EM_V05_QUIMICA LIVRO DE ATIVIDADES

Prévia do material em texto

©Sh
utte
rsto
ck/P
osto
lit
Livro do Professor
Volume 5
Livro de 
atividades
Química
Carolina de Cristo Bracht Nowacki
©Editora Positivo Ltda., 2017 
Proibida a reprodução total ou parcial desta obra, por qualquer meio, sem autorização da Editora.
Dados Internacionais para Catalogação na Publicação (CIP) 
(Maria Teresa A. Gonzati / CRB 9-1584 / Curitiba, PR, Brasil)
N935 Nowacki, Carolina de Cristo Bracht.
Química : livro de atividades : livro do professor / Carolina de 
Cristo Bracht Nowacki. – Curitiba : Positivo, 2017.
v. 5 : il.
ISBN 978-85-467-1504-6
1. Ensino médio. 2. Química – Estudo e ensino. I. Título.
CDD 373.33
09
Dispersões: estudo 
das 
soluções
Classificação das dispersões
Substância em menor quantidade
Diâmetro das
partículas
Até 1 nm de 1 a 1 000 nm Acima de 1 000 nm
DISPERSO
DISPERSÃO
DISPERSANTE
Solução Coloide Suspensão
Substância em maior quantidade
Solução Coloide Suspensão
Tipo de mistura Homogênea Heterogênea Heterogênea
Identificação
Não é possível observar as 
partículas do soluto, mesmo com 
o auxílio de instrumentos ópticos 
mais avançados.
Visível por meio de instrumentos 
ópticos mais avançados.
Visível a olho nu ou por meio de 
instrumentos ópticos simples.
Características
Não sedimenta, mesmo sob a 
ação de ultracentrífugas.
Não sedimenta pela ação da 
gravidade; as partículas podem 
ser retidas por filtros especiais; 
Efeito Tyndall.
Sedimenta pela ação da gravidade ou 
de centrífuga simples; as partículas 
podem ser retidas por filtro comum.
Solução
CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES
Estado físico
Sólida – todos os componentes são sólidos. 
Líquida – um dos componentes deve estar no estado líquido. 
Gasosa – todos os componentes se encontram no estado gasoso. 
Natureza do 
soluto
Molecular – as partículas do soluto são moléculas, por isso não conduzem corrente elétrica (solução 
não eletrolítica). 
Iônica – as partículas do soluto são íons, por isso conduzem corrente elétrica (solução eletrolítica). 
Quantidade de soluto 
dissolvido
Insaturada – a quantidade de soluto na solução é inferior ao valor máximo que o solvente pode dissolver.
Saturada – a quantidade de soluto na solução corresponde ao valor máximo que o solvente pode 
dissolver.
Observação: após a obtenção da solução saturada, toda e qualquer quantidade de soluto adicionada não 
será dissolvida. Nesse caso, a solução está saturada, porém com corpo de fundo.
Supersaturada – a quantidade de soluto na solução é superior ao valor máximo que o solvente pode 
dissolver.
2 Volume 5
Curva de solubilidade
Gráfico que relaciona a solubilidade com a temperatura. 
Em geral, na maioria das soluções líquidas: 
↑ T ∴ ↑ dissolução
 • Saturada – pontos na curva.
 • Insaturada – pontos na região abaixo da curva.
 • Saturada com corpo de fundo – pontos na região acima da curva.
Observação: a dissolução de soluto em quantidades maiores que o valor 
da solubilidade pode resultar em uma solução supersaturada.
Concentração de uma solução
Conceito Fórmula Unidade
Concentração comum (C)
Relação entre a massa do soluto (ms) e o volume 
da solução (V).
C
m
V
s
g/L
Densidade (d)
Relação da massa da solução (m) em 
determinado volume (V).
d
m
V
g/cm3
Título ( )
Relação entre certa quantidade de soluto e a 
solução.
τ
τ
τ τ
m
s
V
s
m
m
V
V
=
=
= ⋅% 100
adimensional
Partes por milhão (ppm)
Indica quantas partes (em massa ou em volume) 
de soluto existem em um milhão de partes da 
solução.
1
1
106
ppm
parte mg/kg
mL/m3
Concentração em quantidade 
de matéria por volume 
ou
Concentração em mol/L ([ ])
Relação entre a quantidade de matéria do soluto 
(ns) e o volume da solução (V). ⎡⎣ ⎤⎦=
n
V
s mol/L
Concentração em quantidade 
de matéria por massa (W)
Relação entre a quantidade de matéria do soluto 
(ns) e a massa do solvente (msv), em kg. 
W
n
m
s
sv mol/kg
Conversão entre as diferentes grandezas C d M= =⎡⎣ ⎤⎦τ · · ·1000
3Química
Variação na concentração de uma solução
Técnica Diluição
Conceito Acréscimo de solvente à solução
Quantidade de soluto Constante
Volume Vinicial < Vfinal
Concentração Cinicial > Cfinal
Relação
C V C Vinicial inicial final final· · 
[ ] [ ]inicial inicial final finalV V⋅ = ⋅
Técnica Evaporação
Conceito Retirada de solvente da solução
Quantidade de soluto Constante
Volume Vinicial > Vfinal
Concentração Cinicial < Cfinal
Relação
C V C Vinicial inicial final final· · 
[ ] [ ]inicial inicial final finalV V⋅ = ⋅
Técnica Mistura de soluções com um mesmo soluto
Conceito Mistura de duas ou mais soluções com o mesmo soluto
Quantidade de soluto
ns s s final1 2+ = n n ( )
m m ms s s final1 2+ = ( )
Volume V V Vfinal1 2+ = 
Concentração Intermediária às soluções misturadas
Relação
C V C V C Vfinal final1 1 2 2· · · + =
[ ] [ ] [ ]1 1 2 2⋅ + ⋅ = ⋅V V Vfinal final
4 Volume 5
Técnica
Mistura de soluções com solutos diferentes que 
não reagem entre si
Conceito
Cada soluto deve ser considerado de modo independente na solução 
final, como se outro soluto não estivesse sendo misturado a ele.
Quantidade de soluto Constante
Volume Vinicial < Vfinal
Concentração Cinicial > Cfinal 
Relação
C V C V
V
inicial inicial final final
inicial inicial fin
· ·
[ ] [ ]
 =
⋅ = aal finalV⋅
Observação: determina-se a concentração de cada solução separa-
damente, como se fosse realizada uma diluição.
Técnica
Mistura de soluções com solutos diferentes que reagem entre si 
Análise volumétrica (volumetria – titulação) 
Conceito
Operação básica de análise do volume de uma solução de concentração conhecida (solução-
-padrão) que é adicionada lentamente a uma solução-problema, até que os solutos reajam 
completamente.
Quantidade de soluto Variável
Volume
Com o volume consumido do titulante, calcula-se, por meio da relação estequiométrica entre 
as espécies envolvidas, a concentração da solução em análise. 
Concentração Desconhecida
Relação
Titulação ácido-base
nº. mol de H+ = nº. mol de OH–
=áciáci dodo base baseC · V C · V
⋅ = ⋅ácido ácido base base[ ] V [ ] V
Observação: se necessário, deve-se multiplicar a concentração do ácido e/ou da base pela 
proporção estequiométrica entre os participantes da reação.
Ja
ck
 A
rt
. D
ig
ita
l. 
20
11
.
Erlenmeyer
Solução de concentração desconhecida 
(solução-problema ou titulado)
Bureta
Solução de concentração conhecida 
(solução-padrão ou titulante)
Química 5
Atividades
Classificação das dispersões
1. Relacione corretamente as colunas de acordo com as características de cada dispersão.
( 2 ) A olho nu, é classificada como sistema homogêneo. Porém, com o auxílio de instru-
mento óptico avançado, é possível enxergar aglomerados de partículas.
( 3 ) Apresenta o disperso com diâmetro superior a 1 000 nm. 
( 1 ) Mistura homogênea em que o disperso é chamado de soluto; o dispersante, de solvente.
( 1 ) Não sedimenta, mesmo sob a ação de ultracentrífugas.
( 3 ) Mistura heterogênea em que as partículas são retidas por filtro comum.
( 2 ) Não sedimenta sob a ação da gravidade. Porém, as partículas são retidas por filtros 
especiais.
( 2 ) Reflete a luz por ação do Efeito Tyndall.
( 1 ) Apresenta partículas de soluto com diâmetro até 1 nm.
( 3 ) Sedimenta pela ação da gravidade ou de centrífuga simples.
1. Solução
2. Coloide
3. Suspensão
2. As soluções podem ser classificadas, de acordo com o estado físico do soluto, em: sólida, líquida e gasosa. Para os 
diferentes tipos de solução, identifique o(s) soluto(s) e o(s) solvente(s). 
 Água com gás
©
Sh
u
tt
er
st
oc
k/
g
re
se
i
Soluto(s): 
Solvente(s): água 
 Água do mar
©
Sh
u
tt
er
st
oc
k/
m
ar
ch
el
lo
74
Soluto(s): sais, areia e outros componentes 
Solvente(s):água 
 Moedas de bronze 
©
Sh
u
tt
er
st
oc
k/
Ve
ra
 P
et
ru
k
Soluto(s): estanho 
Solvente(s): cobre 
 Ar atmosférico 
©
Sh
u
tt
er
st
oc
k/
Ia
ko
v 
Ka
lin
in
Soluto(s): 
Solvente(s): 
gás carbônico (CO2) e diversos minerais
gás oxigênio (O2) e outros gases
gás nitrogênio (N2)
Bronze: liga metálica 
com Cu (90%) e 
Sn (10%).
Ar atmosférico: 78% de N2(g), 21% de O2 e 
outros gases.
a) b)
c) d)
6 Volume 5
3. (UEMA) Em todas as ações fundamentais de nossas vidas, utilizamos água. Leia o texto abaixo:
“Você acorda, acende a luz, toma um banho quente e prepara o almoço. Para cozinharmos, por exemplo, 
o arroz, é comum diluirmos uma “pitada” (pequena quantidade) de sal de cozinha num volume de 
1 litro de água – solução de sal. Vai ao banheiro, escova os dentes e está pronto para o trabalho. Se parar 
para pensar, vai ver que, para realizar todas essas atividades, foi preciso usar água. Logo a água, solvente 
universal, é fundamental para nossa vida”. 
Disponível em: <http//planetasustentavel.abril.com.br/>. Acesso em: 04 jun. 2013. (adaptado) 
 Com base no conceito e nos critérios de classificação de uma solução (estado físico das soluções, estado físico do 
soluto e do solvente e a natureza do soluto), pode-se afirmar que a solução salina é, respectivamente,
a) líquida, sólido-líquido e molecular.
b) sólida, líquido-líquido e molecular.
c) líquida, líquido-líquido e molecular.
d) sólida, líquido-líquido e iônica.
X e) líquida, sólido-líquido e iônica.
4. Leia o texto a seguir e responda às questões. 
Como se forma a neblina?
A neblina é formada pela suspensão de mi-
núsculas gotículas de água numa camada de ar 
próxima ao chão. Ou seja, a neblina nada mais é 
do que uma nuvem em contato com o solo. Esse 
fenômeno, também conhecido como nevoeiro, 
é mais comum em lugares frios, úmidos e ele-
vados e ocorre devido à queda da temperatura 
e à consequente condensação do vapor-d’água 
junto ao solo. A condensação, também chama-
da de liquefação, é a transformação da água em 
estado gasoso (vapor) para o líquido quando 
submetida a um resfriamento. O processo é pa-
recido com o que rola nos automóveis no frio, quando a temperatura dentro do carro fica maior do que 
a externa. O vidro, em contato com o frio externo, permanece gelado. Quando o vapor suspenso no 
interior entra em contato com o para-brisa, ele se condensa e embaça o vidro. [...]
©
Sh
u
tt
er
st
oc
k/
Tr
yb
ex
VASCONCELOS, Yuri. Como se forma a neblina? Disponível em: <http://mundoestranho.abril.com.br/materia/como-se-forma-a-neblina>. 
Acesso em: 27 out. 2015.
a) A neblina é um exemplo de suspensão, coloide ou solução? 
A neblina é um coloide. 
b) Identifique os estados físicos da neblina nas fases dispersa e dispersante. 
Na neblina, a fase dispersa é líquida e a fase dispersante é gasosa. 
c) Cite mais um exemplo do cotidiano que apresenta as mesmas fases que a neblina. 
Desodorante em aerossol. 
Química 7
5. (UEL – PR) A força e a exuberância das cores douradas 
do amanhecer desempenham um papel fundamental 
na produção de diversos significados culturais e 
científicos.
 Enquanto as atenções se voltam para as cores, um 
coadjuvante exerce um papel fundamental nesse 
espetáculo. Trata-se de um sistema coloidal forma-
do por partículas presentes na atmosfera terrestre, 
que atuam no fenômeno de espalhamento da luz do 
Sol.
 Com base no enunciado e nos conhecimentos acerca 
de coloides, considere as afirmativas a seguir.
 I. São uma mistura com partículas que variam de 1 a 
1 000 nm.
 II. Trata-se de um sistema emulsificante. 
 III. Consistem em um sistema do tipo aerossol sólido. 
 IV. Formam uma mistura homogênea monodispersa. 
 Assinale a alternativa correta.
a) Somente as afirmativas I e II são corretas.
X b) Somente as afirmativas I e III são corretas.
c) Somente as afirmativas III e IV são corretas.
d) Somente as afirmativas I, II e IV são corretas.
e) Somente as afirmativas II, III e IV são corretas.
6. O gráfico a seguir representa a curva de solubilidade 
do nitrato de sódio (NaNO3) em função da tempera-
tura. Os pontos indicados no gráfico, numerados de I 
a VI, correspondem a soluções aquosas obtidas pela 
dissolução de diferentes massas do soluto em 100 g 
de água.
20 40 60
I
II
III
VI
V
IV
50
100
150
80 100
Temperatura/ºC
M
as
sa
 d
e 
N
aN
O
3 
em
 g
/1
00
 g
 d
e 
H
2O
0
 Com base nessas informações, é possível afirmar que 
há precipitado nos sistemas:
a) I e II. 
X b) I e III. 
c) IV e V. 
d) V e VI.
7. (UFRGS – RS) Um estudante analisou três soluções 
aquosas de cloreto de sódio, adicionando 0,5 g deste 
mesmo sal em cada uma delas. Após deixar as solu-
ções em repouso em recipientes fechados, ele obser-
vou a eventual presença de precipitado e filtrou as 
soluções, obtendo as massas de precipitado mostradas 
no quadro abaixo.
Solução Precipitado
1 Nenhum
2 0,5 g
3 0,8 g
 O estudante concluiu que as soluções originais 1, 2 e 3 
eram, respectivamente,
a) não saturada, não saturada e saturada.
X b) não saturada, saturada e supersaturada.
c) saturada, não saturada e saturada.
d) saturada, saturada e supersaturada.
e) supersaturada, supersaturada e saturada.
8. (CEFET – MG) Sobre soluções, pode-se afirmar que
 I. as supersaturadas são formadas por soluto, solven-
te e corpo de fundo.
 II. as líquidas são obtidas somente quando solvente e 
soluto se encontram no estado líquido.
 III. as gasosas formam-se somente quando solvente e 
soluto estão no estado gasoso.
 IV. as diluídas possuem a quantidade de soluto muito 
inferior ao grau de saturação do mesmo. 
 V. as iônicas são sistemas homogêneos cujos solutos 
correspondem a substâncias que se comportam 
como eletrólitos. 
 São corretas apenas as afirmativas
a) I, II e III.
b) I, II e IV.
c) I, III e V.
d) II, IV e V.
X e) III, IV e V
9. (ACAFE – SC) Analise as afirmações a seguir.
 l. A solução é uma propriedade que uma substân-
cia possui de formar com outra substância uma 
solução.
Os pontos na curva correspondem a soluções 
saturadas. Regiões abaixo da curva indicam so-
luções insaturadas e regiões acima da curva cor-
respondem a soluções saturadas com corpo de 
fundo. 
8 Volume 5
 ll. Soluto é o material que se dispersa no solvente, for-
mando uma mistura homogênea. 
 Ill. A solubilidade é um sistema formado por duas ou 
mais substâncias que apresenta aspecto uniforme 
em toda sua extensão. 
 lV. Coeficiente de solubilidade é a máxima quantidade 
de soluto que se dissolve em certa quantidade fixa 
de solvente a determinada temperatura.
 Todas as afirmações corretas estão em:
a) I – II – III
b) II – III – IV
X c) II – IV
d) III – IV
10. (MACKENZIE – SP) A solubilidade do cloreto de potássio 
(KCℓ) em 100 g de água em função da temperatura é 
mostrada na tabela abaixo:
Temperatura (ºC)
Solubilidade 
(g KCℓ em 100 g de água)
0 27,6
10 31,0
20 34,0
30 37,0
40 40,0
50 42,6
 Ao preparar-se uma solução saturada de KCℓ em 500 g 
de água, a 40 ºC e, posteriormente, ao resfriá-la, sob 
agitação, até 20 ºC, é correto afirmar que
a) nada precipitará.
b) precipitarão 6 g de KCℓ.
c) precipitarão 9 g de KCℓ.
X d) precipitarão 30 g de KCℓ.
e) precipitarão 45 g de KCℓ.
 
T = 40 ºC S = 40g de KCℓ/100 g de água
40 g de KCℓ — 100 g de H2O
 x — 500 g de H2O
x = 200 g de KCℓ 
T = 20 ºC S = 34 g de KCℓ/100 g de água
34 g de KCℓ — 100 g de H2O
 x — 500 g de H2O
x = 170 g de KCℓ 
200 g – 170 g = 30 g de precipitado
11. (UEG – GO) Uma solução foi preparada a 30 ºC pela 
dissolução de 80 g de um sal inorgânico hipotético 
em 180 g de água. A solubilidade dessa substância se 
modifica com a variação da temperatura conforme a 
tabela a seguir.
Temperatura (ºC)
Solubilidade 
(g/100 g de água)
20 32
30 46
 Se a solução for resfriada para 20 ºC, a massa, em 
gramas, do sal que irá precipitar será igual a
a) 48,0
b) 28,0
X c) 22,4
d) 13,8
 
T = 20 ºC S = 32 g de sal/100 g de água 
Portanto, em 180 g de água:
32 g de sal — 100 g de H2O
 x — 180 g de H2O
x = 57,6 g de sal 
Como inicialmente havia 80 g de sal dissolvido, a pre-
cipitação será de: 
80 g – 57,6 g = 22,4 g de sal
12. (UFRGS – RS) A sacarose é extraordinariamente solúvel 
em água, como mostram os dados da tabela abaixo.
T (ºC) 30 50
Solubilidade (g/100 g H2O) 220 260
 Prepara-se uma solução saturada dissolvendo 65 g de 
sacarose em 25 g de água a 50 ºC. A quantidade de 
água a ser adicionada a esta solução inicial, de modo 
que, quando a solução resultante for resfriada até 30 ºC, 
tenhamos uma solução saturada de sacarose em água, 
sem presença de precipitados, é de aproximadamente
a) 2,5 g
X b) 4,5 g
c) 10,0 g
d) 15,8 g
e) 40,0 g
 
T = 30 °C S = 220 g de sacarose/100 g de água
220 g de sacarose — 100 g de H2O
 65 g de sacarose — x
x = 29,5 g de H2O 
Como a solução inicial apresenta 25 g de água, será 
necessário acrescentar 4,5 g para se obter uma so-
lução saturada na temperatura de 30 ºC.
Química 9
Concentração de uma solução
13. No laboratório de química, há um frasco com as se-
guintes informações no rótulo:
A
n
g
el
a 
G
is
el
i. 
20
15
. D
ig
ita
l.
NaOH(aq)
20 g/L
 Isso significa que
a) se trata de uma solução de NaOH dissolvida 
em água.
b) em 1 L dessa solução existem 20 g de NaOH.
c) em 500 mL dessa solução existem 10 g de 
NaOH.
 
20 g de NaOH — 1,0 L de solução
 x — 0,5 L de solução
x = 10 g de NaOH
d) em 100 cm3 dessa solução existem 2 g de 
NaOH.
 
20 g de NaOH — 1,0 L de solução
 x — 0,1 L de solução
x = 2 g de NaOH
14. No laboratório de química, há um frasco com as se-
guintes informações no rótulo:
HNO3(aq)
0,1 mol/L
A
n
g
el
a 
G
is
el
i. 
20
15
. D
ig
ita
l.
 Isso significa que
a) se trata de uma solução de dissolvida 
em água .
b) em 1 L dessa solução existe 0,1 mol de 
HNO3.
c) em 500 cm3 dessa solução existe 0,05 mol 
de HNO3.
d) em 1 L dessa solução existem 6,3 g de 
HNO3. 
 
M(HNO3) = 1 · 1 + 1 · 14 + 3 · 16 = 63 g
 1 mol de HNO3 — 63 g
0,1 mol de HNO3 — x
x = 6,3 g de HNO3
e) em 200 mL dessa solução existe 1,26 g de 
HNO3.
 
6,3 g de HNO3 — 1,0 L de solução
 x — 0,2 L de solução
x = 1,26 g de HNO3
HNO3
10 Volume 5
15. (PUC-Rio – RJ) Um químico dissolveu 0,040 g de NaOH 
em água formando 1 000 mL de solução, cuja densi-
dade é 1,00 g mL−1. A informação que o químico não 
poderia colocar no rótulo dessa solução é: 
a) Solução de NaOH 0,040 mg mL−1.
 
0,040 g de NaOH — 1 000 mL de solução
 x — 1 mL de solução
x = 0,040 · 10–3 g = 0,040 mg 0,040 mg/mL 
b) Solução de NaOH 4,0 ∙ 10−3 g de NaOH por 100 mL.
 
0,040 g de NaOH — 1 000 mL de solução
 x — 100 mL de solução
x = 4,0 g · 10–3 g de NaOH 
c) Solução com 40 partes por milhão de NaOH.
 
0,040 g de NaOH — 1 000 g de solução
 x — 106 g de solução
x = 0,040 · 103 g = 40 g 40 ppm
d) Solução 0,0040%, em massa, de NaOH.
 
0,040 g de NaOH — 1 000 g de solução
 x — 100 g de solução
x = 0,0040 g = 0,0040%
X e) Solução de NaOH 4,0 ∙ 10−3 mol L−1.
 
0,040 g de NaOH — 1 L de solução 0,040 g/L
M(NaOH) = 1 · 23 + 1 · 16 + 1 · 1 = 40 g/mol
1 mol de NaOH — 40 g
 x — 0,040 g
x = 1 · 10–3 mol de NaOH 1 · 10–3 mol/L
16. O sulfato de ferro III (Fe2(SO4)3) é um sal muito solúvel 
em água, sendo fonte de ferro (Fe) e enxofre (S) na 
forma de sulfato (SO4
2–). Por isso, é utilizado tanto na 
agricultura em geral quanto para o desenvolvimento de 
formas de cultivo e soluções hidropônicas. Determine 
a concentração, em quantidade de matéria por volume 
para cada íon, em uma solução 0,02 mol/L.
 
Fe2(SO4)3(aq) 2 Fe
3+
(aq) + 3 SO4
2–
(aq)
0,02 mol/L 2 · 0,02 mol/L 3 · 0,02 mol/L
 0,04 mo/L 0,06 mol/L
17. Muitos alimentos industrializados contêm conservantes 
– substâncias que retardam a alteração provocada por 
micro-organismos no alimento. O benzoato de sódio, 
bastante utilizado na conservação de sucos de frutas e 
refrigerantes, por exemplo, é adicionado em uma con-
centração máxima de até 0,1%. Isso significa que, em 
cada 100 g de alimento, há 0,1 g de aditivo. Qual o 
valor dessa concentração em partes por milhão (ppm)?
 
0,1 g de aditivo — 100 g de alimento
 x — 1 · 106 g de alimento
x = 1 000 g de aditivo 1 000 ppm
Química 11
18. (UEMA) 
Uma peça publicitária veiculada na revista 
Veja apresentou a seguinte chamada: “Gasolina 
S-50 tecnologia para melhorar a vida dos 
brasileiros. A Petrobrás desenvolveu a gasolina 
S-50 que tem 94% menos enxofre do que a 
versão anterior. A redução foi de 800 mg/kg 
para 50 mg/kg do teor de enxofre na gasolina”.
Fonte: REVISTA VEJA. São Paulo: Abril, ed. 2376, p. 76, 4 jun. 2014.
 A representação de concentração do teor de enxofre, 
no texto, corresponde à
a) molalidade 
b) molaridade 
c) fração molar 
X d) parte por milhão 
e) concentração comum 
19. (IMED – RS) Em um laboratório de química foi encon-
trado um frasco de 250 mL com a seguinte informação: 
contém 1,5 g de sulfato ferroso. Assinale a alternativa 
que apresenta a concentração em g/L de sulfato ferro-
so nesse frasco.
a) 0,3 g/L
b) 0,6 g/L
c) 3 g/L
d) 4,75 g/L
X e) 6 g/L
 
1,5 g de sulfato ferroso — 250 mL
 x — 1 000 mL
x = 6 g 6 g/L
Ou, 
C
m
V
C g L
s
15
0 25
6
,
,
/
 
20. Para preparar um copo de 250 mL de suco de fruta, 
foram utilizados dois sachês de açúcar comum, con-
tendo cada um 5 g. Calcule a concentração, em g/L, 
do açúcar nesse suco. 
 
ms = 2 ∙ 5 = 10 g de açúcar
10 g de açúcar — 250 mL de suco
 x — 1 000 mL de suco
x = 40 g de açúcar 40 g/L 
Ou, 
C
m
V
C g L
s
10
0 25
40
,
/
21. (UEPA) Leia o texto para responder à próxima questão.
 As informações destacadas abaixo foram retiradas do 
rótulo de um refrigerante “zero açúcar”:
Ingredientes:
Água gaseificada, extrato de noz de cola, 
cafeína, aroma natural, corante caramelo 
IV, acidulante ácido fosfórico, edulcorantes 
artificiais: ciclamato de sódio (24 mg), 
acessulfame de potássio 5 mg, e aspartame 12 mg, 
por 100 mL, conservador, benzoato de sódio, 
regulador de acidez citrato de sódio. Prazo de 
validade / lote: vide marcação. Aut. CCI / RJ 
Ind. Brasileira.
 A água gaseificada apresenta o seguinte equilíbrio quí-
mico:
 CO2(aq) + 2 H2O(ℓ) �⇀�↽ �� HCO3
–
(aq) + H3O
+
(aq)
 E ainda estão presentes acidulantes utilizados para 
realçar o sabor e para inibir o desenvolvimento de 
micro-organismos. Os acidulantes, comumente usados 
pela indústria alimentícia, são os ácidos cítrico (C6H8O7) 
e fosfórico (H3PO4). Para regular a acidez do meio usa-
-se o citrato de sódio (C6H7O7Na) e para substituir oaçúcar usa-se o aspartame (C14H18N2O5) e o ciclamato 
de sódio (NaC6H12SNO3).
 Sobre a presença do aspartame em 100 mL do refri-
gerante, é correto afirmar que a concentração desse 
adoçante no meio é:
a) 0,0012 g/L
b) 0,012 g/L
X c) 0,12 g/L
d) 12,0 g/L
e) 120,0 g/L
 
12 mg de aspartame — 100 mL de refrigerante
 x — 1 000 mL de refrigerante
x = 120 mg de aspartame = 0,12 g 0,12 g/L
Ou, 
C
m
V
C
C g L
s=
= ⋅
=
−12 10
0 1
0 12
3
,
, /
12 Volume 5
22. (UPF – RS) Os rejeitos líquidos industriais (efluentes) 
são constituídos de substâncias químicas diversas, 
que podem ser inorgânicas, como íons de metais, 
ânions variados e gases dissolvidos; e orgânicas, 
como derivados de petróleo, solventes, tintas e adi-
tivos.
 O Valor Máximo Permitido (VMP) de algumas subs-
tâncias na água potável é muito baixo, como, por 
exemplo:
 Mercúrio (Hg (II)) – 0,001 mg L–1;
 Chumbo (Pb (II)) – 0,15 mg L–1;
 Alumínio (Aℓ (III)) – 0,10 mg L–1;
 Nitrato (como N) – 10 mg L–1;
 Glifosato – 0,5 mg L–1.
(Disponível em: http://imaculadacintra.blogspot.com.
br/2011_03_01_archive.html. Acesso em 6 out. 2013) 
 Nesses casos, esses valores de concentrações levam 
a soluções extremamente diluídas, isto é, na faixa de 
partes por milhão (ppm) (mg L–1) ou partes por bilhão 
(ppb) (μg L–1).
 Considere que a concentração de íons Aℓ3+ em uma 
dada porção de água é de 0,15 mg L–1 (150 ppb) e 
que um indivíduo ingere um copo contendo 250 mL 
dessa água. Nessas condições, considerando a massa, 
em gramas, de íons Aℓ3+ que são ingeridos acima ou 
abaixo dos valores de VMP máximo, assinale a opção 
que descreve corretamente o valor referente à água 
ingerida por esse indivíduo.
a) 3,75 ∙ 10–5 g de íons Aℓ3+ acima do VMP máximo. 
X b) 1,25 ∙ 10–5 g de íons Aℓ3+ acima do VMP máximo. 
c) 2,5 ∙ 10–5 g de íons Aℓ3+ acima do VMP máximo.
d) 3,75 ∙ 10–2 g de íons Aℓ3+ abaixo do VMP máximo. 
e) 1,25 ∙ 10–2 g de íons Aℓ3+ abaixo do VMP máximo.
 
• Quantidade de Aℓ3+, em 250 mL de água, de acordo 
com o VMP: 
0,10 mg de Aℓ3+ — 1 L de água
 x — 0,25 L de água
x = 0,025 mg = 2,5 · 10–5 g de Aℓ3+
• Quantidade de Aℓ3+, em 250 mL de água, na porção de 
água ingerida: 
0,15 mg de Aℓ3+ — 1 L de água
 x — 0,25 L de água
x = 0,0375 mg = 3,75 · 10–5 g de Aℓ3+
Portanto, 
3,75 · 10–5 – 2,5 · 10–5 = 1,25 · 10–5 g acima do VMP.
23. (ENEM) A utilização de processos de biorremediação 
de resíduos gerados pela combustão incompleta de 
compostos orgânicos tem se tornado crescente, visan-
do minimizar a poluição ambiental. Para a ocorrência 
de resíduos de naftaleno, algumas legislações limitam 
sua concentração em até 30 mg/kg para solo agrícola 
e 0,14 mg/L para água subterrânea. A quantificação 
desse resíduo foi realizada em diferentes ambientes, 
utilizando-se amostras de 500 g de solo e 100 mL de 
água, conforme apresentado no quadro.
Ambiente Resíduo de naftaleno (g)
Solo I 1,0 ∙ 10–2
Solo II 2,0 ∙ 10–2
Água I 7,0 ∙ 10–6
Água II 8,0 ∙ 10–6
Água III 9,0 ∙ 10–6
Química 13
 O ambiente que necessita de biorremediação é o(a)
a) solo I 
X b) solo II 
c) água I 
d) água II 
e) água III 
 
• Solo I: 
1,0 · 10–2 g de naftaleno — 500 g de solo
 x — 1 000 g de solo
x = 2,0 · 10–2 g de naftaleno = 0,02 g = 20 mg 20 mg/kg
• Solo II: 
2,0 · 10–2 g de naftaleno — 500 g de solo
 x — 1 000 g de solo
x = 4,0 · 10–2 g de naftaleno = 0,04 g = 40 mg 40 mg/kg
• Água I: 
7,0 · 10–6 g de naftaleno — 100 mL de água
 x — 1 000 mL de água
x = 7,0 · 10–5 g de naftaleno = 0,07 mg 0,07 mg/L
• Água II: 
8,0 · 10–6 g de naftaleno — 100 mL de água
 x — 1 000 mL de água
x = 8,0 · 10–5 g de naftaleno = 0,08 mg 0,08 mg/L
• Água III: 
9,0 · 10–6 g de naftaleno — 100 mL de água
 x — 1 000 mL de água
x = 9,0 · 10–5 g de naftaleno = 0,09 mg 0,09 mg/L
Entre as amostras analisadas, apenas a do solo II 
ultrapassa o limite de 30 mg/kg de naftaleno permitido 
pela legislação.
24. (ENEM) A varfarina é um fármaco que diminui a 
agregação plaquetária, e por isso é utilizada como 
anticoagulante, desde que esteja presente no plasma, 
com uma concentração superior a 1,0 mg/L. Entretanto, 
concentrações plasmáticas superiores a 4,0 mg/L 
podem desencadear hemorragias. As moléculas 
desse fármaco ficam retidas no espaço intravascular e 
dissolvidas exclusivamente no plasma, que representa 
aproximadamente 60% do sangue em volume.
 Em um medicamento, a varfarina é administrada por 
via intravenosa na forma de solução aquosa, com con-
centração de 3,0 mg/mL. Um indivíduo adulto, com 
volume sanguíneo total de 5,0 L, será submetido a um 
tratamento com solução injetável desse medicamento.
 Qual é o máximo volume da solução do medicamento 
que pode ser administrado a esse indivíduo, pela via 
intravenosa, de maneira que não ocorram hemorragias 
causadas pelo anticoagulante?
a) 1,0 mL
b) 1,7 mL
c) 2,7 mL
X d) 4,0 mL
e) 6,7 mL
 
5 L de sangue — 100%
 x — 60%
x = 3 L de sangue
4,0 mg de varfarina — 1 L
 x — 3 L
x = 12,0 mg de varfarina
 3,0 mg de varfarina — 1 mL de medicamento
12,0 mg de varfarina — x
x = 4 mL de medicamento
25. (PUC-Rio – RJ) Na gasolina combustível comercia-
lizada no Brasil, o etanol (CH3CH2OH) está presente 
como aditivo, sendo sua quantidade (em volume per-
centual) fixada entre 24 a 26%. O etanol é miscí-
vel, em todas as proporções com a gasolina e com a 
água, porém a água não se mistura com a gasolina. 
Indique a alternativa que mais se aproxima do valor 
da concentração em quantidade de matéria de eta-
nol em 100 mL de gasolina, combustível que contém 
25% de etanol em volume, sabendo que a densidade 
do etanol é 0,80 g mL−1.
a) 1,2 mol L−1
b) 3,6 mol L−1
X c) 4,3 mol L−1
d) 5,6 mol L−1
e) 8,6 mol L−1
 
25% = 25 mL de etanol em 100 mL de gasolina
d
m
V
m
m
0 8
25
20
,
g de etanol
M(C2H5OH) = 2 · 12 + 6 · 1 + 1 ·16 = 46 g/mol
1 mol de etanol — 46 g
 x — 20 g
x 0,43 mol de etanol
0,43 mol de etanol — 100 mL de gasolina
 x — 1 000 mL de gasolina
x = 4,3 mol de etanol 4,3 mol/L
Ou, 
 · d · 1 000 = [ ] · M
25
100
 · 0,8 · 1 000 = [ ] · 46
[ ] ≅ 4,3 mol/L
14 Volume 5
Variação na concentração de uma solução
26. (UEPG – PR) A respeito dos conceitos relacionados a 
dispersões e a soluções, assinale o que for correto.
X (01) Dispersões são misturas de duas ou mais subs-
tâncias onde a substância em menor quantidade 
recebe o nome de disperso. 
X (02) Uma solução pode ser ao mesmo tempo diluída e 
saturada. 
X (04) Quando um volume de 20 mL de uma solução 
de ácido sulfúrico 0,05 mol/L é diluído para um 
volume final de 100 mL, a concentração torna-se 
igual a 0,01 mol/L. 
X (08) Em uma solução com densidade igual a 1,1 g/cm3, 
cada 100 mL tem massa igual a 110 g. 
X (16) A reação entre os solutos na mistura de duas 
soluções poderá ocorrer com excesso de um dos 
solutos.
27. Em laboratórios, em especial nos de Química, não exis-
tem soluções em todas as concentrações possíveis. 
Por isso, misturas são preparadas com base em so-
luções com concentrações conhecidas, em geral, mais 
elevadas. Relacione corretamente cada técnica para 
preparar soluções com sua característica.
1. Diluição
2. Evaporação
3. Mistura de soluções
( 3 ) Utiliza duas ou mais soluções que podem ser de 
um mesmo soluto ou de solutos diferentes.
( 2 ) Retirada de solvente para a obtenção de uma solu-
ção mais concentrada.
( 1 ) Acréscimo de solvente à solução para a obtenção 
de uma solução diluída.
( 2 ) Aquecimento cuidadoso da solução, de modo que 
apenas o solvente evapore. 
( 1 ) O volume final é obtido pela soma do volumeinicial 
com o volume de solvente adicionado.
( 3 ) A quantidade de soluto (massa ou quantidade de 
matéria) na solução final corresponde à soma das 
quantidades de soluto nas soluções iniciais.
28. As soluções armazenadas no almoxarifado de um 
laboratório são, em sua maioria, concentradas. Para 
realizar um experimento, um professor precisa de 
500 mL de uma solução de hidróxido de sódio 
0,5 mol/L. Porém, no laboratório, há disponível 
somente a solução na concentração 1 mol/L. 
a) Qual procedimento o professor deve realizar para 
obter a solução desejada? Justifique sua resposta.
Para obter a solução desejada, o professor deve acrescentar 
solvente, ou seja, realizar a diluição. O resultado é a obtenção
de uma solução em que a concentração final é menor que a 
concentração inicial. 
b) Com o auxílio de cálculos, determine o volume inicial 
da solução-estoque em mL. 
 
[ ]inicial · Vinicial = [ ]final · Vfinal
1 · Vinicial = 0,5 · 500
Vinicial = 250 mL
29. (UFMS) O volume de HCℓ concentrado (12 mol/L), ne-
cessário para preparar 500 mL de solução aquosa de 
HCℓ de concentração 0,06 mol/L, é igual a
X a) 2,5 mL 
b) 4,0 mL 
c) 5,0 mL 
d) 8,0 mL 
e) 10,0 mL 
 
[ ]inicial · Vinicial = [ ]final · Vfinal
12 · Vinicial = 0,06 · 500
Vinicial = 2,5 mL
Química 15
30. (UNIFOR – CE) Um farmacêutico precisa preparar com 
exatidão 1,0 L de solução de glicose de concentração 
5,0 g/L. Partindo de uma solução-estoque de concen-
tração 50,0 g/L, ele deve medir
a) 100,0 mL da solução-estoque e adicionar 1,0 L de 
água destilada.
b) 10,0 mL da solução-estoque e adicionar 1,0 L de 
água destilada.
c) 1,0 mL da solução-estoque e adicionar água desti-
lada até completar 1,0 L.
d) 10,0 mL da solução-estoque e adicionar água des-
tilada até completar 1,0 L.
X e) 100,0 mL da solução-estoque e adicionar água des-
tilada até completar 1,0 L.
 
Cinicial · Vinicial = Cfinal · Vfinal
50 · Vinicial = 5 · 1
Vinicial = 0,1 L = 100 mL
31. (UDESC) Assinale a alternativa que corresponde ao 
volume de solução aquosa de sulfato de sódio, a 
0,35 mol/L, que deve ser diluída por adição de água, 
para se obter um volume de 650 mL de solução a 
0,21 mol/L.
a) 500 mL
b) 136 mL
c) 227 mL
d) 600 mL
X e) 390 mL
 
[ ]inicial · Vinicial = [ ]final · Vfinal
0,35 · Vinicial = 0,21 · 650
Vinicial = 390 mL
32. (UNIFOR – CE) Considere uma solução aquosa conten-
do 40 mg de AgNO3 por cm
3 de solução. Por diluição, 
com água, pretende-se obter uma nova solução aquo-
sa, agora contendo 16 mg de AgNO3 por cm
3 de solu-
ção. Para isso, cada cm3 da solução original deve ser 
diluída a um volume de
a) 1,5 cm3
b) 2,0 cm3
X c) 2,5 cm3
d) 3,0 cm3
e) 5,0 cm3
 
Cinicial · Vinicial = Cfinal · Vfinal
40 · 1 = 16 · Vfinal
Vfinal = 2,5 cm
3
33. (UNESP – SP) 
Alguns cheiros nos provocam fascínio e atração. 
Outros trazem recordações agradáveis, até mesmo 
de momentos da infância. Aromas podem causar 
sensação de bem-estar ou dar a impressão de que 
alguém está mais atraente. Os perfumes têm sua 
composição aromática distribuída em um mo-
delo conhecido como pirâmide olfativa, dividida 
horizontalmente em três partes e caracterizada 
pelo termo nota. As notas de saída, constituídas 
por substâncias bem voláteis, dão a primeira im-
pressão do perfume. As de coração demoram um 
pouco mais para serem sentidas. São as notas de 
fundo que permanecem mais tempo na pele. 
(Cláudia M. Rezende. Ciência Hoje, julho de 2011. Adaptado.) 
 Um químico, ao desenvolver um perfume, decidiu in-
cluir entre os componentes um aroma de frutas com 
concentração máxima de 10–4 mol/L. Ele dispõe de um 
frasco da substância aromatizante, em solução hidroal-
coólica, com concentração de 0,01 mol/L.
 Para a preparação de uma amostra de 0,50 L do novo 
perfume, contendo o aroma de frutas na concentração 
desejada, o volume da solução hidroalcoólica que o 
químico deverá utilizar será igual a
X a) 5,0 mL
b) 2,0 mL
c) 0,50 mL
d) 1,0 mL
e) 0,20 mL
 
[ ]inicial · Vinicial = [ ]final · Vfinal
0,01 · Vinicial = 1 · 10
–4 · 0,5
Vinicial = 5 · 10
–3 L = 5 mL
16 Volume 5
34. Uma colher de sopa bem cheia (20 g) de açúcar comum 
(C12H22O11) foi dissolvida em 0,5 L de água filtrada. 
Após o preparo dessa solução, dissolveu-se uma colher 
de café (3,5 g) de sal de cozinha (NaCℓ) em 0,5 L de 
água filtrada. 
 Com bases nessas informações: 
a) calcule a concentração em g/L para cada solução.
 
• Solução de açúcar comum: 
20 g de açúcar — 0,5 L de solução
 x — 1,0 L de solução
x = 40 g de açúcar 40 g/L
• Solução de sal de cozinha: 
3,5 g de sal — 0,5 L de solução
 x — 1,0 L de solução
x = 7 g de sal 7 g/L
b) calcule a concentração em mol/L para cada solu-
ção, considerando a concentração em g/L determi-
nada no item anterior. 
 
• Solução de açúcar comum: 40 g/L
M(C12H22O11) = 12 · 12 + 22 · 1 + 11 · 16 = 342 g/mol
1 mol de açúcar — 342 g
 x — 40 g
x 0,12 mol 0,12 mol/L
• Solução de sal de cozinha: 7 g/L
M(NaCℓ) = 1 · 23 + 1 · 35,5 = 58,5 g/mol
1 mol de sal — 58,5 g
 x — 7 g
x 0,12 mol 0,12 mol/L
c) determine a concentração, em mol/L, da solução 
obtida pela mistura das duas soluções. 
 
• Solução de açúcar comum:
[ ]inicial · Vinicial = [ ]final · Vfinal
0,12 · 0,5 = [ ]final · 1
[ ]final = 0,06 mol/L
• Solução de sal de cozinha:
[ ]inicial · Vinicial = [ ]final · Vfinal
0,12 · 0,5 = [ ]final · 1
[ ]final = 0,06 mol/L 
Nesse caso, como não ocorre reação química entre as 
espécies participantes, cada soluto deve ser considera-
do de modo independente na solução final, como se o 
outro soluto não estivesse sendo misturado a ele e como 
se, a cada solução, fosse realizada uma diluição.
35. Titulação é a operação básica da análise volumétrica 
que consiste na relação entre o soluto da solução-pa-
drão e o soluto da solução-problema.
 
Gastos 20 mL 
de solução
HCℓ 0,1 M
10 mL 
de solução
NaOH
 De acordo com o esquema, calcule:
a) a quantidade, em matéria de HCℓ, consumida nessa 
técnica.
 
0,1 mol de HCℓ — 1 L
 x — 0,02 L
x = 2 · 10–3 mol de HCℓ 
b) a concentração, em mol/L, da solução de NaOH. 
 
HCℓ : NaOH 
2 · 10–3 mol de NaOH — 0,01 L
 x — 1 L
x = 0,2 mol de NaOH 0,2 mol/L
C
or
el
Ja
ck
 A
rt
. D
ig
ita
l. 
20
11
.
Química 17
36. O ponto-final de uma titulação é conhecido como pon-
to de viragem e sua observação macroscópica é feita 
com a ajuda de um indicador. O esquema a seguir ilus-
tra uma titulação em que 20 mL de uma solução de 
H2SO4 foram neutralizados com 40 mL de uma solução 
0,1 mol/L de KOH.
B
Solução
conhecida
(titulante)
A
Solução
desconhecida
(problema)
Suporte 
universal
a) Identifique as substâncias e os nomes das vidrarias 
usadas nessa técnica volumétrica. 
 Substância em A: KOH 
 Substância em B: 
 Vidraria A: bureta 
 Vidraria B: erlenmeyer 
b) Calcule a concentração em mol/L da solução- 
-problema.
 
0,1 mol de KOH — 1 L
 x — 0,04 L
x = 4 · 10–3 mol de KOH
2 KOH : 1 H2SO4
 2 mols — 1 mol
 4 · 10–3 mol — x
x = 2 · 10–3 mol de H2SO4
2 · 10–3 mol de H2SO4 — 20 mL
 x — 1 000 mL
x = 0,1 mol 0,1 mol/L
37. O componente principal do suco gástrico, presen-
te em nosso estômago, é o ácido clorídrico (HCℓ). O 
excesso desse ácido provoca um desconforto conhe-
cido como azia. Para tratar essa sensação desagra-
dável, recomenda-se a ingestão de leite de magnésia 
– Mg(OH)2(aq). Supondo que a concentração de HCℓ(aq) 
no estômago seja de 0,1 mol/L, determine o volume 
necessário do antiácido com concentração 0,1 mol/L 
para neutralizar 10 mL de suco gástrico.
H2SO4
 
0,1 mol de HCℓ — 1 L
 x — 0,01 L
x = 1 · 10–3 mol de HCℓ
2 HCℓ: Mg(OH)2 
 2 mols — 1 mol
 1 · 10–3 mol — x 
x = 5 · 10–4 mol de Mg(OH)2 
 0,1 mol de Mg(OH)2 — 1 L
5 · 10–4 mol de Mg(OH)2 — x
x = 5 · 10–3 L de antiácido = 5 mL
38. (UFG – GO) O preparo de soluções pode apresentar er-
ros experimentais e, consequentemente, afetar o valor 
da concentração da solução resultante. Para contornar 
esse problema, utilizam-se padrões primários para en-
contrar a concentração exata das soluções preparadas. 
O ácido oxálico (H2C2O4), por exemplo, é um composto 
utilizado para corrigir a concentração de soluções alca-
linas por meio da técnica de titulometria. Uma alíquota 
de 5,0 mL de uma solução de H2C2O4 0,100 mol/L 
foi titulada com uma solução de NaOH 0,100 mol/L, 
utilizando-se a fenolftaleína como indicador. De acordo 
com a equação química (não balanceada) apresentada 
a seguir
 H2C2O4(aq) + NaOH(aq) Na2C2O4(aq) + H2O(aq)
 o volume esperado para observação do ponto de vira-
gem é:
a) 50,0 mL
b) 40,0 mL
c) 30,0 mL
d) 20,0 mL
X e) 10,0 mL
 
H2C2O4(aq) + 2 NaOH(aq) Na2C2O4(aq) + 2 H2O(aq)
0,100 mol de H2C2O4 — 1 L de solução
 x — 5 · 10–3 L solução
x = 5 · 10–4 mol de H2C2O4 
1 H2C2O4 : 2 NaOH
 1 mol — 2 mols
5 · 10–4 mol — x
x = 1 · 10–3 mol de NaOH
 0,1 mol de NaOH — 1 L
1 · 10–3 mol de NaOH — x
x = 0,01 L = 10 mL
Ja
ck
 A
rt
. D
ig
ita
l. 
20
11
.
18 Volume 5
Propriedades de líquidos puros
Vaporização é a passagem do estado líquido para o estado de vapor.
A passagem do estado líquido para o gasoso ocorre de diferentes maneiras, pois a vaporização pode acontecer em diversas velocidades, 
dependendo da quantidade de energia envolvida. Entre essas formas, destacam-se: 
• evaporação – passagem de forma lenta e com temperatura abaixo da de ebulição do estado líquido para o vapor; ocorre na superfície do 
líquido. 
• ebulição – passagem do estado líquido para o vapor, com formação de bolhas no interior e na superfície do líquido (fervura). 
Volatilidade é a facilidade que algumas substâncias têm para liberar moléculas no estado gasoso.
Pressão de vapor de um líquido
A pressão de vapor de um líquido é a maior pressão exercida pelos va-
pores desse líquido em equilíbrio dinâmico com a fase líquida a deter-
minada temperatura.
D
iv
o.
 2
01
1.
 D
ig
ita
l.
Quanto maior a pressão de vapor de um líquido, maior a quantidade de moléculas na forma de vapor e, 
consequentemente, mais volátil é esse líquido.
Temperatura de ebulição de um líquido
Um líquido entra em ebulição (ferve) no momento em que sua 
pressão de vapor se iguala à pressão atmosférica.
D
iv
o.
 2
01
1.
 D
ig
ita
l.
10
Propriedades das 
soluções
19Química
Título 
Peso 1
Em um mesmo local, quanto mais volátil o líquido, menor será sua temperatura de ebulição. 
Locais de maior altitude têm menor pressão atmosférica, consequentemente, menor será a temperatura de ebulição de 
um líquido puro.
Diagrama de fase
 • Ponto triplo: ponto marcado pela intersecção das curvas, em que, em uma mesma pressão e temperatura, coexistem as três fases em equi-
líbrio (sólido, líquido e gasoso). 
20 Volume 5
Efeitos coligativos – aspectos qualitativos
 • Propriedades coligativas: estudo das variações nas propriedades físicas do solvente provocadas pela adição de um soluto não volátil. Portan-
to, depende exclusivamente da quantidade de soluto presente na solução. 
Tonoscopia
Relacionada ao abaixamento da pressão de vapor do solvente provocado pela adição de 
um soluto não volátil.
 Concentração da solução Quantidade de soluto
 Pressão de vapor
 
Líquido puro 
(solvente)
Solução
(soluto + solvente)
p
0
Pressão (atm)
Efeito
tonoscópico
Temperatura (ºC)T
p
 p = p
0
 – p
Ebulioscopia
Relacionada ao aumento da temperatura de ebulição do solvente provocado pela adição de 
um soluto não volátil.
 Concentração da solução Quantidade de soluto 
 Temperatura de ebulição
Pressão (atm)
Líquido puro 
(solvente) Solução 1
Solução 2
p
T
0
T
1
T
2
T = T
1
 – T
O
Efeito
ebulioscópico
Temperatura (ºC)
Crioscopia
Relacionada à diminuição da temperatura de congelamento do solvente provocada pela 
adição de um soluto não volátil.
 Concentração da solução Quantidade de soluto
 Temperatura de congelamento
Pressão (atm)
Líquido puro 
(solvente)
Solução 1
Solução 2
T
2
T
1
T
0
líquido
sólido
Temperatura (ºC)
Efeito
crioscópico
T = T
1
 – T
O
Química 21
Título 
Peso 1
Osmoscopia
Osmose: fenômeno relacionado ao movimento das moléculas do solvente por meio de uma 
membrana semipermeável.
É possível interromper ou até mesmo reverter o processo da osmose. Para isso, basta 
aplicar uma pressão externa sobre a solução, por exemplo. Essa pressão é chamada de 
pressão osmótica ( ). 
(π)
Quanto maior for o número de partículas de soluto, isto é, quanto mais concentrada for a solução, mais intensos serão os efeitos coligativos.
Assim:
– menor a pressão de vapor;
– maior o ponto de início de ebulição;
– menor o ponto de início de congelação;
– maior a pressão osmótica.
22 Volume 5
Atividades
Propriedades de líquidos puros
1. Há diferentes maneiras de denominar a passagem do 
estado líquido para o gasoso, pois a vaporização pode 
ocorrer com velocidades diferentes dependendo da 
quantidade de energia envolvida. Explique a diferença 
entre evaporação e ebulição e dê um exemplo.
A evaporação ocorre de forma natural, lenta e na superfície do 
líquido. Exemplo: as roupas molhadas estendidas no varal sob 
a ação do vento e do sol evaporam a água. A ebulição é um 
processo artificial em que uma fonte de calor, normalmente o fogo,
provoca a passagem violenta do estado líquido para o vapor.
Nesse processo, ocorre a formação de bolhas no interior e tam-
bém na superfície do líquido. Exemplo: a água fervendo em
uma panela levada ao fogo.
2. Em um salão de beleza, é comum a utilização de remo-
vedores de esmalte. Existe uma série de removedores 
disponíveis no mercado, os principais são: acetona, 
acetato de etila e óleos; entre eles, a acetona evapora 
mais rapidamente. Que propriedade está relacionada a 
essa característica da acetona? 
A facilidade que as substâncias apresentam para liberar 
moléculas no estado gasoso é chamada de volatilidade. 
3. (UEG – GO) As propriedades físicas dos líquidos podem 
ser comparadas a partir de um gráfico de pressão de 
vapor em função da temperatura, como mostrado no 
gráfico hipotético a seguir para as substâncias A, B, C 
e D.
 Segundo o gráfico, o líquido mais volátil será a subs-
tância
X a) A b) B c) C d) D
4. (PUC Minas – MG) As temperaturas normais de ebuli-
ção da água, do etanol e do éter etílico são, respecti-
vamente, 100 ºC, 78 ºC e 35 ºC. Observe as curvas no 
gráfico da variação de pressão de vapor do líquido (Pv) 
em função da temperatura (T).
Temperatura/ºC
I
Pr
es
sã
o 
de
 v
ap
or
/m
m
H
g
II
III
ét
er
 e
tíl
ic
o
et
an
ol
ág
ua
 As curvas I, II e III correspondem, respectivamente, aos 
compostos:
a) água, etanol e éter etílico.
X b) éter etílico, etanol e água.
c) éter etílico, água e etanol.
d) água, éter etílico e etanol.
5. (UNICAMP – SP) Muito se ouve sobre ações em que 
se utilizam bombas improvisadas. Nos casos que 
envolvem caixas eletrônicos, geralmente as bombas 
são feitas com dinamite (TNT – trinitrotolueno), mas 
nos atentados terroristas geralmente são utilizados 
explosivos plásticos, que não liberam odores. Cães 
farejadores detectam TNT em razão da presença de 
resíduos de DNT (dinitrotolueno), uma impureza do TNT 
que tem origem na nitração incompleta do tolueno. Se 
os cães conseguem farejar com mais facilidade o DNT, 
isso significa que, numa mesma temperatura, esse 
composto deve ser 
a) menos volátil que o TNT, e portanto tem uma menor 
pressão de vapor.
b) mais volátil que o TNT, e portanto tem uma menor 
pressão de vapor.
c) menos volátil queo TNT, e portanto tem uma maior 
pressão de vapor.
X d) mais volátil que o TNT, e portanto tem uma maior 
pressão de vapor.
Química 23
c) qual é a mais volátil? Justifique sua resposta. 
O éter é o líquido mais volátil, pois tem maior pressão de 
vapor em uma mesma temperatura. 
d) a 700 mmHg, qual o ponto de ebulição de cada uma 
das substâncias?
PE(éter etílico) 35 ºC PE(etanol) 75 °C
e) a 500 mmHg e 50 °C, qual é o estado físico de cada 
uma das substâncias? Justifique sua resposta. 
8. (UCS – RS) O diagrama de fases da água, representado 
abaixo, permite avaliar o estado físico de uma amostra 
de água em função da pressão e da temperatura às 
quais está submetida.
 Com base no diagrama de fases da água, considere as 
afirmativas abaixo.
 I. A patinação no gelo ocorre, pois a pressão que a lâ-
mina dos patins exerce sobre o gelo provoca a fusão 
da água, permitindo o deslizamento. 
 II. A utilização da panela de pressão acelera o cozi-
mento dos alimentos, pois possibilita o aumento da 
temperatura de ebulição da água. 
 III. A água apresenta menor temperatura de ebulição 
em Caxias do Sul – RS, comparada a uma cidade 
localizada no nível do mar, onde a pressão atmosfé-
rica é maior. 
 Das afirmativas acima, pode-se dizer que
a) apenas I está correta.
b) apenas II está correta.
c) apenas I e III estão corretas.
d) apenas II e III estão corretas.
X e) I, II e III estão corretas.
A 500 mmHg, a temperatura de ebulição do éter etílico é 
próxima de 25 ºC. Portanto, a 50 ºC essa substância está 
no estado gasoso. Nesse mesmo local, a temperatura de 
ebulição do etanol é igual a 70 ºC, ou seja, a 50 ºC o álcool 
é líquido. 
6. (PUC Minas – MG) Em um laboratório, um estudante 
recebeu três diferentes amostras (X, Y e Z). Cada uma de 
um líquido puro, para que fosse estudado o comportamento 
de suas pressões de vapor em função da temperatura. 
Realizado o experimento, obteve-se o seguinte gráfico da 
pressão de vapor em função da temperatura.
 Considerando-se essas informações, é correto afirmar que:
a) o líquido Z é aquele que apresenta maior volatilidade. 
b) o líquido X é o que apresenta maior temperatura de 
ebulição ao nível do mar. 
X c) as forças de atração intermoleculares dos líquidos 
aumentam na ordem: X < Y < Z. 
d) a temperatura de ebulição do líquido Z, à pressão de 
700 mmHg, é 80 ºC.
7. As curvas referentes à pressão de vapor do éter etílico 
e do etanol estão representadas no gráfico a seguir: 
–10 0 10 20 30 40 50 60 70 80
100
200
300
400
500
600
700
800
éter etílico
etanol
T (ºC)
Pressão de vapor (mmHg)
 De acordo com as informações, responda: 
a) em uma mesma temperatura, qual substância tem 
maior pressão de vapor?
Em uma mesma temperatura, o éter etílico tem maior 
pressão de vapor. 
b) em um mesmo local, qual substância tem maior 
temperatura de ebulição?
Em uma mesma pressão, o álcool apresenta maior 
temperatura de ebulição. 
24 Volume 5
Efeitos coligativos – aspectos qualitativos
9. A adição de um soluto não volátil altera as proprieda-
des físicas de um solvente, como pressão de vapor e 
temperaturas de fusão e ebulição. As variações que 
ocorrem com essas propriedades são conhecidas 
como coligativas. Indique a qual efeito coligativo cor-
respondem os conceitos apresentados no quadro a 
seguir. 
Propriedade relacionada à 
diminuição da temperatura 
de congelamento do 
solvente
Crioscopia
Propriedade relacionada ao 
abaixamento da pressão de 
vapor do solvente
Tonoscopia
Propriedade relacionada ao 
aumento da temperatura de 
ebulição do solvente
Ebulioscopia
10. (UFG – GO) As propriedades das soluções que 
dependem do solvente e da concentração do soluto 
são denominadas propriedades coligativas. O gráfico a 
seguir representa as variações de pressão de vapor e 
temperatura de fusão e ebulição causadas pela adição 
de um soluto não volátil à água. As linhas contínua 
e tracejada referem-se à água pura e à solução, 
respectivamente.
 Analisando-se o referido gráfico, conclui-se que as va-
riações em I, II e III representam, respectivamente, as 
propriedades relacionadas a
a) tonoscopia, crioscopia e ebulioscopia.
b) ebulioscopia, crioscopia e tonoscopia.
X c) crioscopia, ebulioscopia e tonoscopia.
d) tonoscopia, ebulioscopia e crioscopia.
e) crioscopia, tonoscopia e ebulioscopia.
11. 
©
Sh
u
tt
er
st
oc
k/
Bi
ld
ag
en
tu
r Z
oo
n
ar
 G
m
b
H
Eles são enormes blocos que se desprendem das 
geleiras polares – que, por sua vez, foram formadas 
pelas neves da Era Glacial. São, portanto, de água 
doce e não devem ser confundidos com água do mar 
congelada.
COMO podem os icebergs, que ficam no mar, ser feitos de água doce? 
Mundo Estranho. Disponível em: <http://mundoestranho.abril.com.
br/materia/como-podem-os-icebergs-que-ficam-no-mar-ser-feitos-de-
agua-doce>. Acesso em: 30 out. 2015.
 Por que a água do mar, em lugares frios, permanece 
líquida mesmo em temperaturas tão baixas?
O ponto de fusão ou de solidificação da água, ao nível do mar,
é 0 ºC. No entanto, a presença de sal na água diminui a tem-
peratura de congelamento do solvente. Por esse motivo, a água
do mar em lugares frios permanece líquida mesmo em tem-
peraturas tão baixas. As camadas de gelo que se formam, como
os icebergs, são constituídas apenas por água pura, enquanto
o restante que permanece no estado líquido é água que contém 
diversos sais, sendo o principal o NaCℓ.
Química 25
12. Ao preparar uma massa, é comum a adição do sal de 
cozinha à água fervente. 
©
Sh
u
tt
er
st
oc
k/
Bi
ld
ag
en
tu
r Z
oo
n
ar
 G
m
b
H
 Explique o que ocorre com a temperatura de ebulição 
da água após a adição do sal. 
A adição de sal à água provoca um aumento na temperatura 
de ebulição do líquido, pois a adição de um soluto não volátil 
intensifica as propriedades físicas do solvente, como o ponto de 
ebulição. Sob 1 atm, por exemplo, a água ferve em temperatura 
superior a 100 ºC. 
13. (UFPE) Por que a adição de certos aditivos na água 
dos radiadores de carros evita que ocorra o supera-
quecimento da mesma e também o seu congelamento, 
quando comparada com a da água pura?
a) Porque a água mais o aditivo formam uma solução 
que apresenta pontos de ebulição e de fusão maio-
res que os da água pura.
b) Porque a solução formada (água + aditivo) apresen-
ta pressão de vapor maior que a água pura, o que 
causa um aumento no ponto de ebulição e de fusão.
c) Porque o aditivo reage com a superfície metálica do 
radiador, que passa então a absorver energia mais 
eficientemente, diminuindo, portanto, os pontos de 
ebulição e de fusão quando comparados com a 
água pura.
X d) Porque o aditivo diminui a pressão de vapor da 
solução formada com relação à água pura, causando 
um aumento do ponto de ebulição e uma diminuição 
do ponto de fusão.
e) Porque o aditivo diminui a capacidade calorífica da 
água, causando uma diminuição do ponto de fusão 
e de ebulição.
14. (UFRGS – RS) O sal é utilizado para provocar o 
derretimento de neve e de gelo nas estradas de países 
frios e também para conservar a carne, como no 
processamento do charque. 
 A utilização de sal nessas duas situações corresponde, 
respectivamente, aos seguintes efeitos coligativos:
X a) efeito crioscópico e osmótico.
b) efeito osmótico e pressão osmótica.
c) efeito tonoscópico e crioscópico.
d) efeito osmótico e tonoscópico.
e) efeito crioscópico e crioscópico.
15. (FUVEST – SP) Sob mesma pressão, comparando-se as 
temperaturas de ebulição e do congelamento de uma 
solução aquosa de açúcar com as correspondentes 
para a água pura, tem-se:
a) Valores maiores para as temperaturas referentes à 
solução.
b) Valores menores para as temperaturas referentes à 
solução.
X c) Maior temperatura de ebulição e menor temperatura 
de congelamento para a solução.
d) Menor temperatura de ebulição e maior temperatura 
de congelamento para a solução.
e) A mesma temperaturade ebulição e diferentes tem-
peraturas de congelamento para a solução e a água.
16. (PUCPR) A adição de 150 g de sacarose a um litro de 
água pura fará com que:
X a) sua pressão de vapor diminua.
b) passe a conduzir corrente elétrica.
c) sua pressão de vapor aumente.
d) seu ponto de ebulição diminua.
e) seu ponto de congelamento aumente.
17. (UFMG) Dois tubos de ensaio contêm volumes iguais de 
líquidos. O tubo 1 contém água destilada e o tubo 2, água 
com sal de cozinha completamente dissolvido. Ao se 
aquecerem simultaneamente esses tubos, observa-se 
que a água do tubo 1 entra em ebulição antes da so-
lução do tubo 2. Considerando-se esse experimento, é 
correto afirmar que a diferença de comportamento dos 
dois líquidos se explica porque: 
26 Volume 5
a) a temperatura de ebulição da solução é mais alta, 
para que o sal também se vaporize.
b) a temperatura de ebulição da solução é mais alta, 
pois as ligações iônicas do sal, a serem quebradas, 
são fortes. 
c) a água destilada, sendo uma substância simples, en-
tra em ebulição antes da mistura de água com sal. 
X d) a água destilada, sendo uma substância pura, entra 
em ebulição a uma temperatura mais baixa. 
18. (UFU – MG) As substâncias que ocorrem na natureza 
encontram-se normalmente misturadas com outras 
substâncias formando misturas homogêneas ou hete-
rogêneas. As misturas homogêneas, ao contrário das 
heterogêneas, podem ser confundidas, na aparência, 
com substâncias puras. Uma forma de diferenciar as 
misturas homogêneas de substâncias puras é deter-
minar as propriedades físicas do sistema em questão 
como ponto de fusão (PF), ponto de ebulição (PE), den-
sidade e condutividade elétrica. Considerando esse 
fato, as seguintes afirmativas em relação à água do 
mar estão corretas, exceto:
a) a densidade da água do mar é maior que a densida-
de da água pura.
X b) a água do mar tem pressão de vapor superior à da 
água pura.
c) a água do mar contém compostos iônicos e molecu-
lares dissolvidos. 
d) a água do mar congela numa temperatura inferior à 
da água pura.
19. Considere as seguintes amostras:
 I. solução de C6H12O6 0,2 mol/L
 II. solução de C12H22O11 0,1 mol/L 
 III. solução de NaCℓ(aq) 0,2 mol/L
 IV. solução de HCℓ(aq) 0,1 mol/L
 V. solução de MgCℓ2(aq) 0,2 mol/L
 Admitindo ionização e dissociação completa, indique: 
a) a ordem crescente de pressão de vapor. 
V < III < IV = I < II
b) a ordem crescente de temperatura de ebulição. 
II < I = IV < III < V
 0,2 mol de partículas
 0,1 mol de partículas 
 0,4 mol de partículas 
 0,2 mol de partículas 
 0,6 mol de partículas 
c) a ordem crescente de temperatura de congelamento. 
V < III < IV = I < II
20. (UFU – MG) O estudo das propriedades coligativas das 
soluções permite-nos prever as alterações nas proprie-
dades de seu solvente.
 A respeito das propriedades coligativas, assinale a al-
ternativa correta.
a) Se for colocada água com glutamato de monossó-
dico dissolvido para congelar em uma geladeira, a 
temperatura de fusão da água na solução permane-
cerá a mesma que a da água pura. 
b) As propriedades coligativas independem do número 
de partículas do soluto na solução, da natureza das 
partículas e de sua volatilidade.
X c) Se forem preparadas duas soluções aquosas de mesma 
concentração, uma de glutamato de monossódico e 
outra de açúcar, a temperatura de ebulição da água 
na solução será maior que a da água na solução de 
açúcar. 
d) Em uma panela tampada, a pressão de vapor da 
solução aquosa de glutamato de monossódico é 
maior do que a pressão de vapor da água pura porque 
a presença do sal facilita a evaporação do solvente.
21. (UERN) Um estudante de química, realizando um expe-
rimento em laboratório, colocou dois copos iguais e nas 
mesmas condições de temperatura e pressão, dentro 
de uma tampa transparente. No copo 1 continha ape-
nas água e, no copo 2, uma solução de 0,3 mol/L de 
cloreto de sódio.
 Com relação ao experimento, é correto afirmar que o 
estudante chegou à seguinte conclusão:
a) O ponto de ebulição nos dois copos é igual.
b) A pressão de vapor no copo 1 é menor que a do copo 2. 
c) A solução presente no copo 2 congela mais rápido 
que a do copo 1. 
X d) Com o decorrer do tempo, o volume do copo 1 dimi-
nui e o do copo 2 aumenta.
22. (UFRGS – RS) A uma solução I aquosa saturada de 
K2Cr2O7 de cor laranja é adicionada água pura até do-
brar seu volume, mantendo-se a temperatura constan-
te. A seguir, são adicionados alguns cristais de K2Cr2O7, 
sob agitação constante, até que ocorra o aparecimento 
Química 27
de um precipitado de K2Cr2O7, obtendo-se a solução II, 
conforme esquematizado no desenho abaixo.
 Considerando as concentrações de K2Cr2O7 nessas so-
luções, pode-se afirmar que
a) a concentração na solução I é o dobro da concentra-
ção na solução II. 
b) o precipitado é solubilizado quando se misturam as 
soluções I e II. 
c) a tonalidade laranja da solução I é mais intensa que 
a tonalidade laranja da solução II.
d) a solução I deve apresentar maior ponto de ebulição 
que a solução II, quando considerados os efeitos 
coligativos. 
X e) a concentração da solução I é igual à concentração 
da solução II.
23. (UFSC) 
Em 22 de julho de 2013, a presença de 
uma massa de ar polar na Região Sul do Brasil 
abaixou a temperatura, provocando geadas e 
neve nas regiões tradicionalmente mais frias. 
O registro de neve mais surpreendente foi no 
Morro do Cambirela, em Palhoça, na Grande 
Florianópolis. Algumas rodovias de Santa 
Catarina ficaram cobertas de neve e a Polícia 
Militar Rodoviária realizou a Operação Neve 
na Pista 2013, na qual uma equipe monitorava 
as estradas e, nos trechos mais críticos da serra 
catarinense, depositou sal (cloreto de sódio) 
para evitar a formação de gelo. 
Disponível em: <http://g1.globo.com/sc/santa-catarina/
noticia/2013/07/devido-ao-frio-intenso-pmrv-realiza-operacao-
neve-na-pista-2013.html> [Adaptado] Acesso em: 14 ago. 2013.
 Assinale a(s) proposição(ões) correta(s).
(01) No ponto de solidificação de um líquido puro, a 
pressão de vapor na fase líquida é maior que a 
pressão de vapor na fase sólida. 
X (02) A propriedade coligativa que estuda o abaixamento 
do ponto de solidificação do solvente causado pela 
adição de um soluto não volátil é a crioscopia. 
(04) O abaixamento da temperatura de solidificação 
é menor em uma solução 1 mol/L de cloreto de 
sódio (NaCℓ) do que em uma solução 0,5 mol/L 
de cloreto de cálcio (CaCℓ2).
X (08) A adição de cloreto de sódio sobre a neve diminui 
a pressão de vapor da fase líquida. 
X (16) Uma solução 1 mol/L de glicose (C6H12O6) con-
gela em temperatura mais alta que uma solução 
1 mol/L de cloreto de sódio (NaCℓ). 
X (32) As propriedades coligativas dependem do núme-
ro de partículas de um soluto não volátil dissolvi-
do em um solvente.
(64) O cloreto de sódio aumenta a temperatura de 
solidificação da água, acelerando o processo de 
degelo da neve. 
24. (PUCRS) O gráfico representa o efeito crioscópico ob-
servado pela adição de quantidades gradativas de clo-
reto de sódio à água, o que pode ter várias finalidades, 
como, por exemplo, auxiliar na fabricação de sorvete.
Concentração de NaCℓ / % em massa
0 5 10 15 20 25
–25
–20
–15
–10
–5
0
Gráfico – Variação da temperatura de congelação 
da água com a concentração de NaCℓ na solução
Fonte: BARROS, H.; MAGALHÃES, W. Efeito crioscópico: 
experimentos simples e aspectos atômico-moleculares. Química 
Nova na Escola, v. 35, n. 1, p. 45-47, fev. 2013.
 Com base no gráfico, é correto afirmar que
a) a adição de cloreto de sódio eleva a pressão de va-
por da água.
X b) a adição de 15 g de NaCℓ para cada 100 g de solu-
ção provoca um abaixamento de cerca de 11 ºC na 
temperatura de congelação.
c) a solução passa a fundir em torno de 8 ºC com a 
adição de 10 g de NaCℓ em 100 g de solução. 
d) é necessária uma temperatura abaixo de –15 ºC 
para congelar a soluçãoformada por 10,0 kg de 
água e 1,0 kg de sal de cozinha.
e) é possível baixar o ponto de congelação de 0,5 L de 
água a –10 ºC, pela adição de 50 g de NaCℓ. 
28 Volume 5