis dos líquidos.
•	 Pressão osmótica 
A pressão osmótica é a pressão que deve ser 
exercida sobre a solução para evitar a entrada do 
solvente. Quanto maior a pressão osmótica maior será 
a tendência do solvente para entrar na solução.
A pressão osmótica pode ser medida aplicando-se 
uma pressão externa que bloqueie a osmose.
Físico-QuímicaTécnico em Química 50
FÍSICO-QUÍMICA
 
Fonte: http://www.brasilescola.com/quimica/osmose.htm
 
 Observe que a osmose foi bloqueada devido à 
pressão exercida (peso) sobre a solução.
Conheçamos os seguintes conceitos:
•	 Solução hipertônica: Solução que está mais 
concentrada em soluto que o meio;
•	 Solução hipotônica: Solução que está menos 
concentrada em soluto que o meio;
•	 Solução Isotônica: Quando a concentração 
de soluto na célula e no meio são iguais.
O nosso sangue apresenta uma pressão osmótica 
de cerca de 7,8 atm, sendo que as hemácias ou 
glóbulos vermelhos também. Isso permite a passagem 
fácil de moléculas de água para dentro e para fora 
das hemácias. É por isso que o soro fisiológico e 
as injeções intravenosas devem possuir a mesma 
pressão do sangue. Dessa forma, dizemos que o 
soro e os glóbulos vermelhos são isotônicos.
Mas, se a pressão osmótica for diferente, isso 
afetará gravemente as hemácias. Por exemplo, se o 
soro for mais diluído, haverá osmose ou a passagem 
de água para dentro da hemácia, fazendo com que ela 
inche e possa até estourar. Nesse caso, dizemos que 
o meio é hipotônico.
Já se ocorrer o contrário, se o soro estiver 
mais concentrado, a hemácia perderá água para o 
meio externo, murchando. Temos, então, um meio 
hipertônico.
Fonte: http://www.cientic.com
Outro exemplo é a ascensão da seiva nas plantas. 
As raízes das árvores funcionam como uma membrana 
semipermeável permitindo a passagem de água, ureia 
e outras substâncias, mas impedindo a passagem de 
íons sódio, glicose e outros. Como a solução que está 
dentro da raiz da planta é mais concentrada que a da 
terra, ocorre à passagem de água pela raiz para dentro 
da planta.
Para que essa água suba e atinja todas as 
regiões da planta, a pressão osmótica pode atingir 
valores de 50 atm.
51Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
Fonte: http://www.brasilescola.com/quimica
A hemodiálise também se baseia nesse mesmo 
princípio da osmose, com a única diferença de que 
não ocorre a passagem somente do solvente pela 
membrana, mas também as partículas do soluto 
(entre elas, os resíduos tóxicos produzidos em 
nosso organismo). 
O sangue da pessoa é bombeado para um tubo 
revestido de uma membrana semipermeável, imerso 
em uma solução com componentes do plasma 
sanguíneo. As partículas dos resíduos tóxicos 
presentes no sangue da pessoa passam através da 
membrana (processo de osmose), sendo eliminados. 
Já o sangue limpo volta para o corpo do paciente. 
Como as células sanguíneas, as proteínas e outros 
componentes são grandes, eles não passam pelos 
poros da membrana.
•	 Osmose reversa
A osmose reversa acontece em sentido contrário 
ao da osmose. Nela, o solvente se desloca no 
sentido da solução mais concentrada para a menos 
concentrada, isolando-se assim, o soluto.
O processo de osmose reversa tem sido usado 
com o intuito de “potabilizar” a água por meio da 
dessalinização. A osmose reversa se dá por influência 
da pressão osmótica que se aplica sobre a superfície 
na qual se encontra a solução hipertônica, o que 
impede do solvente, no caso a água, ser transportado 
para o meio mais concentrado. Isso permite que 
a água chamada doce, vá sendo isolada do sal. Tal 
processo passou a ser usado pelos cientistas por volta 
da década de 60.
Atualmente, a osmose reversa é considerada uma 
saída para o problema previsto da escassez vindoura 
de água. E no presente momento, a ausência de 
água potável em diversas regiões do globo estimula a 
utilização desta técnica.
As principais aplicações da osmose reversa são as 
seguintes:
•	 Na dessalinização de águas salobras. Tem 
sido usado no nordeste do Brasil como solução 
para a problemática da seca nessa região;
•	 É utilizada na fabricação de alguns tipos de 
bebidas, como certas águas minerais;
•	 Na saúde, recebe destaque, principalmente, 
nos processos de hemodiálise;
•	 Usada em laboratórios químicos para efetuar 
análises.
IDEIAS-CHAVE
Pressão máxima de vapor e a temperatura de ebulição, 
O princípio de funcionamento da panela de pressão, 
Diagrama de fases, Tonoscopia, Ebulioscopia, 
Crioscopia, Osmose, Osmose reversa.
Físico-QuímicaTécnico em Química 52
FÍSICO-QUÍMICA
RECAPITULANDO...
•	 Propriedades Coligativas são aquelas 
propriedades das substâncias puras que são 
modificadas quando se adiciona um soluto não 
volátil a elas.
•	 Pressão máxima de vapor da substância é 
a maior pressão que seus vapores exercem em 
determinada temperatura.
•	 Um líquido entra em ebulição quando a 
pressão de vapor do líquido torna-se igual à 
pressão existente sobre a superfície do líquido. 
•	 Quanto maior for à pressão de vapor nas 
condições ambientes, o líquido ferverá mais 
facilmente, isto significa que, quanto menor for o 
ponto de ebulição, mais volátil será o líquido. 
•	 Em toda mudança de estado existem um equi-
líbrio entre as fases envolvidas. A diferentes pres-
sões, essas mudanças de fase ocorrem em dife-
rentes temperaturas.
•	 Os três estados físicos podem coexistir 
em equilíbrio, certas condiçõesde pressão e 
temperatura, chamado ponto triplo.
•	 A tonometria estuda o abaixamento da 
pressão máxima de vapor de um solvente por 
adição de um soluto não volátil.
•	 Ebuliometria é o estudo do aumento da 
temperatura de ebulição de um solvente quan-
do nele se dissolve uma substância não volátil.
•	 A crioscopia é o estudo do abaixamento da 
temperatura de fusão ou de solidificação de um 
líquido quando ele é misturado com um soluto 
não volátil.
•	 Osmose é quando, o solvente passa de um meio 
mais concentrado, para um menos concentrado 
graças a uma membrana semipermeável. E 
osmoscopia é o estudo da mesma. 
•	 A pressão osmótica é a pressão que deve 
ser exercida sobre a solução para evitar a en-
trada do solvente. Quanto maior a pressão os-
mótica maior será a tendência do solvente para 
entrar na solução.
•	 Solução hipertônica: Solução que está mais 
concentrada em soluto que o meio;
•	 Solução hipotônica: Solução que está menos 
concentrada em soluto que o meio;
•	 Solução Isotônica: Quando a concentração 
de soluto na célula e no meio são iguais.
•	 A osmose reversa, acontece em sentido 
contrário ao da osmose. Nela, o solvente 
se desloca no sentido da solução mais 
concentrada para a menos concentrada, 
isolando-se assim, o soluto.
PARA FIXAR O CONTEÚDO
A. Questões discursivas
1. No gráfico as curvas I, II, III e IV correspondem 
à variação de pressão de vapor em função da 
temperatura de dois líquidos puros e das respectivas 
soluções de mesma concentração de um mesmo sal 
nesses dois líquidos. O ponto de ebulição de um dos 
líquidos é 90 °C.
Utilizando os números das curvas respectivas:
a. Indicar quais curvas correspondem aos líquidos 
puros. Indicar entre os dois qual é o líquido mais volátil 
e justificar.
b. Indicar quais curvas correspondem às soluções. 
Justificar.
2. Para o equilíbrio líquido-vapor de água, encontramos 
os seguintes valores de pressão de vapor em função 
da temperatura:
t °C 0 30 50 70 100 115
Pressão 
de vapor 
(mmHg)
4,6 32 92 234 760 1140
a. Qual a temperatura de ebulição da água pura? 
b. Numa panela de pressão, a pressão interior é igual a 
1,5 atm; qual a temperatura de ebulição da água pura 
nessa panela de pressão?
3. Um boliviano em visita à Baixada Santista 
surpreendeu-se com a rapidez do cozimento de um 
simples ovo. Comente e explique.
4. A água pura congela, ao nível do mar, a 273,15 
K. Nos países frios, e no sul do Brasil, quando a 
temperatura atinge aproximadamente 0°C, ao nível do 
53Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
mar, a água de córregos e da chuva congelam. A água 
do mar, no entanto, dificilmente congela, e camadas 
de gelo sobre a superfície do mar só são possíveis 
em temperaturas baixíssimas (aproximadamente 253 
K no inverno de Leningrado, atual São Petersburgo). 
Explique sucintamente este fenômeno que acorre com 
a água do mar, e a que propriedade ele se refere.
5. Conceitue: 
 
a. pressão osmótica. 
b. abaixamento do ponto de congelamento.
6. Os médicos aconselham às mães a dar soro caseiro 
para os filhos quando esses estão com diarreia 
ou vômito, pois isso faz com que o organismo das 
crianças perca muita água. Para fazer soro caseiro, a 
mãe mistura, em um litro de água fervida, uma colher 
de chá de açúcar e meia colher de chá de sal.
a. Por que é importante seguir exatamente essas 
medidas?
b. Que propriedade coligativa está relacionada com 
esse processo?
7. Um aluno viu num noticiário que nos países frios 
como Estados Unidos, Canadá e países europeus, a 
prática de adicionar aditivos especiais a radiadores 
de automóveis é bastante comum, pois esses aditivos 
alteram algumas propriedades físicas da água. Que 
alterações podem ocorrer com as propriedades físicas 
da água?
8. Qual é o principal fator que altera a pressão máxima 
da vapor de um determinado líquido? Justifique sua 
resposta.
9. Comparando duas panelas, simultaneamente sobre 
dois queimadores iguais de um mesmo fogão, observa-
se que a pressão dos gases sobre a água fervida na 
panela de pressão fechada é maior que aquela sobre 
a água fervente numa panela aberta. Nessa situação, 
e se elas contêm exatamente as mesmas quantidades 
de todos os ingredientes, podemos afirmar que, 
comparando com o que ocorre na panela aberta, o 
tempo de cozimento na panela de pressão fechada 
será maior ou menor? 
Justifique.
10. Considere o gráfico a seguir, que mostra a variação 
da pressão de vapor de dois líquidos, A e B, com a 
temperatura.
a. Qual é a pressão de vapor do líquido A a 70°C?
b. A que temperatura o líquido B tem a mesma pressão 
de vapor do líquido A a 70°C?
c. Explique, com base nas na pressão máxima de 
vapor, qual dos dois líquidos é o mais volátil.
B. Leia atentamente as afirmativas e marque V para 
as verdadeiras e F para as falsas.
1.( ) Tonometria é a parte da química que estuda a 
concentração das soluções.
2.( ) Num local em que a água congela a 0°C e 
ferve a 100°C, uma solução aquosa de glicose 
irá congelar abaixo de 0°C e iniciar a ebulição 
acima de 100°C.
3.( ) O fenômeno da osmose é devido à passagem 
do soluto através da membrana.
4.( ) Ao dissolvermos, em água do mar, um pouco 
de açúcar, a pressão de vapor da água diminui.
5.( ) A adição de aditivos na água do radiador de 
automóveis torna possível à diminuição da 
temperatura de congelamento do sistema.
6.( ) Ao nível do mar, os sucos congelam a uma 
temperatura suprior a 0ºC.
7.( ) Ao nível do mar, se você aquecer um recipiente 
contendo café preparado, o líquido entrará em 
ebulição a uma temperatura superior a 100ºC.
8.( ) Em certas regiões do interior é comum salgar 
pedaços de carne, pois em presença do sal, 
por osmose, a água atravessa a membrana 
celular, desidratando o alimento.
9.( ) Os alimentos cozinham mais rapidamente 
na panela de pressão, pois a temperatura de 
ebulição da água no seu interior é menor.
10.( ) O éter etílico em relação a água é um líquido 
de alta pressão de vapor. 
C. Questões de múltipla escolha.
1. Considere o gráfico da pressão máxima de vapor 
em função da temperatura para um solvente puro e 
para uma solução desse solvente contendo um soluto 
molecular não volátil.
Físico-QuímicaTécnico em Química 54
FÍSICO-QUÍMICA
A seu respeito podemos afirmar:
a. A curva A representa a solução.
b. A curva A representa o solvente.
c. A curva B representa o solvente.
d. A solução apresenta pressão máxima de vapor 
maior que o solvente.
e. Ambas as curvas, numa mesma temperatura, 
apresentam mesma pressão máxima de vapor.
2. 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.
3. O éter etílico (CH3CH2OCH2CH3), apesar de tóxico, já 
foi muito usado como anestésico local por esportistas, 
pois alivia rapidamente dores causadas por torções ou 
impactos (pancadas). Ao entrar em contato com a pele, 
o éter evapora rapidamente, e a região que entrou em 
contato com o líquido resfria-se (fica “gelada”). Sobre a 
situação escrita acima, é incorreto afirmar que: 
a. o éter etílico é um líquido de alta pressão de vapor. 
b. o fato de o corpo de uma pessoa que está em 
atividade física estar mais quente que o corpo de uma 
pessoa em repouso contribui para uma evaporação 
mais rápida do éter. 
c. o éter etílico é um líquido volátil. 
d. ocorre transferência de calor do líquido para o corpo 
do atleta. 
e. o etanol também poderia ser utilizado para a mesma 
finalidade, mas sem a mesma eficiência. 
4. A presença de um soluto não volátil dissolvido em 
um solvente líquido altera o comportamento desse 
líquido na sua pressão de vapor que (x), no seu ponto 
de ebulição que (y) e no seu ponto de solidificação que 
(z). Respectivamente, podemos substituir x, y e z por: 
a. aumenta, diminui e aumenta. 
b. diminui, aumenta e diminui. 
c. aumenta, aumenta e diminui. 
d. diminui,diminui e aumenta. 
e. diminui, aumenta e aumenta. 
5. “Mesmo em dias sem sol, o banho de mar provoca 
sede.” Seguem-se as afirmações: 
I. A concentração salina da água do mar é mais alta 
do que nas soluções corporais. Em consequência, a 
imersão prolongada no mar provoca saída de água 
do corpo para a solução mais concentrada (a água do 
mar). A sede é um recurso natural do organismo para 
repor a água perdida por esse meio. 
II. A concentração salina da água do mar é mais baixa 
do que as soluções corporais. Em consequência, a 
imersão prolongada no mar provoca absorção de 
energia dos raios solares que ficaram retidos durante 
os dias de sol, provocando, assim, a sede. 
III. Em dias sem sol, a imersão prolongada no mar 
provoca o fenômeno conhecido como crioscopia, muito 
usado na industria de sorvetes, onde se emprega a 
salmoura, uma solução saturada de sal marinho. 
Dessas afirmações, apenas: 
a. I é correta. 
b. III é correta. 
c. II e III são corretas. 
d. I e II são corretas. 
e. I e III são corretas. 
6. O diagrama abaixo se refere a três líquidos A, B e C.
Assinale a alternativa errada:
a. O líquido mais volátil é o A
b. A pressão de vapor do líquido B é maior que a do 
líquido C para uma mesma temperatura
c. A temperatura de ebulição a 1atm do líquido C é 
120°C
d. A temperatura de ebulição no pico do monte Everest 
(240mmHg) do líquido A é 20°C
e. As forças intermoleculares do líquido A são mais 
intensas em relação aos demais líquidos
7. Considere o gráfico a seguir, que representa as 
variações das pressões de vapor da água pura e duas 
amostras líquidas A e B, em função da temperatura.
55Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
Pode-se concluir que, em temperaturas iguais: 
a. a amostra A constitui-se de um líquido menos volátil 
que a água pura. 
b. a amostra B pode ser constituída de uma solução 
aquosa de cloreto de sódio. 
c. a amostra B constitui-se de um líquido que evapora 
mais rapidamente que a água pura. 
d. a amostra A pode ser constituída de solução aquosa 
de sacarose. 
e. as amostras A e B constituem-se de soluções 
aquosas preparadas com solutos diferentes.
8. Na desidratação infantil, aconselha-se a 
administração de soro fisiológico para reequilibrar 
o organismo. Quando injetado nas veias, esse soro 
deve: 
a. ser isotônico em relação ao sangue. 
b. ser hipertônico em relação ao sangue. 
c. ser hipotônico em relação ao sangue. 
d. ter pressão osmótica maior do que a do sangue. 
e. ter pressão osmótica menor do que a do sangue.
9. Os três frascos a seguir contêm água pura a 25°C.
 
Vários estudantes, ao medirem a pressão 
de vapor a 25°C, fizeram quatro anotações: 
PA = PB; PA diferente de PC; PC diferente de PB; PA 
= PB = PC.
Quantas dessas anotações estão corretas?
 
a. uma.
b. duas.
c. três.
d. todas.
e. nenhuma.
10. No diagrama de fases da água:
As temperaturas tA e tB são, respectivamente:
a. pontos normais de fusão e ebulição.
b. pontos normais de ebulição e fusão.
c. pontos de sublimação e fusão.
d. pontos de ebulição e sublimação.
e. dois pontos triplos que a água possui.
11. Relativamente ao diagrama de fases da água pura, 
é incorreto afirmar que, no ponto:
a. A, tem-se o equilíbrio entre água sólida e água 
líquida.
b. B, tem-se o equilíbrio entre água líquida e vapor.
c. C, tem-se, somente, água na fase vapor.
d. T, as três fases coexistem em equilíbrio.
e. D, coexistem as fases vapor e líquida.
12. Tendo em vista o momento em que um líquido 
se encontra em equilíbrio com seu vapor, leia as 
afirmações a seguir:
I. A evaporação e a condensação ocorrem com a 
mesma velocidade 
II. Não há transferência de moléculas entre o líquido 
e o vapor 
III. A pressão de vapor do sistema se mantém constante 
IV. A concentração do vapor depende do tempo 
Físico-QuímicaTécnico em Química 56
FÍSICO-QUÍMICA
Das afirmações citadas, são FALSAS:
a. I e III.
b. II e III.
c. II e IV.
d. I e II.
e. III e IV.
13. Considere o texto adiante: “Se as células vermelhas 
do sangue forem removidas para um béquer contendo 
água destilada, há passagem da água para... (I)... das 
células. Se as células forem colocadas numa solução 
salina concentrada, há migração da água para... (II)... 
das células com o... (III)... das mesmas. As soluções 
projetadas para injeções endovenosas devem ter... 
(IV)... próximas às das soluções contidas nas células.”
Para completar corretá-lo corretamente, I,II, III e IV de-
vem ser substituídos, respectivamente, por:
a. dentro – fora – enrugamento – pressão osmótica.
b. fora – dentro – inchaço – condutividade térmica.
c. dentro – fora – enrugamento – colorações.
d. fora – fora – enrugamento – temperatura de ebulição.
e. dentro – dentro – inchaço – densidades.
14. Considere o diagrama que representa o equilíbrio 
entre fases da água pura. A linha que representa o fe-
nômeno de granizo é:
a. (1) – (2).
b. (2) – (1).
c. (4) – (3).
d. (5) – (6).
e. (6) – (5).
15. Uma solução de NaCl em água é aquecida num 
recipiente aberto. Indique a afirmação falsa.
a. A solução entrará em ebulição, quando sua pressão 
de vapor for igual à pressão ambiente.
b. A concentração em quantidade de matéria da solu-
ção aumentará, à medida que prosseguir a ebulição.
c.ç A composição do vapor desprendido é a mesma da 
solução residual.
d. A temperatura de início de ebulição é maior que a 
da água pura.
e. A temperatura aumentar, à medida que a ebulição 
prossegue.
ANOTAÇÕES ESPECIAIS:
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57Físico-QuímicaTécnicoem Química
FÍSICO-QUÍMICA
UNIDADE VI
CINÉTICA QUÍMICA
Fonte: http://colegioweb.com.br
Reação entre solução aquosa de nitrato de chumbo III 
e iodeto de potássio (quase instantânea) e formação 
de ferrugem em ferro (reação lenta).
Todas as reações químicas necessitam de 
certo tempo para se completar. Algumas reações 
são extremamente rápidas, como por exemplo, 
a neutralização entre um ácido e uma base em 
solução aquosa. Existem, por outro lado, reações 
extremamente lentas.
A velocidade com que ocorrem as reações depende 
de uma série de fatores, como estado físico dos 
reagentes, temperatura, concentração dos reagentes, 
presença de catalisador ou inibidor, superfície de 
contato (no caso de reagentes sólidos) e a pressão do 
sistema, no caso de haver reagentes no estado gasoso. 
A cinética inclui a compreensão dos modelos que 
explicam as reações químicas, bem como os fatores 
que nelas interferem.
1. TEORIA DA COLISÃO 
Para as reações químicas ocorrerem é necessário 
haver o contato entre as partículas reagentes. Essa é 
a ideia básica da teoria das colisões. 
Sabemos que as partículas de uma substância 
química possuem energia própria que faz com que elas 
fiquem em movimento. Esse movimento dá origem às 
colisões, e a partir dessas colisões pode ocorrer uma 
reação química. 
Para que haja uma reação, é necessário que a 
colisão ocorra com uma energia capaz de provocar um 
rearranjo de átomos dos reagentes, formando novas 
ligações. Além do fator energia os choques devem 
ocorrer segundo uma orientação favorável.
Fonte: http://www.10emtudo.com.br/aula/ensino/cinetica_quimica
•	 Complexo ativado
A rapidez de uma reação depende da frequência 
das colisões e da fração dessas colisões que são 
efetivas, ou seja, colisões com energia suficiente e 
orientação favorável. 
No instante em que ocorre o choque efetivo, forma-
se uma estrutura que recebe o nome de complexo 
ativado e que pode ser definido como um estágio 
Físico-QuímicaTécnico em Química 58
FÍSICO-QUÍMICA
intermediário em que todas as partículas dos reagentes 
estão agregadas. A energia mínima necessária para 
formar o complexo ativado é chamada de energia de 
ativação (Ea). 
A energia de ativação funciona como uma “barreira” 
a ser vencida pelos reagentes para que a reação 
ocorra. Assim, quanto maior for essa energia de 
ativação, mais lenta será a reação e vice-versa.
Fonte: http://pibidqmcvr.blogspot.com.br/2012/12/as-transformacoesquimicas-e-o-tempo.
html
Fonte: http://pibidqmcvr.blogspot.com.br/2012/12/as-transformacoesquimicas-e-o-tempo.html
2. VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
Velocidade de uma reação é expressa como uma grandeza que indica como as quantidades de regente ou produto 
dessa reação variam conforme passa do tempo. É expressa pela variação da concentração, da quantidade de matéria, 
da pressão, da massa ou do volume, por unidade de tempo.
Visto que se considera a variação da concentração e do tempo, é necessário diminuir os valores finais pelos iniciais 
daquele intervalo da reação. Permitindo calcular a velocidade média em qualquer intervalo de tempo do processo:
59Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
Se for considerada a variação da concentração dos 
produtos, a fórmula será:
Já no caso da variação da concentração dos 
reagentes, teremos que adicionar um sinal negativo 
na fórmula, pois como os reagentes são consumidos 
durante o processo, a sua concentração final será 
menor que a inicial e o resultado daria negativo:
A unidade da velocidade média será dada de 
acordo com as unidades da concentração e do tempo. 
Por exemplo, se a concentração for dada em mol/L e o 
tempo em segundos, a unidade de Vm será mol. L
-1. s-1. 
No entanto, as quantidades de reagentes e produtos 
também podem ser expressas em termos de massa, 
volume – principalmente no caso de gases –, número 
de mol, etc. Já o tempo também pode ser dado em 
minutos ou horas, dependendo da velocidade com a 
qual se processa a reação.
Como conseguimos calcular a velocidade média 
global da reação?
Basta dividir cada valor da velocidade pelo 
coeficiente da respectiva substância na equação 
química que representa a reação. De forma geral:
A velocidade da reação diminui com o tempo, ou 
seja, à medida que os reagentes são consumidos, a 
reação torna-se mais lenta. Uma das razões para isso 
é que à medida que a quantidade de reagentes diminui 
o número de colisões efetivas também diminui.
Fonte: http://www.colegioweb.com.br/trabalhos-escolares/quimica/cinetica-quimica
I . Concentração dos reagentes diminuem com o 
tempo. 
II. Concentração dos produtos aumentam com o 
tempo. 
III. Velocidade diminui com o tempo.
Exemplo: Uma reação que ocorre em um balão com 
10 mol do gás ozônio (O3). Suas moléculas colidem 
umas com as outras, formando moléculas de oxigênio 
(O2), conforme a equação química a seguir:
2O3 → 3O2
Passado 1 minuto restam apenas 4 mol de ozônio, 
o que significa claramente que 6 mol reagiram. Assim, 
a velocidade média de decomposição do O3 foi de 6 
mol. L-1. min-1, como mostrado a seguir:
Vm = - ∆ [ O3] 
 ∆t
Vm = - [4 - 10 ] mol/L 
 1 min
Vm = 6 mol/L
 1 min
Vm de decomposição de O3 = 6 mol. L-1. min-1
Isso significa que, durante 1 minuto, seis mol de O3 
reagiram em cada litro do sistema.
Mas se fizéssemos esse cálculo em relação ao 
produto (O2), a velocidade média da reação de sua 
formação seria de 9 mol. L-1. min-1:
Físico-QuímicaTécnico em Química 60
FÍSICO-QUÍMICA
2O3→ 3O2 
2 mol ------ 3 mol 
6 mol ------ x 
x = 9 mol de O2 formados
Vm = ∆ [ O2] 
 ∆t
Vm = [9 - 0 ] mol/L 
 1 min
Vm = 9 mol/L
 1 min
Vm de formação de O2 = 9 mol. L-1. min-1
Se quisermos descobrir também a velocidade global 
da reação, basta, conforme já fora dito, dividir cada 
velocidade pelo seu respectivo coeficiente. Veja como 
isso é feito abaixo:
2O3 → 3O2
Vm da reação = 6 mol. L-1. min-1 = 3 mol. L-1. min-1
2
 
 Ou
 
Vm da reação = 9 mol. L-1. min-1 = 3 mol. L-1. min-1
3
3. FATORES QUE INFLUEM NA VELOCIDADE DAS 
REAÇÕES 
Uma reação química ocorre quando certas 
substâncias sofrem transformações em relação ao seu 
estado inicial. Não existe uma velocidade geral para 
todas as reações químicas, cada uma acontece em 
sua velocidade específica. Algumas são lentas e outras 
são rápidas, como por exemplo: a oxidação (ferrugem) 
de um pedaço de ferro é um processo lento, pois levará 
algumas semanas para reagir com o oxigênio do ar. 
Já no caso de um palito de fósforo que acendemos, a 
reação de combustão do oxigênio ocorre em segundos 
gerando o fogo, sendo uma reação mais rápida.
 
A velocidade das reações químicas depende de uma 
série de fatores: a concentração das substâncias 
reagentes, a temperatura, a luz, a presença de 
catalisadores, superfície de contato e pressão. Esses 
fatores nos permitem alterar a velocidade natural de 
uma reação química.
•	 Concentração de reagentes 
Quanto maior as concentrações dos reagentes, 
mais rápida será a reação química. Essa propriedade 
está relacionada com o número de colisões entre as 
partículas. 
Exemplo: uma amostra de palha de aço reage mais 
rápido com o ácido clorídrico concentrado do que com 
ácido clorídrico diluído.
•	 Temperatura 
De um modo geral, quanto maior as temperaturas 
mais rapidamente se processam as reações. Podemos 
acelerar uma reação lenta, submetendo os reagentes 
a uma temperatura mais elevada. 
Exemplo: se cozinharmos um alimento em panela de 
pressão, ele cozinhará bem mais rápido, pois devido 
à elevação da pressão exercida sobre a superfície 
do líquido, a sua temperatura de ebulição irá também 
aumentar e será maior em relação às panelas comuns.
•	 Luz
As reações, chamadas reações fotoquímicas, 
podem ser favorecidas e aceleradas pela incidência 
de luz. Trata-se de uma reação de fotólise, ou seja, 
da decomposição de uma substância pela ação da 
luz. Podemos retardar a velocidade de uma reação 
diminuindo a quantidade de luz. 
Exemplo:A fotossíntese, que é o processo pelo qual as 
plantas convertem a energia solar em energia química, 
é uma reação fotoquímica.
•	 Catalisadores 
Os catalisadores são substâncias que aceleram uma 
reação sem serem consumidas, ou seja, são regenerados 
no final do processo. Aumentam a velocidade de uma 
reação, pois abaixam a energia de ativação.
Exemplo: alguns produtos de limpeza contêm enzimas 
para facilitar na remoção de sujeiras. Essas enzimas 
facilitam a quebra das moléculas de substâncias 
responsáveis pelas manchas nos tecidos.
61Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
Observações:
1. Um catalisador acelera a reação, mas não 
aumenta seu rendimento, isto é, ele produz a 
mesma quantidade de produto, mas num perío-
do de tempo menor.
2. O catalisador não altera o H da reação.
•	 Superfície de contato 
Quanto maior a superfície de contato dos reagentes, 
maior será a velocidade da reação. Exemplo: os 
antiácidos efervescentes quando triturados se 
dissolvem mais rápido em água do que em forma de 
comprimido inteiro, isto porque a superfície de contato 
fica maior para reagir com a água.
•	 Pressão 
Um aumento da pressão favorece principalmente 
as reações entre gases, aproximando as moléculas, 
aumentando a frequência dos choques entre as moléculas 
e, portanto, aumentando a velocidade das reações.
3. LEI DA VELOCIDADE PARA UMA REAÇÃO
Um dos fatores que interferem na velocidade, 
rapidez ou taxa de desenvolvimento de uma reação 
química é a concentração dos reagentes, geralmente, 
um aumento na concentração dos reagentes aumenta 
a rapidez de uma reação.
Isso pode ser visto na reação de decomposição 
da água oxigenada (solução aquosa de peróxido de 
hidrogênio):
H2O2(l) → H2O(l) + ½ O2(g)
A tabela contêm dados obtidos experimentalmente 
e que relaciona a concentração do reagente, em 
temperatura constante (25ºC) com a velocidade da 
reação:
Físico-QuímicaTécnico em Química 62
FÍSICO-QUÍMICA
Observe que do experimento 1 para o 2 dobrou-
se a concentração da água oxigenada e o resultado 
foi que a velocidade da reação de decomposição 
também dobrou. Já do experimento 1 para o 3, tanto 
a concentração do reagente como a velocidade da 
reação quadruplicaram.
Isso nos leva a concluir corretamente que a 
concentração em mol/L é diretamente proporcional 
à velocidade da reação. Essa relação entre a rapidez 
de uma reação e as concentrações dos reagentes 
é dada por uma expressão matemática que é 
denominada lei da velocidade da reação. Assim, 
para a reação descrita essa lei é representada da 
seguinte forma:
A lei da velocidade de uma reação também é 
denominada como Lei da Ação das Massas, Equação 
de Rapidez ou ainda Lei Cinética da Reação. 
Assim, para uma reação genérica balanceada, temos:
aA + bB → cC + dD
Os símbolos α e β são expoentes que são 
determinados experimentalmente. Na reação da água 
oxigenada mencionada acima, o expoente foi igual a 1, 
que é o mesmo valor do coeficiente dessa substância 
na reação. Porém, isso não ocorre sempre. Somente 
em reações elementares, isto é, que se desenvolvem 
em uma única etapa, é que ocorrerá dos expoentes 
na expressão da lei da velocidade serem iguais aos 
respectivos coeficientes.
Existem reações que ocorrem em várias etapas, e a mais lenta determina a velocidade da reação. Por exemplo:
Assim, os expoentes serão iguais aos coeficientes da equação balanceada somente para reações elementares, 
que ocorrem em uma única etapa.
A ordem de uma reação é dada pela soma dos expoentes aos quais estão elevadas as concentrações na fórmula 
da velocidade:
63Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
Entretanto, é importante lembrar que, na prática, 
isso nem sempre acontece. Quando a reação não 
é elementar, ocorrendo em mais de uma etapa, é 
necessário determinar experimentalmente os 
valores dos expoentes. Isso será determinado pela 
primeira etapa da reação, que é a fase lenta.
Constante da velocidade é denominada de k. É 
uma constante de proporcionalidade que relaciona 
velocidade e concentração. Tem valor constante a 
uma temperatura e varia com a temperatura. Para 
dada reação, a constante de velocidade depende 
fundamentalmente da temperatura, isto é, variando a 
temperatura, varia o valor de k.
Quando um dos reagentes se encontra no estado 
sólido, ou líquido em excesso, sua concentração não 
aparece na equação da Lei da ação das massas:
Exemplo: Considere a seguinte reação elementar:
2 HCl (g) → H2(g) + Cl2(g)
a. Escreva a equação de velocidade dessa reação;
Resolução:
v = k . [HCl]2 reação de 2ª ordem
b. Por meio de experiências, a velocidade dessa reação de decomposição do gás cloreto de hidrogênio e a concentração 
desse reagente, em temperatura constante de 25 ºC, foram anotadas na tabela abaixo:
Com base nisso, determine a constante de velocidade característica dessa reação na temperatura mencionada.
 v = k . [HCl]2 
 
k = __v___ 
 [HCl]2 
k = 1,01 . 10-3 mol . L-1 . min-1 
 0,10 mol . L-1 
 
k = 1,01 . 10-4 min-1
Para resolver a letra “b”, podem-se usar os dados de qualquer uma das experiências que o valor obtido será o mesmo.
Físico-QuímicaTécnico em Química 64
FÍSICO-QUÍMICA
IDEIAS-CHAVE
Teoria da colisão; Complexo ativado; Velocidade das 
reações químicas; Fatores que influem na velocidade 
das reações; Concentração de reagentes; Catalisado-
res; Energia de ativação; Temperatura; Velocidade das 
reações químicas; Fatores que influem na velocidade 
das reações; Lei da velocidade para uma reação.
RECAPITULANDO...
•	 O estudo da cinética inclui a compreensão dos 
modelos que explicam as reações químicas, bem 
como os fatores que nelas interferem.
•	 Para que haja uma reação, é necessário que a 
colisão ocorra com uma energia capaz de provocar 
um rearranjo de átomos dos reagentes, formando 
novas ligações. Além do fator energia, os choques 
devem ocorrer segundo uma orientação favorável.
•	 No instante em que ocorre o choque efetivo, 
forma-se uma estrutura que recebe o nome de 
complexo ativado e que pode ser definido como 
um estágio intermediário em que todas as partícu-
las dos reagentes estão agregadas.
•	 A energia mínima necessária para formar o 
complexo ativado é chamada de energia de ativa-
ção (Ea).
•	 Velocidade de uma reação é uma grandeza 
que indica como as quantidades de regente ou 
produto dessa reação variam com o passar do 
tempo. É expressa pela variação da concentração, 
da quantidade de matéria, da pressão, da massa 
ou do volume, por unidade de tempo.
•	 A velocidade da reação diminui com o tempo, 
ou seja, à medida que os reagentes são consumi-
dos, a reação torna-se mais lenta.
•	 Quanto maior a concentração dos reagentes, 
mais rápida será a reação química.
•	 Quanto maior a temperatura, mais rapidamen-
te se processa a reação.
•	 Certas reações, as chamadas reações foto-
químicas, podem ser favorecidas e aceleradas 
pela incidência de luz.
•	 Os catalisadores são substâncias que acele-
ram uma reação sem serem consumidas, ou seja, 
são regenerados no final do processo.
•	 Quanto maior a superfície de contato dos rea-
gentes, maior será a velocidade da reação.
•	 Um aumento da pressão favorece principal-
mente as reações entre gases, aproximando as 
moléculas, aumentando a frequência dos choques 
entre as moléculas e, portanto, aumentando a ve-
locidade das reações.
•	 Rapidez de uma reação e as concentrações 
dos reagentes é dada por uma expressão ma-
temática que é denominada lei da velocidade 
da reação.
PARA FIXAR O CONTEÚDO
A. Questões discursivas
1. Por que o catalisador altera velocidade de uma 
reação?
2. Aplique a equação da lei da ação 
das massas às reações apresentadas: 
a. 2N2(g) + 3O2(g) → 2N2O3(g) 
b. 2NO2(g) → N2O4(g)
3. A reação hipotética 2X + 2Y → P + Q poderá 
ocorrer segundo o seguinte mecanismo: 
 
 X + Y → Z + W .............................. V1 
 X + Z → P ...................................... V2 
 W + Y → Q ....................................V3 
(soma): 2X + 2Y → P + Q ............. V4 
 
onde V são as velocidades das reações expressas 
em mol . l-1 . s-1. Admitindo que V1 = V3 > V2, a 
velocidade global, V4, deverá ser mais próxima de 
qual velocidade?
4. Seja a decomposição de água oxigenada: 2H2O2 → 
2H2O + O2. Em dois minutos, observa-se uma perda 
de 3,4g de água oxigenada. Qual a velocidade média 
dessa reação em relação ao gás oxigênio em mol/min?
5. A figura abaixo indica a variação da quantidade de 
reagente em função do tempo (t), num sistema em 
reação química. Calcule a velocidade dessa reação 
nos intervalos de tempo:
65Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
a. de 0 a 2min;
b. de 2 a 4min;
6. A reação de decomposição de iodidreto é representada pela equação química
2HI → I2 + H2
O controle da concentração de iodidreto presente no sistema, em função do tempo (em temperatura constante), 
forneceu os seguintes dados:
Iodidreto(mol/L) 1 0,625 0,375 0,200 0,120
Tempo (min) 0 10 20 30 40
A velocidade dessa reação é constante? Por que?
7. O tempo de validade de um alimento em suas características organolépticas e nutricionais depende da embalagem 
e das condições ambientais. Um dos tipos de acondicionamento necessário para a conservação de alimentos e a 
folha-de-flandres, constituída de uma liga de estanho e aço. Analise o gráfico abaixo, que representa a reação de 
oxidação entre a embalagem e o meio agressivo e responda:
Em qual das curvas, verde ou vermelha, a velocidade da reação química é mais acentuada?
8. A combustão do butano é representada pela equação:
Se houver um consumo de 4 mols de butano a cada 20 minutos de reação, qual o número de mols de dióxido de 
carbono produzido em uma hora?
9. Indique os números que representam a variação de entalpia e a energia de ativação da reação direta.
Físico-QuímicaTécnico em Química 66
FÍSICO-QUÍMICA
10. A reação se processa segundo as seguintes etapas:
Etapa 1 (lenta): 1 H2(g) + 2 NO(g) → 1 N2Og) + 2 H2O(l) 
Etapa 2 (rápida): 1 N2Og) + 2 H2O(l) → 1 N2(g) + 2 H2O(l)
Equação global: 2 H2(g) + 2 NO(g) → 1 N2(g) + 2 H2O(l)
Essa reação é de qual ordem?
B. Leia atentamente as afirmativas e marque V para 
as verdadeiras e F para as falsas.
1.( ) Toda reação é produzida por colisões, mas 
nem toda colisão gera uma reação.
2.( ) Uma colisão altamente energética pode 
produzir uma reação.
3.( ) Toda colisão com orientação adequada produz 
uma reação.
4.( ) A velocidade média de uma reação pode ser 
determinada por: quantidade de dos produtos 
dividido pela quantidade de reagentes.
5.( ) Em geral, as reações aumentam de velocidade 
com o aumento da temperatura.
6.( ) Em geral, as reações diminuem de velocidade 
com o aumento da concentração dosreagentes 
em solução.
7.( ) O aumento da pressão parcial dos reagentes, 
provoca um aumento na velocidade de 
umareação entre substâncias no estado 
gasoso.
8.( ) Um catalisador atua aumentando a energia de 
ativação para uma determinada etapa deuma 
reação química.
9.( ) A uma dada temperatura, a velocidade de 
uma reação será maior quanto menor for 
suaenergia de ativação.
10.( ) As reações nas quais os catalisadores 
atuam ocorreriam mesmo nas ausências 
dessassubstâncias.
C. Questões de múltipla escolha.
1. Assinale o fenômeno que apresenta velocidade 
média maior.
a. A combustão de um palito de fósforo.
b. A transformação de rochas em solos.
c. A corrosão de um automóvel.
d. O crescimento de um ser humano.
e. A formação do petróleo a partir de seres vivos.
2. A reação de decomposição da amônia gasosa foi 
realizada em um recipiente fechado:
2NH3 → N2 + 3H2
A tabela abaixo indica a variação na concentração de 
reagente em função do tempo.
Qual é a velocidade média de consumo do reagente 
nas duas primeiras horas de reação?
a. 4,0 mol L-1h-1
b. 2,0 mol L-1h-1
c. 10 km h-1
d. 1,0 mol L-1h-1
e. 2,3 mol h
3. Na reação a seguir: X + 2 Y → Z, observou-se a 
variação da concentração de X em função do tempo, 
segundo a tabela abaixo:
No intervalo de 4 a 6 minutos, a velocidade média da 
reação, em mol/L.min, é:
a. 0,010.
b. 0,255.
c. 0,005.
d. 0,100.
e. 0,200.
4. A isomerização de 1 mol de 1, 2 dicloro eteno foi 
realizada em um frasco fechado, obtendo-se os 
seguintes valores de conversão em função do tempo:
Nos primeiros 10 minutos de reação, a velocidade de 
isomerização em mol/min é:
a. 8,00 x 10– 3.
b. 1,00 x 10– 3.
c. 9,00 x 10– 2.
d. 1,00 x 10– 2.
e. 1,25 x 103.
5. Óxidos de nitrogênio, NOx, são substâncias de 
interesse ambiental, pois são responsáveis pela 
destruição de ozônio na atmosfera, e, portanto, 
suas reações são amplamente estudadas. Num 
dado experimento, em um recipiente fechado, a 
concentração de NO2 em função do tempo apresentou 
o seguinte comportamento:
67Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
O papel do NO2 nesse sistema reacional é:
a. reagente.
b. intermediário.
c. produto.
d. catalisador.
e. energia de ativação.
6. No início do século XX, a expectativa da Primeira 
Guerra Mundial gerou uma grande necessidade de 
compostos nitrogenados. Haber foi o pioneiro na 
produção de amônia, a partir do nitrogênio do ar. 
Se a amônia for colocada num recipiente fechado, 
sua decomposição ocorre de acordo com a seguinte 
equação química não balanceada:
NH3(g) → N2(g) + H2(g)
As variações das concentrações com o tempo 
estão ilustradas na figura abaixo:
A partir da análise da figura acima, podemos afirmar 
que as curvas A, B e C representam a variação temporal 
das concentrações dos seguintes componentes da 
reação, respectivamente:
a. H2, N2 e NH3
b. NH3, H2 e N2
c. NH3, N2 e H2
d. N2, H2 e NH3
e. H2, NH3 e N2
7. Nas reações químicas, de um modo geral, aumenta-
se a velocidade da reação por meio da elevação de 
temperatura. Isto ocorre porque aumenta:
I. a velocidade média das moléculas reagentes.
II. a energia cinética média das moléculas dos 
reagentes.
III. a frequência das colisões entre as moléculas.
Das afirmações acima são corretas:
a. I apenas.
b. II apenas.
c. III apenas.
d. I e III apenas.
e. I, II e III.
8. Indique, entre as alternativas abaixo, a forma mais 
rapidamente oxidável para um material de ferro, 
supondo-as todas submetidas às mesmas condições 
de severidade.
a. Limalha.
b. Chapa plana.
c. Esferas.
d. Bastão.
e. Lingote.
9. O que você faria para aumentar a velocidade de 
dissolução de um comprimido efervescente
em água?
I. Usaria água gelada.
II. Usaria água a temperatura ambiente.
III. Dissolveria o comprimido inteiro.
IV. Dissolveria o comprimido em 4 partes.
Assinale das alternativas abaixo a que responde 
corretamente à questão.
a. I e IV.
b. I e III.
c. III.
d. II e III.
e. II e IV.
10. O esquema refere-se a um experimento realizado 
em um laboratório de química:
A reação que ocorre nos tubos é CaCO3 + H2SO4 → 
CaSO4 + CO2. A liberação do gás carbônico, CO2,
Físico-QuímicaTécnico em Química 68
FÍSICO-QUÍMICA
a. no tubo A é mais rápida, pois a superfície de contato 
dos reagentes é maior.
b. no tubo B é mais lenta, pois a superfície de contato 
dos reagentes é menor.
c. nos tubos A e B ocorre ao mesmo tempo.
d. no tubo B é mais rápida, pois a superfície de contato 
dos reagentes é maior.
e. no tubo A é mais rápida, pois a superfície de contato 
dos reagentes é menor.
11. Três experimentos foram realizados para investigar 
a velocidade da reação entre HCl aquoso diluído e 
ferro metálico. Para isso, foram contadas, durante 30 
segundos, as bolhas de gás formadas imediatamente 
após os reagentes serem misturados.
Em cada experimento, usou-se o mesmo volume de 
uma mesma solução de HCl e a mesma massa de 
ferro, variando-se a forma de apresentação da amostra 
de ferro e a temperatura. O quadro indica as condições 
em que cada experimento foi realizado:
Assinale a alternativa que apresenta os experimentos 
na ordem crescente do número de bolhas observado:
a. III, II, I.
b. II, I, III.
c. I, II, III.
d. II, III, I.
e. I, III, II.
12. É correta afirmar que as velocidades das reações 
dos compostosgasosos nos sistemas contido em I e II 
abaixo, sob a ação de êmbolos, são, respectivamente:
a. A > A’ e B > C.
b. A > A’ e C > B.
c. A’ = A e C > B.
d. A’ > A e C > B.
e. A’ > A e B = C.
13. No diagrama abaixo, o valor da energia de ativação 
correspondente (em kcal) é:
a. 25.
b. 85.
c. 40.
d. 110.
e. 65.
14. A equação X + 2 Y→ XY2 representa uma reação, 
cuja equação da velocidade é:
v = k . [X] . [Y]
Indique o valor da constante de velocidade, para a 
reação dada, sabendo-se que, quando a concentração 
de X é 1 mol/L e a de Y é 2 mol/L, a velocidade da 
reação é de 3 mol/L.min.:
a. 3,0.
b. 1,5.
c. 1,0.
d. 0,75.
e. 0,5.
15. O óxido nítrico reage com hidrogênio, produzindo 
nitrogênio e vapor de água de acordo com a reação:
2 NO(g) + 2 H2(g) → N2(g) + 2H2O(g)
Acredita-se que essa reação ocorra em duas etapas:
NO + H2 → N2O + H2O (lenta)
N2O + H2 → N2 + H2O (rápida)
De acordo com esse mecanismo, a expressão da 
velocidade da reação é:
a. v = k [NO2]
2[H2]
b. v = k [NO2][H2O]
c. v = k [NO][H2]
d. v = k [N2][H2O]
e. v = k [N2][H2O]
69Físico-QuímicaTécnico em Química
FÍSICO-QUÍMICA
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
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2001. 
TITO E CANTO; Química na abordagem do cotidiano; 2ª edição; volume 3; editora Moderna. 
SOLOMONS, T.W.G; Química orgânica I; volume 1; 7ª edição; editora LTC; Rio de Janeiro; R.J.; 2000. 
PERUZZO,F.M.; CANTO, E.L.: Química na abordagem do cotidiano. 4° edição. São Paulo: Moderna, 2010. Volume 1. 
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Alegre: Bookman, 2001.
NÓBREGA, O.S.; SILVA, E.R.; SILVA, R.H.: Química. 1° edição. São Paulo: Editora Ática, 2008. Volume único.
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