Polígrafo QGT

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QUÍMICA GERAL TEÓRICA 
 
QUI01004 
FORMULÁRIO 
R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1 = 1,987 cal. mol-1.K-1 = 8,314 J. mol-1.K-1 = 62,3 mmHg.L. mol-1.K-1 
1 atm = 760 mmHg = 1,01325 bar = 1,0325x10+5 Pa 
1 atm.L = 101,3 J 
Área 2 
DU = q + w 
w = - PDV 
DH = DU + D(PV) = DU + DngRT 
q = mcDT 
qcal = CcalDT 
DH = nCpDT 
DU = nCvDT 
Cp = Cv + R 
DG = DH - TDS 
DG = DG0 + RTlnQ 
DS = qrev/T 
Kp =Kc(RT)Dng 
Área 3 
Ka . Kb = Kw 
[H+] = 
[OH-] = 
[H+] = 
pH = pKa – log 
ou 
pH = 14 - pKb + log 
 
Área 4 
k = Ae-Ea/RT 
[A] = [A]0 – kt 
ln [A] = ln [A]0 – kt 
 
1 F = 96500 C 
q = it 
ecélula = ered + eoxid 
ecélula = ered.cátodo – ered.ânodo 
DG = -n F e 
e = e0 - 
 
TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS 
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 
1 
H 
1 
 
 
2 
He 
4 
3 
Li 
7 
4 
Be 
9 
 5 
B 
11 
6 
C 
12 
7 
N 
14 
8 
O 
16 
9 
F 
19 
10 
Ne 
20 
11 
Na 
23 
12 
Mg 
24 
13 
Al 
27 
14 
Si 
28 
15 
P 
31 
16 
S 
32 
17 
Cl 
35,5 
18 
Ar 
40 
19 
K 
39 
20 
Ca 
40 
21 
Sc 
45 
22 
Ti 
48 
23 
V 
51 
24 
Cr 
52 
25 
Mn 
55 
26 
Fe 
56 
27 
Co 
59 
28 
Ni 
59 
29 
Cu 
63,5 
30 
Zn 
65 
31 
Ga 
70 
32 
Ge 
73 
33 
As 
75 
34 
Se 
79 
35 
Br 
80 
36 
Kr 
84 
37 
Rb 
85,5 
38 
Sr 
88 
39 
Y 
89 
40 
Zr 
91 
41 
Nb 
93 
42 
Mo 
96 
43 
Tc 
99 
44 
Ru 
101 
45 
Rh 
103 
46 
Pd 
106 
47 
Ag 
108 
48 
Cd 
112 
49 
In 
115 
50 
Sn 
119 
51 
Sb 
122 
52 
Te 
128 
53 
I 
127 
54 
Xe 
131 
55 
Cs 
133 
56 
Ba 
137 
57a71 
La-Lu 
72 
Hf 
178,5 
73 
Ta 
181 
74 
W 
184 
75 
Re 
186 
76 
Os 
190 
77 
Ir 
192 
78 
Pt 
195 
79 
Au 
197 
80 
Hg 
201 
81 
Tl 
204 
82 
Pb 
207 
83 
Bi 
209 
84 
Po 
210 
85 
At 
210 
86 
Rn 
222 
87 
Fr 
223 
88 
Ra 
226 
89a103 
Ac-Lr 
104 
Rf 
261 
105 
Db 
262 
106 
Sg 
266 
107 
Bh 
264 
108 
Hs 
277 
109 
Mt 
268 
110 
Ds 
281 
111 
Rg 
280 
112 
Cn 
285 
113 
Nh 
284 
114 
Fl 
289 
115 
Mc 
288 
116 
Lv 
293 
117 
Ts 
294 
118 
Og 
294 
 
 57 
La 
139 
58 
Ce 
140 
59 
Pr 
141 
60 
Nd 
144 
61 
Pm 
147 
62 
Sm 
150 
63 
Eu 
152 
64 
Gd 
157 
65 
Tb 
159 
66 
Dy 
162,5 
67 
Ho 
165 
68 
Er 
167 
69 
Tm 
169 
70 
Yb 
173 
71 
Lu 
175 
 89 
Ac 
227 
90 
Th 
232 
91 
Pa 
231 
92 
U 
238 
93 
Np 
237 
94 
Pu 
239 
95 
Am 
241 
96 
Cm 
244 
97 
Bk 
249 
98 
Cf 
251 
99 
Es 
252 
100 
Fm 
257 
101 
Md 
258 
102 
No 
259 
103 
Lr 
262 
 
UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
QUÍMICA GERAL TEÓRICA - QUI-01-004 
UNIDADE 1 - ESTEQUIOMETRIA 
Assunto: CONCEITOS FUNDAMENTAIS 
 
MATÉRIA é qualquer coisa que tem massa e ocupa lugar no espaço. A matéria pode 
apresentar-se nos estados sólido, líquido e gasoso. Os sólidos consistem de partículas 
arranjadas de maneira definida, com forma rígida, que não muda muito com a variação 
da temperatura. Os líquidos também apresentam volume definido, cuja variação com a 
temperatura é um pouco mais acentuada que nos sólidos. No entanto, os líquidos não 
apresentam forma definida: as partículas que os constituem podem fluir de maneira que 
assumam a forma do recipiente. Em contraste com sólidos e líquidos, as partículas dos 
gases ocupam completamente o recipiente. Podem ser expandidos ou comprimidos 
em grandes intervalos de volume, sugerindo que suas partículas constituintes estão 
muito separadas umas das outras. 
 
ESQUEMA GERAL 
 
SUBSTÂNCIA PURA é uma forma de matéria que apresenta composição definida. Não 
pode ser decomposta por métodos físicos. Apresenta temperatura constante durante 
mudanças de estado. 
 
SUBSTÂNCIA SIMPLES é aquela formada por um só tipo de átomo, ou seja, átomos 
do mesmo elemento químico. Ex: Fe, C, N2. 
 
SUBSTÂNCIA COMPOSTA é formada pela combinação de dois ou mais tipos de 
átomos, ou seja, dois ou mais elementos químicos. Ex: H2O, NaCl. 
 
MISTURA é uma combinação de duas ou mais substâncias na qual cada substância 
conserva sua identidade. Apresenta composição variável. Os componentes podem ser 
separados por métodos físicos. Apresenta temperatura variável durante mudanças de 
estado. 
MATÉRIA
SUBSTÂNCIA 
PURA
SIMPLES COMPOSTA
MISTUR
A
HOMOGÊNEA HETEROGÊNEA
TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS 
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 
1 
H 
1 
 
 
2 
He 
4 
3 
Li 
7 
4 
Be 
9 
 5 
B 
11 
6 
C 
12 
7 
N 
14 
8 
O 
16 
9 
F 
19 
10 
Ne 
20 
11 
Na 
23 
12 
Mg 
24 
13 
Al 
27 
14 
Si 
28 
15 
P 
31 
16 
S 
32 
17 
Cl 
35,5 
18 
Ar 
40 
19 
K 
39 
20 
Ca 
40 
21 
Sc 
45 
22 
Ti 
48 
23 
V 
51 
24 
Cr 
52 
25 
Mn 
55 
26 
Fe 
56 
27 
Co 
59 
28 
Ni 
59 
29 
Cu 
63,5 
30 
Zn 
65 
31 
Ga 
70 
32 
Ge 
73 
33 
As 
75 
34 
Se 
79 
35 
Br 
80 
36 
Kr 
84 
37 
Rb 
85,5 
38 
Sr 
88 
39 
Y 
89 
40 
Zr 
91 
41 
Nb 
93 
42 
Mo 
96 
43 
Tc 
99 
44 
Ru 
101 
45 
Rh 
103 
46 
Pd 
106 
47 
Ag 
108 
48 
Cd 
112 
49 
In 
115 
50 
Sn 
119 
51 
Sb 
122 
52 
Te 
128 
53 
I 
127 
54 
Xe 
131 
55 
Cs 
133 
56 
Ba 
137 
57a71 
La-Lu 
72 
Hf 
178,5 
73 
Ta 
181 
74 
W 
184 
75 
Re 
186 
76 
Os 
190 
77 
Ir 
192 
78 
Pt 
195 
79 
Au 
197 
80 
Hg 
201 
81 
Tl 
204 
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Pb 
207 
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Bi 
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84 
Po 
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85 
At 
210 
86 
Rn 
222 
87 
Fr 
223 
88 
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Ac-Lr 
104 
Rf 
261 
105 
Db 
262 
106 
Sg 
266 
107 
Bh 
264 
108 
Hs 
277 
109 
Mt 
268 
110 
Ds 
281 
111 
Rg 
280 
112 
Cn 
285 
113 
Nh 
284 
114 
Fl 
289 
115 
Mc 
288 
116 
Lv 
293 
117 
Ts 
294 
118 
Og 
294 
 
 57 
La 
139 
58 
Ce 
140 
59 
Pr 
141 
60 
Nd 
144 
61 
Pm 
147 
62 
Sm 
150 
63 
Eu 
152 
64 
Gd 
157 
65 
Tb 
159 
66 
Dy 
162,5 
67 
Ho 
165 
68 
Er 
167 
69 
Tm 
169 
70 
Yb 
173 
71 
Lu 
175 
 89 
Ac 
227 
90 
Th 
232 
91 
Pa 
231 
92 
U 
238 
93 
Np 
237 
94 
Pu 
239 
95 
Am 
241 
96 
Cm 
244 
97 
Bk 
249 
98 
Cf 
251 
99 
Es 
252 
100 
Fm 
257 
101 
Md 
258 
102 
No 
259 
103 
Lr 
262 
 
MISTURA HOMOGÊNEA é aquela formada por dois ou mais componentes numa só 
fase. Apresenta a mesma composição em todos os pontos do sistema. 
 
MISTURA HETEROGÊNEA é aquela formada por dois ou mais componentes em duas 
ou mais fases. Apresenta composição diversa em diferentes pontos do sistema. 
 
PROPRIEDADES FÍSICAS correspondem a um conjunto de características de uma 
substância que determinam a sua identidade. Ex.: cor, ponto de fusão, ponto de 
ebulição, densidade, estado físico etc. Não implicam em mudança de composição da 
substância. 
 
PROPRIEDADES QUÍMICAS são aquelas que se referem à capacidade de uma 
substância de transformar-se em outra substância. Ex.: propriedade de combustão do 
H2, propriedade do Zn em reagir com ácido e produzir H2. 
 
ÁTOMO é a menor partícula de um elemento que ainda conserva suas propriedades 
químicas. 
 
MOLÉCULA é a menor porção de um composto que ainda conserva suas 
características químicas. 
 
UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u.m.a. ou simplesmente “u” segundo a mais recente 
recomendação da IUPAC) corresponde a 1/12 da massa do isótopo do carbono que 
apresenta seis prótons e seis nêutrons. É a unidade pela qual são expressas as 
massas atômicas médias dos elementos químicos. Exemplo: 
Isótopos do carbono: 12C 13C 14C 
Abundância relativa: 98,892% 1,108% 2x10-10 % 
Massas atômicas: 12,00000 u 13,00335 u 14,00317 u 
Massa atômica média = 12 x 0,98892 + 13,00335 x 0,01108 + 14,00317 x 2.10-12 = 
12,011 u 
 
MASSA MOLECULAR corresponde à soma das massas atômicas em u.m.a. (ou “u “) 
dos átomos que compõem a molécula. 
 
NÚMERO DE AVOGADRO OU MOL corresponde ao número de átomos, moléculas ou 
fórmulas presentes em um mol de uma espécie química (ou seja, 6,02.l023 átomos, 
moléculas ou fórmulas) 
 
Modernamente, MOL é definido como a quantidade de matéria que contém 6,02 x 1023 
unidades estruturais da substância em questão. 
 
FÓRMULAS QUÍMICAS podem ser dos seguintes tipos: 
 
Composição centesimal ou Análise Elementar: percentagemem massa de cada 
elemento no composto Ex.: C - 85,6 % e H - 14,4 % 
 
Fórmula mínima ou empírica: número relativo de átomos de cada tipo no composto. 
Ex.: CH2, H2O. 
 
TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS 
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 
1 
H 
1 
 
 
2 
He 
4 
3 
Li 
7 
4 
Be 
9 
 5 
B 
11 
6 
C 
12 
7 
N 
14 
8 
O 
16 
9 
F 
19 
10 
Ne 
20 
11 
Na 
23 
12 
Mg 
24 
13 
Al 
27 
14 
Si 
28 
15 
P 
31 
16 
S 
32 
17 
Cl 
35,5 
18 
Ar 
40 
19 
K 
39 
20 
Ca 
40 
21 
Sc 
45 
22 
Ti 
48 
23 
V 
51 
24 
Cr 
52 
25 
Mn 
55 
26 
Fe 
56 
27 
Co 
59 
28 
Ni 
59 
29 
Cu 
63,5 
30 
Zn 
65 
31 
Ga 
70 
32 
Ge 
73 
33 
As 
75 
34 
Se 
79 
35 
Br 
80 
36 
Kr 
84 
37 
Rb 
85,5 
38 
Sr 
88 
39 
Y 
89 
40 
Zr 
91 
41 
Nb 
93 
42 
Mo 
96 
43 
Tc 
99 
44 
Ru 
101 
45 
Rh 
103 
46 
Pd 
106 
47 
Ag 
108 
48 
Cd 
112 
49 
In 
115 
50 
Sn 
119 
51 
Sb 
122 
52 
Te 
128 
53 
I 
127 
54 
Xe 
131 
55 
Cs 
133 
56 
Ba 
137 
57a71 
La-Lu 
72 
Hf 
178,5 
73 
Ta 
181 
74 
W 
184 
75 
Re 
186 
76 
Os 
190 
77 
Ir 
192 
78 
Pt 
195 
79 
Au 
197 
80 
Hg 
201 
81 
Tl 
204 
82 
Pb 
207 
83 
Bi 
209 
84 
Po 
210 
85 
At 
210 
86 
Rn 
222 
87 
Fr 
223 
88 
Ra 
226 
89a103 
Ac-Lr 
104 
Rf 
261 
105 
Db 
262 
106 
Sg 
266 
107 
Bh 
264 
108 
Hs 
277 
109 
Mt 
268 
110 
Ds 
281 
111 
Rg 
280 
112 
Cn 
285 
113 
Nh 
284 
114 
Fl 
289 
115 
Mc 
288 
116 
Lv 
293 
117 
Ts 
294 
118 
Og 
294 
 
 57 
La 
139 
58 
Ce 
140 
59 
Pr 
141 
60 
Nd 
144 
61 
Pm 
147 
62 
Sm 
150 
63 
Eu 
152 
64 
Gd 
157 
65 
Tb 
159 
66 
Dy 
162,5 
67 
Ho 
165 
68 
Er 
167 
69 
Tm 
169 
70 
Yb 
173 
71 
Lu 
175 
 89 
Ac 
227 
90 
Th 
232 
91 
Pa 
231 
92 
U 
238 
93 
Np 
237 
94 
Pu 
239 
95 
Am 
241 
96 
Cm 
244 
97 
Bk 
249 
98 
Cf 
251 
99 
Es 
252 
100 
Fm 
257 
101 
Md 
258 
102 
No 
259 
103 
Lr 
262 
 
UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
QUÍMICA GERAL TEÓRICA - QUI01004 
SISTEMAS MATERIAIS/ESTEQUIOMETRIA 
 
 
 
EXERCÍCIOS 
 
1. A análise do hidrocarboneto etileno mostra que ele contém 14,4% em massa de 
hidrogênio e 85,6% de carbono. a) Qual sua fórmula mínima? b) Sabendo-se que sua 
massa molecular é 28 u, qual sua fórmula molecular? 
 
2. Quais as percentagens em massa dos elementos na aspirina, C9H8O4? 
 
3. A fórmula mínima da mica é NaAl3Si3H2O12. a) Quais as percentagens em massa 
dos elementos na mica? b) Que massa de alumínio pode ser extraída de 1,0 kg de 
mica? 
 
4. O primeiro verdadeiro composto de gás nobre foi isolado em 1962 e descobriu-
se ser uma combinação de 29,8% de Xe, 44,3% de Pt e 25,9% de F. Qual a sua fórmula 
empírica? 
 
5. Quando a fosfina, um gás venenoso de fórmula molecular PH3, é queimada no 
ar, os produtos são água e um sólido de fórmula molecular P4O10. 
a) Escreva a equação ajustada para a reação. 
b) Quantos mols de PH3 são necessários para formar 1,16 mol de P4O10? 
c) Quantos gramas de água são formados a aprtir de 0,198 mol de O2? 
d) Quantos gramas de O2 são necessários para reagir com 12,0 g de fosfina? 
 
6. A glicerina é constituída de três elementos: C, H e O. Quando uma amostra 
pesando 0,673 g é queimada em oxigênio, formam-se 0,965 g de CO2 e 0,527 g de 
H2O. Qual a fórmula mínima da glicerina? 
 
7. Suponha que 0,26 mol de Fe são colocados para reagir com 0,40 mol de O2 para 
formar Fe2O3. Que elemento restou em excesso e quanto? 
 
8. Cianato de mercúrio (ou “fulminato de mercúrio”) é usado como espoleta em 
munição de pequeno calibre. Sua composição centesimal é 70,48% Hg, 8,44% C, 
9,84% N e 11,24% O. Qual é a sua fórmula empírica? 
 
9. Metanol (álcool de madeira) é composto somente de C, H e O. Quando 0,375 g 
de metanol é queimado, formam-se 0,516 g de CO2 e 0,421 g de H2O. 
a) Qual a fórmula empírica do metanol? 
b) Se sua massa molecular é 32,0 u, qual é a fórmula molecular do metanol? 
 
10. Tratou-se 4,22 g de uma mistura de CaCl2 e NaCl para precipitar todo o cálcio 
na forma de CaCO3, que foi então aquecido e transformado em CaO puro. A massa 
final de CaO obtida foi de 0,959 g. Escreva a reação de decomposição do CaCO3. Qual 
a percentagem em massa de CaCl2 na mistura original? 
11. Gesso é uma forma hidratada de sulfato de cálcio de fórmula CaSO4 . x H2O. 
Quando 2,00 g de gesso são aquecidos a 200 °C, até que toda a água seja eliminada, 
a massa de sólido remanescente é 1,58 g. Qual o valor de x? 
 
12. Quando carbonato de magnésio sólido é aquecido, uma porção se decompõe 
para formar óxido de magnésio e gás carbônico. Se 2,25 g de MgCO3 são aquecidos 
até restar uma mistura de MgO e MgCO3 de 1,95 g, qual a percentagem de carbonato 
decomposto? 
 
13. Titânio metálico bruto é preparado comercialmente de acordo com a reação 
representada pela equação TiCl4 + 2 Mg à 2 MgCl2 + Ti. Se 40,0 kg de Mg reagem 
com 85,2 kg de cloreto de titânio: 
a) Qual o reagente limitante? 
b) Quantos gramas de titânio metálico serão formados? 
 
14. Uma amostra de dicloreto de európio, EuCl2, com massa de 1,0 g, é tratada com 
excesso de uma solução de nitrato de prata e todo cloreto é recuperado na forma de 
1,28 g de AgCl. Qual a massa atômica do európio? 
 
15. Na metalurgia do zinco, o minério blenda, ZnS, sofre ustulação para produzir o 
óxido que é então reduzido a zinco metálico por meio de coque. Que quantidade de 
zinco com 99,5% de pureza pode ser obtida a partir de 2 toneladas de minério a 85%? 
 
16. Uma massa de 400 g de nitrogênio foi convertida em amônia que, por sua vez, 
foi oxidada a óxido nítrico, dióxido de nitrogênio e, depois, a ácido nítrico, na seguinte 
sequência de reações: 
N2 + 3 H2 à 2 NH3 
4 NH3 + 5 O2 à 4 NO + 6 H2O 
2 NO + O2 à 2 NO2 
3 NO2 + H2O à 2 HNO3 + NO 
Não levando em consideração o subproduto NO, que industrialmente seria recuperado 
e convertido também em ácido nítrico, que massa de HNO3 será formada? 
 
17. Qual a quantidade de álcool etílico produzida pela fermentação de 500 g de 
glicose, segundo a equação: C6H12O6 à 2 C2H5OH + 2 CO2? 
 
18. Um certo cloreto de níquel hidratado apresenta a fórmula NiCl2.(H2O)x. Para 
determinar o valor de x, um estudante aquece a amostra até que a água seja totalmente 
eliminada. Se 1,650 g de hidrato fornece 0,590 g de H2O, qual o valor de x? 
 
19. Uma maneira de remover o CO2 do ar de uma nave espacial é fazê-lo reagir com 
hidróxido de lítio segundo a equação: CO2(g) + 2 LiOH (s) à Li2CO3 (s) + H2O (l). Num 
período de 24 horas uma pessoa exala cerca de 1 kg de CO2. Quantos gramas de LiOH 
são necessários para remover o CO2 formado durante uma expedição lunar de 6 dias 
envolvendo 3 astronautas? 
 
20. Uma mistura de NaCl e NaBr pesando 3,5084 g foi dissolvida e tratada com uma 
quantidade suficiente de AgNO3 para precipitar todo o cloreto e o brometo como AgCl 
e AgBr. O precipitado lavado foi tratado com KCN para solubilizar a prata na forma de 
cátion, que foi então reduzida à prata metálica por reação de eletrólise em KOH. As 
equações são: 
NaCl + AgNO3 à AgCl + NaNO3 
NaBr + AgNO3 à AgBr + NaNO3 
AgCl + 2 KCN à KAg(CN)2 + KCl 
AgBr + 2 KCN à KAg(CN)2 + KBr 
4 KAg(CN)2 + 4 KOH à 4 Ag + 8 KCN + O2 + 2 H2O 
Depois que o passo final se completou, o depósito de prata metálica pesou 5,5028 g. 
Qual era a composição da mistura inicial? 
 
21. Massas iguais de de zinco metálico e iodo são misturadas e o iodo é 
completamente convertido em ZnI2. Que fração em massa do zinco original permanece 
inalterada? 
 
22. Quando aquecido a temperatura muito alta, calcáreo (CaCO3) decompõe-se 
para formar cal viva (CaO) e dióxido de carbono gasoso. Um cadinho contendo um 
pouco de calcáreo pesa 30,695 g. Ele é aquecido vigorosamente para decompor todo 
o calcáreo. Depois, resfriando-se à temperatura ambiente, ele pesou 30,140 g. Qual a 
massa do cadinho? 
 
23. Carbonato de cácio e carbonato de magnésio decompõem-se quando 
vigorosamente aquecidos para formar CaO (s) e MgO (s). Em cada caso, oúnico outro 
produto é dióxido de carbono gasoso. Uma mistura dos dois carbonatos com massa 
total de 15,22 g é vigorosamente aquecida. Após resfriamento, a massa de material 
remanescente é de 8,29 g. Qual a percentagem de CaCO3 na mistura original? 
 
24. O catalisador de Sonogashira (publicado por K. Sonogashira, Y. Tohda e N. 
Nagihara, Tetrahedron Lett., 1975, 4467) é um dos mais ativos catalisadores utilizados 
para a reação de acoplamento entre moléculas contendo iodo e alcenos, formando 
moléculas com atividade biológica. Sua fórmula é [PduClvPw(CxHy)z]2. Sobre ele são 
apresentados os seguintes dados: 
a) Uma análise por espectrometria de massas mostrou que sua massa molar é 807g. 
b) Uma amostra submetida a análise elementar revelou que sua composição é 
53,76% de carbono e 3,74% de hidrogênio. 
c) Uma amostra de 0,8070 g foi calcinada em excesso de oxigênio, produzindo 
0,2440 g de PdO. 
d) Uma amostra de 0,4035 g foi atacada com ácido nítrico. A solução resultante foi 
tratada com excesso de AgNO3, produzindo 0,1435 g de AgCl. 
e) Uma amostra de 1,614 g foi tratada com ácido iodídrico, produzindo 1,662 g de 
PI3. 
A partir desses dados, determine o valor de u, v, w, x, y e z e escreva a fórmula mínima 
do composto. 
 
25. Uma mistura de 7,45 g de óxido de ferro(II) e 0,11 mol de alumínio metálico é 
colocada em um cadinho e aquecida em um forno em alta temperatura, onde ocorre a 
redução do óxido. Os produtos formados são ferro metálico e óxido de alumínio. a) 
Escreva a reação balanceada para o processo. b) Qual o reagente limitante? c) 
Determine a quantidade máxima de ferro que pode ser produzida. d) Calcule a massa 
de reagente em excesso que permaneceu no cadinho. 
 
26. KClO4 pode ser obtido a partir da série de reações a seguir: 
Cl2 + 2 KOH à KCl + KClO + H2O 
3 KClO à 2 KCl + KClO3 
4 KClO3 à 3 KClO4 + KCl 
a) Qual a massa de Cl2 necessária para preparar 100 g de KClO4, utilizando a 
sequência acima? 
b) Qual a massa de KCl gerada no processo? 
 
27. Uma amostra bruta de 1,2048 g de Na2CO3 é dissolvida e colocada para reagir 
com uma solução de CaCl2. O CaCO3 resultante, após precipitação, filtração e 
secagem, pesou 1,0262 g. Assumindo que as impurezas não contribuem no peso do 
precipitado, calcule a percentagem de pureza do Na2CO3. 
 
28. Uma das reações utilizadas na indústria do petróleo para melhorar o índice de 
octanas do combustível é: 
C7H14 à C7H8 + 3 H2 
Os dois hidrocarbonetos que aparecem nesta equação são líquidos; o hidrogênio 
formado é um gás. Qual é a percentagem de redução da massa de líquido que 
acompanha a reação completa? 
 
29. Quando cobre é aquecido com excesso de enxofre, Cu2S é formado. Quantos 
gramas de Cu2S podem ser produzidos se 100 g de cobre forem aquecidos com 50 g 
de enxofre? 
 
30. O dissulfeto de carbono, CS2, pode ser fabricado a partir da reação de coque 
com SO2. A reação global é: 
C + 2 SO2 à CS2 + 4 CO 
Quanto CS2 pode ser produzido a partir de 450 kg de SO2 com um excesso de coque, 
se a conversão do SO2 é de 82%? 
 
31. Uma mistura de NaHCO3 e Na2CO3 pesou 1,0235 g. A mistura dissolvida foi 
reagida com um excesso de Ba(OH)2 para formar 2,1028 g de BaCO3, pelas reações: 
Na2CO3 + Ba(OH)2 à BaCO3 + 2 NaOH 
NaHCO3 + Ba(OH)2 à BaCO3 + NaOH + H2O 
Qual a percentagem de NaHCO3 na mistura original? 
 
RESPOSTAS: 
 
1. a) CH2; b) C2H4 
2. C: 60%; H: 4,4%; O: 35,6% 
3. a) Na: 6,02%; Al: 21,20%; Si: 22,0%; H: 0,52%; O: 50,26%; b) 0,21 kg 
4. XePtF6 
5. b) 4,64 mol; c) 2,67 g; d) 22,59 g 
6. C3H8O3 
7. 6,56 g 
8. HgC2N2O2 
9. CH4O 
10. 45% 
11. x = 2 
12. 25,5% 
13. 21,5 kg 
14. 153,2 
15. 1,15 ton 
16. 1200 g 
17. 255,6 g 
18. x = 4 
19. 19,6 kg 
20. 65,23% de NaCl e 34,77% de NaBr 
21. 74% 
22. 29,434 g 
23. 81,3% 
24. [PdClP(C6H5)3]2 
25. b) FeO; c) 5,768 g; d) 1,135 g 
26. a) 205 g; b) 377 g 
27. 90,20% 
28. 6,12% 
29. 125 g 
30. 219 kg 
31. 39,5% 
 
UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
QUÍMICA GERAL TEÓRICA – QUI01004 
BALANCEAMENTO DE REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO 
 
 
 
EXERCÍCIOS 
 
Acerte os coeficientes das equações abaixo pelo método das semi-reações: 
 
a) Sn2+ + Cr2O72- à Sn4++ Cr3+ (solução ácida) 
b) AsO2- + ClO- à AsO3- + Cl- (solução básica) 
c) Fe2+ + MnO4- à Fe3+ +Mn2+ (solução ácida) 
d) C2O42- + Cr2O72- à CO2 + Cr3+ (solução ácida) 
e) Cr3+ + ClO3- à 
CrO42- + Cl- (solução básica) 
f) ICl4- à I2 + IO3- + Cl- (solução ácida) 
g) MnO2 à MnO4- + MnO33- (solução básica) 
h) Zn + NO3- à Zn2+ + NH4+ (solução ácida) 
i) I2 + S2O32- à I- + S4O62- (solução neutra) 
j) As2S3 + MnO4- à H3AsO4 + Mn2+ + SO42- (solução ácida) 
k) Ag+ + C12H22O11 à Ag + CO2 (solução básica) 
 
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QUÍMICA GERAL TEÓRICA – QUI 01004 
UNIDADE 1 
Assunto: SOLUÇÕES 
 
 
Características: É uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. A 
homogeneidade implica que as partículas das diferentes espécies presentes 
(moléculas, átomos ou íons) tenham tamanho molecular igual ou inferior a 50 angstrons 
(5,000 x 10-9 m) e estejam distribuídas ao acaso. 
 As soluções podem existir em qualquer um dos três estados físicos, conforme 
descrito na Tabela 1: 
 
TABELA 1: Tipos de Soluções 
 
Tipo de Solução Exemplo 
Soluções Gasosas 
Gás dissolvido em gás Oxigênio dissolvido em nitrogênio 
Líquido dissolvido em gás Clorofórmio dissolvido em (evaporado em) nitrogênio 
Sólido dissolvido em gás Naftalina dissolvida em (sublimada em) nitrogênio 
Soluções Líquidas 
Gás dissolvido em líquido Dióxido de carbono dissolvido em água 
Líquido dissolvido em líquido Álcool dissolvido em água 
Sólido dissolvido em líquido Açúcar dissolvido em água 
Soluções Sólidas 
Gás dissolvido em sólido Hidrogênio dissolvido em paládio 
Líquido dissolvido em sólido Mercúrio dissolvido em ouro 
Sólido dissolvido em sólido Cobre dissolvido em níquel (ligas metálicas) 
 
Classificação das Soluções: Quando um componente da solução está presente em 
grande quantidade em relação aos outros, ele é denominado solvente, e os demais são 
denominados solutos. A relação de quantidade entre soluto e solvente permite 
classificar as soluções em diluídas e concentradas. Estes são termos relativos 
geralmente usados para indicar qualitativamente a concentração da solução. Uma 
classificação mais objetiva é a que segue: 
- Solução Saturada: contém a máxima quantidade possível de soluto dissolvido numa 
certa quantidade de solvente a uma determinada temperatura (e pressão, se for 
soluto gasoso); se for adicionado mais soluto, o solvente não consegue mais 
dissolvê-lo e este decantará, não fazendo parte da solução, mas ficando em 
equilíbrio com a mesma. 
- Solução Insaturada: contém uma concentração de soluto menor do que a 
concentração de uma solução saturada; se for adicionado mais soluto, o solvente 
continuará dissolvendo até atingir a saturação. 
- Solução Supersaturada: contém uma concentração maior do que a concentração 
de uma solução saturada; é uma solução instável e se for adicionado mais soluto, 
este desencadeará a precipitação do excesso de soluto relativo à saturação. 
 
Solubilidade: A solubilidade de um soluto em um dado solvente é definida como a 
concentração daquele soluto na solução saturada. A solubilidade depende das 
propriedades do soluto e do solvente, da temperatura e da pressão (solutos gasosos). 
Formas usuais de expressar solubilidade: 
- massa de soluto (g) / 100 g de solvente 
- massa de soluto (g) / 100 mL de solvente 
- massa de soluto (g) / 100 mL de solução 
A solubilidade de um sólido em água pode aumentar ou diminuir com a temperatura, 
ao passo que a solubilidade de gases sempre diminui com o aumento da temperatura. 
Pode-se ver alguns exemplos na Tabela 2: 
 
TABELA 2: Solubilidade e Temperatura 
 
Soluto Solubilidade em massa de soluto (g) / 100 g de água 
 20 ºC 80 ºC 
Sacarose 204 312 
Carbonato de lítio 1,33 0,85 
 
Solubilidade e Temperatura: Pode-se aplicar o Princípiode Le Chatelier para explicar 
a influência da temperatura, a qual é dependente do calor de dissolução, sobre a 
solubilidade de uma substância num determinado solvente. 
solução saturada excesso de soluto 
 No equilíbrio, a velocidade de dissolução é igual à velocidade de deposição. 
a) Processo de Dissolução Exotérmico: soluto + solvente solução + calor 
- Se T for aumentada (fornecimento de calor), o equilíbrio se desloca no sentido 
inverso, ou seja, no sentido de diminuir a solubilidade. 
- Se T for diminuída (retirada de calor), o equilíbrio se desloca no sentido direto, ou 
seja, no sentido de aumentar a solubilidade. 
Exemplo: LiI (s) Li+ (aq) + I- (aq) DHdissolução = - 71 kJ/mol 
b) Processo de Dissolução Endotérmico: soluto + solvente + calor solução 
- Se T for aumentada (fornecimento de calor), o equilíbrio se desloca no sentido 
direto, ou seja, no sentido de aumentar a solubilidade. 
- Se T for diminuída (retirada de calor), o equilíbrio se desloca no sentido inverso, ou 
seja, no sentido de diminuir a solubilidade. 
Exemplo: KI (s) K+ (aq) + I- (aq) DHdissolução = + 21 kJ/mol 
 
Solubilidade e Pressão: Pode-se também aplicar o Princípio de Le Chatelier: 
soluto gasoso + solvente solução líquida 
- Se P aumentar, o equilíbrio se desloca no sentido de dissolver mais soluto gasoso 
e a solubilidade aumenta. 
- Se P diminuir, o equilíbrio se desloca no sentido de dissolver menos soluto gasoso 
e a solubilidade diminui. 
 “A solubilidade de um gás dissolvido em um líquido é proporcional à pressão 
parcial do gás acima do líquido” 
 
Mecanismo de Dissolução: Quando uma substância se dissolve em outra, partículas 
de soluto se distribuem no solvente e passam a ocupar posições que normalmente são 
ocupadas por partículas de solvente. Se o soluto for sólido, ocorre a destruição da 
estrutura do sólido quando as partículas do solvente atacam a superfície do retículo 
cristalino removendo partículas de soluto da rede e rodeando-as de forma que as 
partículas de soluto ficam dispersas entre as partículas de solvente. As energias 
envolvidas nesse processo são: 
a) as partículas de soluto são separadas umas das outras e este processo absorve 
energia para que as ligações (ou interações) soluto/soluto sejam rompidas. Esta 
energia chama-se Energia Reticular (DHreticular) 
DHreticular > 0 
b) as partículas de soluto passam a interagir com as partículas do solvente e este 
processo libera energia chamada Energia de Solvatação (DHsolvatação); quando o 
solvente for a água, chama-se Energia de Hidratação (DHhidratação). 
DHsolvatação < 0 
c) as partículas de soluto passam a ocupar posições que seriam normalmente 
ocupadas por partículas do solvente, ou seja, as partículas do solvente são 
afastadas umas das outras para que ocorra a intrusão de partículas de soluto. Para 
romper as interações solvente/solvente é preciso absorver energia a qual chama-se 
Energia de Intrusão (DHintrusão). 
DHintrusão > 0 
 Logo, a energia envolvida no processo de dissolução (DHdissolução) é uma 
combinação de todas essas energias: 
DHdissolução = DHreticular + DHsolvatação + DHintrusão 
 (+ ou -) (+) (-) (+) 
 
Se: DHreticular + DHintrusão > |DHsolvatação|, então DHdissolução > 0 (processo endotérmico) 
Se: DHreticular + DHintrusão < |DHsolvatação|, então DHdissolução < 0 (processo exotérmico) 
 
Em resumo, a maior ou menor facilidade com que um determinado soluto 
dissolve em um determinado solvente depende da intensidade das interações 
soluto/soluto e solvente/solvente (que precisam ser destruídas) e das interações 
soluto/solvente que se estabelecem: 
“Quanto mais intensas forem as forças de atração entre soluto e solvente, maior 
a solubilidade. Forças de atração intensas soluto/soluto e/ou solvente/solvente 
desfavorecem a solubilidade, mas podem ser compensadas por uma interação 
soluto/solvente intensa.” 
 
Fator Entálpico versus Fator Entrópico: Quando duas substâncias se misturam para 
formar uma solução, ocorre um aumento da desordem microscópica. Logo o Fator 
Entrópico é favorável à dissolução. 
- Se a mistura de duas substâncias na formação de uma solução implica em 
queda de energia (processo exotérmico), a miscibilidade é grande, pois o Fator 
Entálpico também será favorável à dissolução. 
- Mas se a mistura de duas substâncias na formação de uma solução implica em 
aumento de energia (processo endotérmico), a miscibilidade depende do balanço das 
influências do Fator Entrópico favorável e do Fator Entálpico desfavorável. 
 
Exemplos de Interações: soluto/soluto, solvente/solvente e soluto/solvente 
podem ser vistas na Tabela 3. 
 
TABELA 3: Exemplos de Interações 
 
 Interações 
Solvente Soluto solvente/solvente soluto/soluto soluto/solvente Resultado 
H2O NaCl Forte Forte Forte grande solubilidade 
H2O Açúcar Forte Forte Forte grande solubilidade 
CCl4 I2 Fraca Fraca Fraca grande solubilidade 
H2O CCl4 Forte Fraca Fraca Insolubilidade 
Hexano CCl4 Fraca Fraca Fraca grande solubilidade 
H2O CH3OH Forte Forte Forte grande solubilidade 
H2O Hexano Forte Fraca Fraca Insolubilidade 
H2O Acetona Forte Forte Forte grande solubilidade 
Hexano Sacarose fraca Forte Fraca insolubilidade 
 
 Pode-se enunciar a regra geral: “Semelhante dissolve Semelhante”, ou seja: 
compostos polares são mais solúveis em compostos polares e compostos apolares são 
mais solúveis em compostos apolares. 
 
Expressão de Concentração de Soluções: Como soluções não apresentam 
composição fixa, não podem ser designadas por fórmulas químicas fixas. Ao invés 
disso, as quantidades relativas do soluto e do solvente são especificadas de formas 
alternativas as quais chamamos de concentração de solução. A concentração pode ser 
expressa de várias maneiras através de Unidades de Concentração: 
 
1) Fração Pondero-Volumétrica: massa de soluto (g) 
volume de solução (L) 
 
2) Fração Ponderal: massa de soluto (g) 
massa de solução (g) 
(multiplicando por 100: percentagem em massa de soluto) 
 
3) Fração Volumétrica: volume de soluto (L) 
 volume de solução (L) 
(multiplicando por 100: percentagem em volume de soluto) 
 
4) Fração Molar (xi): nº de mols de cada componente 
 nº total de mols 
(x1 + x2 + x3 + ..... = 1) 
 
5) Concentração Molar (c) (= molaridade): nº de mols de soluto 
 volume de solução (L) 
 
6) Concentração Molal (w) (= molalidade): nº de mols de soluto 
 massa de solvente (kg) 
 
8) Regra geral para diluição: C1.V1 = C2 .V2 
 
9) Regra geral para mistura de duas ou mais soluções de mesmo soluto e mesmo 
solvente: 
Cmistura = C1.V1 + C2.V2 + ........... 
 V1 + V2 + ....... 
 
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DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
QUÍMICA GERAL TEÓRICA - QUI01004 
SOLUÇÕES 
 
 
 
EXERCÍCIOS 
 
1. Qual a molaridade de uma solução composta de: 
a) 10 g de glicose (C6H12O6) em 2 litros de solução; 
b) 2 mols de H2SO4 em 1,5 litro de solução. 
 
2. Qual a molalidade de uma solução quando se misturam 2 g de NaCl em 100 g 
de água? Qual a fração molar de soluto e de solvente nesta solução? 
 
3. Calcule a quantidade de soluto necessária para preparar uma solução 0,20 
mol/kg de glicose (C6H12O6), a partir de 300 g de água. 
 
4. Calcule o número de litros que podem ser preparados a partir de 300 g de cloreto 
de sódio, para se obter uma solução a 0,2 mol/L. 
 
5. Uma solução de ácido sulfúrico de densidade 1,25 g/mL contém 33% em massa 
de H2SO4. Calcule sua concentração em molaridade, molalidade e fração molar. 
 
6. Qual a massa de solução contendo 21% em massa de ácido nítrico necessária 
para preparar 200 mL de HNO3 0,50 mol/L? 
 
7. Qual a fração molar do H2SO4 em solução aquosa de 60% em massa? 
 
8. Quais são a molalidade e molaridade de uma solução de etanol, C2H5OH, em 
água, se a fração molar for 0,05 e a densidade 0,997 g/mL? 
 
9. Calcule quantos mL de KMnO4 0,10 mol/L são necessários para reagir 
completamentecom 0,01 mols do íon oxalato, segundo a reação: 
2 MnO4- + 5 C2O4-2 + 16 H+ ® 2 Mn+2 + 10 CO2 + 8 H2O 
 
10. Calcule a molaridade, molalidade e fração molar de uma solução a 30% em 
massa de NH3 em água, cuja densidade é 0,892 g/cm3. 
 
11. A densidade de uma solução 5 mol/L de ácido sulfúrico é 1,12 g/mL. Calcule sua 
molalidade. 
 
12. Expresse em molaridade e molalidade a concentração de uma solução de H3PO4 
a 5% em massa cuja densidade é 1,027 g/mL. 
 
13. Qual o título (fração ponderal) e concentração em g/L de uma solução 0,10 
mol/kg de sulfato férrico? Densidade da solução: 1,01 g/mL. 
 
14. Calcule as frações molares do solvente e do soluto em uma solução 1,00 mol/kg 
de cloreto de sódio em água. 
 
15. Tem-se uma solução aquosa 1,0 x 10-2 mol/L de uréia (composto não-
dissociado). Calcule para 2,0.102 mL de solução: 
a) a massa de uréia dissolvida 
b) o número de moléculas de uréia dissolvidas 
Dado: Massa molar da uréia: 60 g/mol 
 
16. Em 120 mL de solução aquosa saturada de um sal existem dissolvidos 42,0 g 
de soluto. Levando em conta que a massa específica dessa solução é 1,35 g/mL, 
calcule a solubilidade do referido sal, exprimindo-a em gramas de soluto por 100 
gramas de água. 
 
17. Para preparar uma solução 5,00 mol/L, usamos 1,000 kg de água. Obtemos 
1,100 L de solução de densidade igual a 1,300 kg/L. Calcule a massa molar do soluto. 
 
18. Ácido cítrico é um aditivo presente em refrigerantes em quantidades de 0,0025 
a 0,15% em massa. Supondo solução de densidade 1,0 kg/L, calcule as concentrações 
de ácido cítrico: 
a) em g/L, no limite inferior 
b) em molaridade, no limite superior 
Dado: Massa molar do ácido cítrico = 210 g/mol 
 
19. Um litro de solução contém 0,1 mol de cloreto férrico e 0,1 mol de cloreto de 
amônio. Determine as concentrações molares dos íons Fe3+, NH4+ e Cl-. 
 
20. Qual a molaridade do ácido nítrico que contém 63% de HNO3 em massa e cuja 
densidade é 1,42 g/mL ? 
 
21. Qual a molaridade de uma solução de hidróxido de amônio, cuja densidade é 
0,95 g/mL e que encerra 12% de NH3 em massa? 
 
22. Qual a molaridade do ácido sulfúrico quando se dilui 1 litro de solução 2,00 mol/L 
para 100 litros? 
 
23. Que massa de água devemos acrescentar a 1,0 kg de solução aquosa contendo 
25% de NaCl em massa a fim de torná-la 10% em massa? 
 
24. Qual a massa de água que devemos acrescentar a 1,0 kg de solução aquosa 
2,50 mol/kg de NaOH para transformá-la em solução 1,00 mol/kg? 
 
25. Juntando-se 500 mL de uma solução 0,40 mol/L e 300 mL de uma solução 0,50 
mol/L do mesmo soluto e diluindo-se a solução obtida a 1,0 litro, qual a molaridade 
final? 
 
26. 24,5 gramas de ácido ortofosfórico foram dissolvidos em água, até completar 
200 mL de solução. A seguir esta solução foi diluída a 500 mL. Qual a molaridade da 
solução final? 
 
 
27. Que volume de ácido clorídrico 0,25 mol/L poderemos obter pela diluição de 50,0 
mL de HCl de densidade 1,185 g/mL e que apresenta 36,5% de HCl em massa? 
 
28. Deseja-se preparar 9,2 litros de solução 2 mol/L de ácido sulfúrico a partir de 
uma solução concentrada desse ácido que apresenta densidade igual a 1,84 g/mL e 
que encerra 98% de H2SO4 em massa. Qual o volume necessário do ácido sulfúrico 
concentrado? 
 
29. 150 ml de ácido clorídrico de molaridade desconhecida são misturados a 350 mL 
de ácido clorídrico 2 mol/L, dando uma solução 2,9 mol/L. Qual a molaridade do ácido 
inicial? 
 
30. Deseja-se preparar 2,0 litros de solução 0,1 mol/L de ácido sulfúrico, dispondo-
se de 20 mL de solução 5,00 mol/L e de 500 mL de solução 2,00 mol/L. Consumindo-
se a totalidade da solução 5,00 mol/L, qual o volume a empregar da solução 2,00 mol/L? 
 
31. Determine a molaridade de uma solução aquosa de H2SO4 resultante da mistura 
de 500 mL de uma solução aquosa de H2SO4 a 2,00 mol/L com 1500 mL de solução 
aquosa do mesmo ácido e de concentração 9,8 g/litro. 
 
32. Misturando-se 150 mL de solução 2,00 mol/L de NaCl com 250 mL de solução 
1,00 mol/L de KCl, pergunta-se quais as molaridades da solução resultante em relação: 
a) ao NaCl b) ao KCl c) aos íons presentes em solução 
 
33. 200 mL de NaCl 2,0 mol/L são misturados com 300 mL de Na2SO4 5,0 mol/L. 
Qual a molaridade da solução final, em relação aos íons Na+, Cl- e SO42-? 
 
34. Juntando-se 300 mL de HCl 0,4 mol/L e 200 mL de NaOH 0,60 mol/L, pergunta-
se quais as molaridades da solução final com respeito: 
a) ao ácido b) à base c) ao sal formado 
 
35. Juntando-se 200 mL de H2SO4 0,30 mol/L e 100 mL de KOH 1,20 mol/L, 
pergunta-se quais as molaridades da solução final em relação: 
a) ao ácido b) à base c) ao sal formado 
 
36. 7,0 gramas de uma amostra de alumínio impuro são tratados por 50 mL de uma 
solução de ácido sulfúrico que apresenta 49 % de H2SO4, em massa e densidade 1,4 
g/mL. Terminada a reação, verifica-se que todo o ácido foi gasto e que as impurezas 
não reagiram. Qual é a porcentagem em massa de alumínio na amostra analisada? 
 
RESPOSTAS 
 
1. a) 0,028 mol/L; b) 1,33 mol/L 
2. a) 0,34 mol/kg; b) xs = 0,006; xS = 0,994 
3. 10,8 g 
4. 25,6 L 
5. 4,2 mol/L; 5,01 mol/kg; xs = 0,08; xS = 0,92 
6. 30 g 
7. xs = 0,22 
8. 2,93 mol/kg; 2,57 mol/L 
9. 40 mL 
10. 15,70 mol/L; 25,14 mol/kg; xs = 0,31; xS = 0,69 
11. 7,94 mol/kg 
12. 0,51 mol/L; 0,53 mol/kg 
13. 0,038; 38,8 g/L 
14. xs = 0,02; xS = 0,98 
15. a) 0,12 g; b) 1,20.1021 moléculas 
16. 35g/100g de água 
17. 78,2 g/mol 
18. a) 0,025 g/L; b) 0,00714 mol/L 
19. [Fe3+] = 0,10 mol/L; [NH4+] = 0,10 mol/L; [Cl-] = 0,40 mol/L 
20. 14,20 mol/L 
21. 6,70 mol/L 
22. 0,02 mol/L 
23. 1,5 kg 
24. 1,36 kg 
25. 0,35 mol/L 
26. 0,500 mol/L 
27. 2,4 L 
28. 1,0 L 
29. 5,0 mol/L 
30. 50 mL 
31. 0,57 mol/L 
32. [NaCl] = 0,75 mol/L; [KCl] = 0,625; [Cl-] = 1,375 mol/L 
33. [Na+] = 6,8 mol/L; [Cl-] = 0,80 mol/L 
34. [HCl] = [NaOH] = 0; [NaCl] = 0,24 mol/L 
35. [H2SO4] = [KOH] = 0 mol/L; [K2SO4] = 0,20 mol/L 
36. 90 % 
 
ESTADO GASOSO 
 
 
 
LEI DE BOYLE 
 
 
 
 
LEI DE CHARLES E GAY-LUSSAC 
 
 
 
 
LEI DE DALTON 
 
 
 
UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
QUÍMICA GERAL TEÓRICA - QUI01004 
GASES 
 
 
 
EXERCÍCIOS 
 
1. Um manômetro de extremidade aberta foi conectado a um frasco contendo um 
gás a uma pressão desconhecida. O mercúrio no braço aberto para a atmosfera era 65 
mm mais alto que na extremidade fechada. A pressão atmosférica era de 733 Torr. 
Qual era a pressão do gás no frasco? 
 
2. Um gás ocupa um volume de 350 mL a 740 Torr. Qual será seu volume a 900 
Torr se a temperatura permanecer constante? 
 
3. A 25 oC e 1 atm um gás ocupa um volume de 1,5 L. Que volume ocupará a 100 
oC e 1 atm? 
 
4. Se um gás, originalmente em um recipiente de 50 mL a uma pressão de 645 
Torr, é transferido para outro recipiente cujo volume é 65 mL, qual será sua nova 
pressão se: 
a) não houver variação de temperatura? 
b) a temperatura do primeiro recipiente for 25o C e a do segundo 35 oC. 
 
5. Um gás ideal com pressão de 650 mm de Hg ocupa um balão rígido de volume 
desconhecido. Uma certa quantidade de gás foi retirada do mesmo e verificou-se que 
ocupa um volume de 1,52 cm3 com pressão de 1 atm. A pressão do gás que permanece 
no balão é de 600 mm de Hg. Considerando que todas as medidas foram executadas 
à mesma temperatura, calcule o volume do balão. 
 
6. Calcule a pressão em kPa que resultará se 2,5 g de gás XeF4 forem introduzidos 
em um recipiente evacuado de 3,0 dm3 e que é conservado a temperatura constante 
de 80,0 oC (R = 8,31 kPa.dm3/mol/K). 
 
7. A densidade de um gás desconhecido é 1,96 g/L nas CNTP. Qual a massa molar 
desse gás? 
 
8. Uma amostra de 50 mL de gás exerce uma pressão de 450 Torr a 35 oC. Qual é 
o seu volume nas CNTP? 
 
9. Produz-se um litro de uma mistura de gases a partir de um litro de N2 a 200 Torr, 
um litro de O2 a 500 Torr e um litro de Ar a 150 Torr. Qual é a pressão da mistura? A 
temperatura é mantida constante. 
 
10. Uma mistura de gases consiste de 56,0 g de N2, 16,0 g de CH4 e 48,0 g de O2. 
Se a pressãototal da mistura é 850,0 Torr, qual a fração molar e a pressão parcial de 
cada gás? 
 
11. Uma mistura de N2 e O2 tem um volume de 100 mL a uma temperatura de 50 oC 
e a uma pressão de 800 Torr. Ela foi preparada pela adição de 50 mL de O2 a 60 oC e 
400 Torr a V mL de N2 a 40 oC e 400 Torr. Qual é o volume V? 
 
12. Um gás é coletado sobre água até a pressão total interna de um frasco de 100 
mL ser de 700 Torr a 25 oC. Calcule o volume do gás seco nas CNTP (Pv da água a 25 
oC é 23,8 Torr ). 
 
13. Uma amostra de oxigênio tem um volume de 2,50 dm3 sob pressão padrão. 
Calcule o volume (em dm3) que essa amostra ocuparia a 50,0 kPa, na mesma 
temperatura. 
 
14. Uma amostra de oxigênio com volume de 56,0 mL é coletada sobre água a uma 
temperatura de 20 oC e pressão de 710,0 Torr. Determine o volume do gás seco nas 
CNTP (Pv da água a 20 oC é 17,5 Torr ). 
 
15. Qual a pressão que resulta quando 2,0 L de hidrogênio nas CNTP são injetados 
em um recipiente rígido de 2,0 L que já continha suficiente oxigênio para preenchê-lo 
completamente nas CNTP. Suponha que a temperatura não muda quando os gases se 
misturam. 
 
16. Uma amostra de 125 mL de O2 foi coletada sobre água a 25 oC e a uma pressão 
total de 708 Torr. (Pv da água a 25 oC é 23,8 Torr ) . Calcule: 
a) a pressão parcial de oxigênio 
b) a fração molar do oxigênio 
c) a massa de oxigênio coletado, em gramas 
 
17. Uma mistura de O2 e N2 em um vaso de 200 mL exerce uma pressão de 720 
Torr a 35 oC. Se existe 0,0020 mol de N2, calcule: 
a) a pressão parcial de N2 
b) a pressão parcial de O2 
c) o número de mols de O2 presentes 
 
18. Calcule o volume ocupado nas CNTP por: 
a) 0,20 mol de O2. 
b) 12,4 g de Cl2. 
c) uma mistura de 0,10 mol de N2 e 0,050 mol de O2. 
 
19. Calcule a massa de 245 mL de SO2, nas CNTP. 
 
20. Qual é a densidade do butano, C4H10, nas CNTP? 
 
21. Calcule o volume ocupado por 0,234 g de NH3 a 30 oC e a uma pressão de 0,847 
atm. 
 
22. Um bom vácuo, produzido com aparelhos comuns de laboratório, corresponde a 
10-6 mm de Hg de pressão a 25 oC. Calcule o número de moléculas por cm3 nessas 
condições. 
 
 
23. Um químico observou o desprendimento de um gás numa reação química e 
coletou um pouco do material para análise. Foi constatado conter 80% de C e 20% de 
H. Também foi observado que 500 mL do gás a 760 Torr e 0 ºC apresentavam massa 
de 0,669 g. 
a) Qual a fórmula empírica do composto gasoso? 
b) Qual a sua massa molar? 
c) Qual sua fórmula molecular? 
 
24. Na reação N2 (g) + 3 H2 (g) à 2 NH3 (g), quantos mililitros de H2 nas CNTP são 
necessários para produzir 400 mL de amônea? 
 
25. Oxigênio gasoso gerado na reação 2 KClO3 à 2KCl + 3 O2 foi coletado sobre 
água a 30 ºC em um vaso de 150 mL, até a pressão total ser de 600 Torr. 
a) Quantos gramas de O2 seco foram produzidos? (Pv da água é de 31,8 Torr) 
b) Quantos gramas de KClO3 foram consumidos na reação? 
 
26. Ácido nítrico é produzido dissolvendo-se NO2 em água de acordo com a reação 
3 NO2(g) + H2O(l) ® 2 HNO3(l) + NO(g) 
Quantos litros de NO2 a 25 ºC e 770 Torr são necessários para produzir 10 g de HNO3? 
 
27. Calcule o volume ocupado por 0,024 g de O2 se este for coletado sobre água a 
23 ºC e a uma pressão total de 740 Torr (Pv da água a 23 ºC é 21,1 Torr). 
 
28. Três gases foram colocados num mesmo recipiente de 10 litros, tendo uma 
pressão total de 800 Torr a 30 ºC. Se a mistura continha 8,0 g de CO2, 6,0 g de O2 e 
uma quantidade desconhecida de N2, calcule: 
a) o número total de mols de gases no recipiente 
b) a pressão parcial de cada gás 
c) a massa de N2 no recipiente. 
 
29. Calcule o volume máximo de CO2 a 750 Torr e 28 ºC que pode ser produzido 
reagindo-se 500 mL de CO a 760 Torr e 15 ºC com 500 mL de O2 a 770 Torr e 0 ºC. 
 
30. Uma reação importante na produção de fertilizantes nitrogenados é a oxidação 
da amônea: 
4 NH3 (g) + 5 O2 (g) ® 4 NO (g) + 6 H2O (g) 
Quantos litros de O2, medidos a 25 ºC e 0,895 atm, devem ser usados para produzir 
100 litros de NO a 500 ºC e 750 Torr? 
 
31. Um gás de volume V1 e pressão P1 sofre uma transformação isobárica de uma 
temperatura T1 até uma temperatura T2 = 3 T1. Em seguida, sofre uma compressão 
isotérmica até o volume V3 = 2 V1. Qual a relação entre P1 e P3? 
 
32. Uma amostra de um líquido desconhecido é colocada num frasco evacuado de 
massa e volume conhecidos, a uma temperatura suficientemente alta para vaporizar 
todo o líquido. A temperatura é mantida constante e a pressão do frasco é medida. O 
frasco é pesado novamente para determinar a massa do líquido desconhecido. Usando 
os dados abaixo para esse procedimento, calcule a massa molar do líquido 
desconhecido. 
massa do frasco vazio 35,364 g 
volume do frasco 35,0 mL 
pressão no frasco 381 Torr 
massa do frasco + líquido desconhecido 35,451 g 
temperatura 100,0 ºC 
 
33. Uma liga de alumínio e cobre foi tratada com ácido clorídrico. O alumínio sofreu 
dissolução segundo a equação Al + 3 H+ à Al3+ + 3/2 H2. O cobre permanece inalterado. 
O ataque de 0,360 g da liga produziu 415 cm3 de H2 medidos a 273 K e pressão de 1 
atm. Qual a percentagem em massa de alumínio na liga? 
 
34. Uma mistura de alumínio e zinco de massa 1,67 g foi completamente dissolvida 
em ácido, fornecendo 1,69 litro de hidrogênio medido a 273 K e pressão de 1 atm. Qual 
a percentagem de alumínio na amostra original? As reações que ocorrem são: 
Zn + 2 H+ à Zn2+ + H2 
Al + 3 H+ à Al3+ + 3/2 H2 
 
35. Uma amostra de um óxido de bário de composição desconhecida forneceu, após 
exaustivo aquecimento, 5,00 g de BaO e 366 mL de O2 medidos nas CNTP. 
a) Qual a fórmula empírica do óxido desconhecido? 
b) Qual a massa de óxido que existia inicialmente? 
 
RESPOSTAS 
1. 798 Torr 
2. 287,8 mL 
3. 1,88 L 
4. a) 496,15 Torr; b) 512,8 Torr 
5. 23,1 cm3 
6. 11,8 kPa 
7. 44 g/mol 
8. 26,24 mL 
9. 850 Torr 
10. xN2 = 0,44; xCH4 = 0,22; xO2 = 0,33 
11. 146,8 ml 
12. 81,5 mL 
13. 5,07 dm3 
14. 47,5 mL 
15. 2 atm 
16. a) 684,2 Torr; b) 0,966; c) 0,147 g 
17. a) 191,9 Torr; b) 528,1 Torr c) 0,0055 mol 
18. a) 4,48 L; b) 3,91 L; c) 3,36 L 
19. 0,70 g 
20. 2,6 g/L 
21. 0,40 L 
22. 3,2 x 1010 moléculas/cm3 
23. a) CH3; b) 30 g/mol; c) C2H6 
24. 600 mL 
25. a) 0,144 g; b) 0,368 g 
26. 5,7 L 
27. 19,2 mL 
28. a) 0,424 mol; b) PCO2 = 343 Torr; PN2 = 102 Torr; PO2 = 354 Torr; c) 1,51 g 
29. 0,53 L 
30. 53,2 L 
31. P3 = 3 P1/2 
32. 151,65 g/mol 
33. 93 % 
34. 74 % 
35. a) BaO2 b) 5,53 g 
 
UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
QUÍMICA GERAL TEÓRICA - QUI 01004 
2ª UNIDADE: INTRODUÇÃO À TERMODINÂMICA 
 
INTRODUÇÃO 
- Termodinâmica: investiga a espontaneidade de um processo. 
- Cinética: investiga a velocidade de um processo. 
Ambos os fatores deverão ser favoráveis para que uma transformação seja 
observada. 
 
Exemplo: 2 H2 (g) + O2 (g) à 2 H2O(g) 
 
possível termodinamicamente Processo não observado 
extremamente lento em temperatura ambiente 
 
A Termodinâmica: 
- diz respeito basicamente às trocas de energia que acompanham os processos 
químicos e físicos; 
- prediz se uma transformação é possível (espontânea) ou impossível (não espontânea) 
em determinadas condições; 
- considera a matéria como um todo, não se preocupando com sua estrutura molecular; 
- não se preocupa com o mecanismo da transformação e nem com o tempo da 
transformação; 
- se preocupa com aspectos macroscópicos como: pressão, volume, temperatura, 
concentração, energia e inter-relação de energia; 
 
CONCEITOS BÁSICOS 
Sistema: porção particular do universo cujas propriedades se deseja estudar. 
- Sistema Isolado: não troca matéria nem energia com a vizinhança; não varia de 
volume. 
- Sistema Fechado: pode trocar energia com a vizinhança e variar de volume, 
mas não troca matéria. 
- Sistema Aberto: pode trocar matéria e energia com a vizinhança. 
Vizinhança: todas as demais partes do universo que não fazem parte do sistema. 
Estado: situação de equilíbrio em que as propriedades macroscópicas do sistema 
como: temperatura, pressão,densidade, composição química, pressão, volume, estado 
físico (s, l ou g, ou forma cristalina) são bem definidas e não se alteram com o tempo. 
Função de Estado: é uma propriedade do sistema caracterizada por um valor 
numérico bem definido para cada Estado e independente da maneira pela qual o Estado 
é alcançado. P, T e V são Funções de Estado e outras funções de estado importantes 
para a Termodinâmica são: E, H, S e G. 
Propriedades importantes das Funções de Estado: são duas as propriedades 
fundamentais: 
- quando um sistema sofre uma transformação, as alterações das Funções de Estado 
somente dependem do estado inicial e do estado final, ou seja, não dependem do 
caminho da transformação. 
- as Funções de Estado são inter-relacionadas; atribuindo-se valores para algumas, 
pode-se definir os valores de outras. Exemplo: PV = nRT 
Propriedades Intensivas: P, T, densidade, fração molar, etc: não dependem da 
quantidade ou tamanho do sistema. Em sistemas homogêneos, as propriedades 
intensivas são idênticas em toda a extensão do sistema; em sistemas heterogêneos 
estas propriedades variam em diferentes partes do sistema). 
Propriedades Extensivas: V, energia, número de mols, massa, etc: dependem do 
tamanho do sistema. 
 
TRANSFORMAÇÕES TERMODINÂMICAS 
Transformação Reversível: transformação que pode ir de um estado A para um 
estado B e voltar do estado B para o estado A pelo mesmo caminho. Nestas 
transformações, as funções de estado de um sistema nunca diferem entre si mais do 
que uma quantidade infinitesimal. Estes processos são algumas vezes denominados 
de “processos quase estáticos”, pois são infinitamente lentos. 
 Transformação Irreversível: todas as transformação que não se enquadra nas 
características anteriores. Ocorre em uma velocidade finita. Não é possível retornar a 
um estado inicial pelo mesmo caminho. 
 
“A direção de um processo reversível pode ser alterada a qualquer momento, 
simplesmente fazendo-se uma modificação infinitesimal na vizinhança. Um Processo 
Irreversível para ser invertido requer uma modificação drástica na vizinhança.” 
 
Processo Isotérmico: ocorre a temperatura constante 
Processo Isobárico: ocorre a pressão constante 
Processo Isovolumétrico: ocorre a volume constante 
Processo adiabático: ocorre sem troca de calor 
 
CALOR, TRABALHO E 1º PRIMEIRO PRINCÍPIO DA TERMODINÂMICA 
A Termodinâmica distingue dois tipos de Energia: 
Calor: representado pelo símbolo ”q” 
Trabalho: qualquer outro tipo de energia diferente de calor; representado pelo 
símbolo “w” (exemplo: trabalho mecânico: expansão de um gás; trabalho elétrico: 
fornecido por uma bateria). 
 
“O trabalho mecânico relacionado com a expansão ou compressão de um gás, 
é o mais comum em laboratório de química: um gás pode ser produzido ou consumido 
em reação química e a pressão externa é a pressão atmosférica.” 
 
“O calor pode fluir para um sistema aumentando sua T ou pode deixar o sistema 
baixando sua T. Um gás pode se expandir e realizar trabalho sobre a vizinhança 
(empurra a atmosfera) ou pode ser comprimido, quando a vizinhança realiza trabalho 
sobre o sistema.” 
 
Convenção de sinais para Calor e Trabalho: 
Calor (q): - sinal (+) quando o sistema absorve energia sob forma de calor 
- sinal (-) quando o sistema libera energia sob forma de calor 
Trabalho (w): - sinal (+) quando o sistema ganha energia sob forma de trabalho 
(compressão de um gás). 
 - sinal (-) quando o sistema perde energia sob forma de trabalho 
(expansão de um gás) 
 
1º Princípio da Termodinâmica: “Em qualquer processo a variação total de energia 
do sistema, ΔU, é igual à soma do calor absorvido, q, e do trabalho, w, realizado sobre 
o sistema, ou seja, a Energia não é criada nem destruída, é conservada.” 
Matematicamente: DU = q + w (na convenção antiga seria: DU = q – w) 
 
“A Energia Interna (U), que é função de estado, representa a soma de todas as 
energias contidas no sistema como consequência de energia cinética de seus átomos, 
íons ou moléculas, acrescida da energia potencial que se origina das forças de ligação 
entre as partículas que formam o sistema.” 
 
Como medir DU? 
 
DU = q + w 
Se a reação é executada a V constante, então w = 0 e DU = q = qv 
Logo: DU = qv, que significa calor trocado com a vizinhança em condições de 
volume constante. 
 
ENTALPIA (H) – UMA NOVA FUNÇÃO DE ESTADO 
 
Em laboratório, as reações são comumente realizadas em condições de pressão 
constante, e não em condições de volume constante. Nestas condições, o calor medido 
não é qv e, portanto, não é ΔU. 
 
Então define-se: H = U + PV 
 
Logo: DH = DU + D(PV) 
Substituindo: DH = q + w + D(PV) Mas: w = - PΔV 
 Se: P = constante, então Δ(PV) = 
PΔV 
Resta: DH = q + (-PDV) + PDV = q 
Logo: DH = qp, que significa calor trocado com a vizinhança em condições de 
pressão constante. 
 
Sólidos e Líquidos: Gases: 
 
Δ(PV) ~ zero e ΔH ~ ΔU Δ (PV) = Δ (nRT) 
Para gases ideais à T constante, Δ(ngRT) = (Δng)RT 
Então: DH = DU + (Dng)RT, para processos à T constante. 
 
UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
QUÍMICA GERAL TEÓRICA - QUI 01004 
TERMODINÂMICA QUÍMICA 
 
 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1. Qual é o objetivo da Termodinâmica Química? 
 
2. O que é Termodinâmica Clássica? 
 
3. Por que se diz que a Termodinâmica Clássica é uma ciência macroscópica? 
 
4. Como se define sistema? E meio externo ou vizinhanças? 
 
5. O que é propriedade de um sistema? 
 
6. Caracterize propriedades intensivas e extensivas, dando exemplos. 
 
7. O que é estado de um sistema? 
 
8. Como é possível evidenciar que ocorreu um processo termodinâmico? 
 
9. Que são propriedades termodinâmicas ou funções de estado? 
 
10. Quais as principais características das funções de estado? 
 
11. Como se calcula trabalho numa expansão gasosa a pressão constante? 
 
12. Trabalho é função de estado? Argumente a resposta. 
 
13. Calor é função de estado? Argumente a resposta. 
 
14. Qual é o enunciado do Primeiro Princípio da Termodinâmica? 
 
15. Como se define variação de entalpia de um sistema num processo? 
 
16. Qual a relação entre energia interna e entalpia? 
 
17. Qual é o enunciado da lei de Hess? 
 
18. Como se define entalpia padrão de formação, DHºf? 
 
19. Que são capacidades caloríficas molares? De que fatores dependem? 
 
20. Como se define processo reversível? Quais são suas características? 
 
21. De que modo se pode obter trabalho máximo de um sistema durante um 
processo? 
22. Como se pode definir entropia de um sistema? 
 
23. Qual é o enunciado do Segundo Princípio da Termodinâmica? 
 
24. Como se caracteriza entropia numa abordagem microscópica? 
 
25. Qual é o enunciado do Terceiro Princípio da Termodinâmica? Que são entropias 
absolutas? 
 
26. Como é possível estabelecer um critério absoluto de caracterização de 
espontaneidade a partir de considerações do Segundo Princípio? 
 
27. O que é energia livre de um sistema? 
 
28. Como se caracteriza reversibilidade e irreversibilidade pelo critério da variação 
de energia livre? 
 
29. O que é variação de energia livre padrão? Qual o seu significado para um 
processo? 
 
30. Qual a relação matemática entre DGº e constante de equilíbrio de um sistema 
num processo? 
 
31. Como se interpreta o valor de DG de um sistema que está sofrendo um 
processo? 
 
 
 
EXERCÍCIOS 
 
1. Um gás é confinado num recipiente sob pressão atmosférica constante. Quando 
600 J de calor são adicionados ao gás, ele expande e efetua 140 J de trabalho nas 
vizinhanças. Calcule DH e DU para o processo. 
 
2. As densidades da água líquida e do gelo são respectivamente 0,9998 e 0,917 
g/cm3. Calcule DH e DU para a solidificação de um mol de água a 0 ºC e 1 atm, sabendo 
que o calor de fusão da água a 0 ºC e 1 atm é 6020 J/mol. 
 
3. Na vaporização de um grama de água líquida a 100 ºC e 1 atm são formados 
1671 mL de vapor de água. Se a quantidade de calor absorvida foi de 2260 J, calcule 
DH e DU para o processo H2O (l, 100 ºC) à H2O (v, 100 ºC). Quais os valoresde DHvap e DUvap 
molares nessa temperatura? (A densidade da água líquida é 0,9998 g/cm3). 
 
4. Calcule a entalpia padrão de formação do álcool etílico, C2H6O (l), a partir do 
conhecimento de sua entalpia padrão de combustão, DHºcomb = -1365,60 kJ/mol e 
outros dados da tabela de Termodinâmica. 
 
5. Uma amostra de 1,500 g de tolueno líquido, C7H8 (l), foi colocada numa bomba 
calorimétrica juntamente com excesso de oxigênio. Durante a combustão a temperatura 
aumentou de 25 ºC para 26,413 ºC. Os produtos da reação são CO2 (g) e H2O (l) e a 
capacidade calorífica total do calorímetro é 45,06 kJ/K. Pergunta-se: 
a) Qual o valor da entalpia padrão molar de combustão do tolueno? 
b) Qual o valor da entalpia padrão molar de formação do tolueno? 
 
6. Quando 200 mL de HCl 1,00 mol/L a 25 ºC foram misturados com 150 mL de 
NaOH 1,00 mol/L, também a 25 ºC, num frasco de Dewar, a temperatura da mistura 
reagente aumentou para 30,0 ºC. Calcule DH em kJ para a neutralização de um mol de 
H+ por um mol de OH-. 
 
7. A evaporação da transpiração é uma maneira de o corpo descartar o excesso 
de energia produzida durante exercício físico e, desse modo, manter constante a 
temperatura. Quantos kJ são removidos do corpo pela evaporação de 10,0 g de água 
a 25 ºC? (Procure entalpias de formação da água líquida e da água vapor a 25 ºC na 
tabela de Termodinâmica). 
 
8. O calor de combustão do etanol é -1371 kJ/mol a 25 ºC. Uma garrafa de cerveja 
de 350 mL contém 3,7% de álcool em massa. Supondo densidade igual a 0,97 g/mL, 
qual o conteúdo calórico de álcool na cerveja expresso em calorias nutricionais? (1 Cal 
= 1 kcal). 
 
9. O calor específico da prata é 0,0565 cal/g.K. Assumindo nenhuma perda de calor 
para o meio, calcule a temperatura final quando 100 g de prata a 40 ºC são imersos em 
60 g de água a 10 ºC. 
 
10. O ponto de fusão de uma certa substância é 70 ºC, seu ponto de ebulição é 450 
ºC, sua entalpia de fusão é 125,4 J/g, sua entalpia de vaporização é 188,1 J/g e seu 
calor específico é 0,90 J/gK. Calcule o calor requerido para converter 100 g da 
substância do estado sólido a 70 ºC a vapor a 450 ºC. 
 
11. Qual o calor necessário para converter 10 g de gelo a -10 ºC a água líquida a 10 
ºC? Dados: cgelo = 2,09 J/g.K, cágua = 4,18 J/gK, DHºfusão = 334,4 J/g. 
 
12. Determine a temperatura resultante quando 150 g de gelo a 0 ºC são misturados 
com 300 g de água a 50 ºC. Dados: cágua = 4,18 J/g.K, DHºfusão = 334,4 J/g. 
 
13. Quando 1 kg de carvão antracito é queimado, cerca de 30514 kJ de calor são 
liberados. Que quantidade de carvão é requerida para aquecer 4 kg de água da 
temperatura ambiente (20 ºC) até o ponto de ebulição (a 1 atm de pressão), assumindo 
que não há perda de calor? Dados: cágua = 4,18 J/g.K. 
 
14. A volume constante o calor de combustão do ácido benzóico é -26,38 kJ/g. Uma 
amostra de 1,200 g de ácido benzóico é queimada numa bomba calorimétrica. A 
temperatura do calorímetro aumentou de 22,45 ºC para 26,10 ºC. Qual a capacidade 
calorífica total do calorímetro? 
 
15. Aspirina é produzida comercialmente a partir de ácido salicílico, C7O3H6. Um 
grande carregamento de ácido salicílico está contaminado com óxido bórico, que é 
também um pó branco. O DUºcomb do ácido salicílico é -3,00.103 kJ/mol. Óxido bórico, 
por sua vez, não queima, pois é uma forma totalmente oxidada. Quando uma amostra 
de 3,556 g de ácido salicílico contaminado é queimada em bomba calorimétrica, a 
temperatura aumenta 2,556 ºC. Se a capacidade calorífica total do calorímetro é 13,62 
kJ/K, qual a percentagem em massa de B2O3 na amostra? 
16. Quando uma amostra de NaOH de 6,50 g é dissolvida em 100 g de água num 
frasco de Dewar, a temperatura da mistura aumenta de 21,6 ºC para 37,8 ºC. Calcule 
DH para o processo NaOH(s) à Na+ (aq) + OH- (aq). Suponha que o calor específico da 
solução é o mesmo que para água pura. 
 
17. Calcule o calor envolvido no processo de dissolução representado por 
NH4NO3 (s) à NH4+ (aq) + NO3- (aq) 
se as quantidades de nitrato de amônio e água são respectivamente iguais a 200 g e 
100 mL. 
Dados: solubilidade do NH4NO3 = 190 g em 100 mL de água 
DHºf (NH4+(aq)) = - 132,89 kJ/mol DHºf (NO3-(aq)) = - 206,5 7 kJ/mol 
DHºf (NH4NO3(s)) = - 365,56 kJ/mol 
 
18. Um mol de vapor de água é comprimido reversivelmente a água líquida na 
temperatura do ponto de ebulição, 100 ºC. A entalpia de vaporização da água a 100 ºC 
e 1 atm é 2260 J/g. Calcule q, w, DU, DH, DSsist e DG. (A densidade da água vapor é 
0,5984 g/L). 
 
19. Como varia a entropia do sistema quando ocorrem os seguintes processos: 
a) um sólido é fundido. 
b) um líquido é vaporizado. 
c) um sólido é dissolvido em água. 
d) um gás é liquefeito. 
 
20. Para cada um dos seguintes pares escolha a substância com a entropia mais 
elevada (por mol) na temperatura considerada. 
a) O2 (g) a 5 atm e O2 (g) a 0,5 atm. 
b) Br2 (g) e Br2 (l). 
c) 1 mol de N2 (g) em 22,4 L e 1 mol de N2 (g) em 2,24 L. 
d) CO2 (g) e CO2 dissolvido em água. 
 
21. Sendo a constante de equilíbrio igual a 1,76 x 10-5 a 298 K para a reação 
NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH-(aq). 
a) Calcule DGº 
b) Qual é o valor de DG no equilíbrio? 
c) Qual é o valor de DG quando as concentrações de NH3, NH4+ e OH- são 
respectivamente iguais a 0,10 mol/L, 0,10 mol/L e 0,050 mol/L? 
 
22. As células usam a hidrólise do trifosfato de adenosina, ATP, como fonte de 
energia. A conversão de ATP em ADP possui uma energia livre padrão de - 30,5 kJ/mol. 
Se toda a energia livre do metabolismo da glicose 
C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) à 6 CO2 (g) + 6 H2O (l) 
é encaminhada para a conversão de ADP em ATP, quantos mols de ATP podem ser 
produzidos por mol de glicose metabolizada? Dados: entalpia padrão de formação e 
entropia absoluta padrão de C6H12O6 (s) respectivamente iguais a - 1273,2 kJ/mol e 212 
J/K. 
 
23. Qual a máxima quantidade de trabalho útil, expresso em kJ, que se pode obter 
a 25 ºC e 1 bar pela oxidação de 1,00 mol de propano, C3H8, de acordo com a equação 
C3H8 (g) + 5 O2 (g) à 3 CO2 (g) + 4 H2O (g) 
 
24. Calcule DGº298 para H2O2 (g) à H2O (g) + ½ O2 (g), sendo dados DHº298 = - 106 kJ 
e DSº298 = 58 J/K. Poder-se-ia esperar que H2O2 (g) fosse estável a 298 K? Explique. 
 
RESPOSTAS 
1. DH = 600 J; DU = 460 J 
2. DH = - 6,02 kJ; DU = - 6,02 kJ 
3. DH = 2260 J; DU = 2091 J; DHmolar = 40,7 kJ/mol; DUmolar = 37,6 kJ/mol 
4. – 277,4 kJ/mol 
5. DHºcomb = – 3910 kJ/mol; DHºf = 15,7 kJ/mol 
6. – 48,8 kJ/mol 
7. 24,4 kJ 
8. 89,5 Cal 
9. 12,6 ºC 
10. 65,5 kJ 
11. 3971 J 
12. 6,7 ºC 
13. 44 g 
14. 8,67 kJ/K 
15. 55% 
16. – 44,4 kJ/mol 
17. 62,0 kJ 
18. qP = DH = - 40,7 kJ/mol; DU = - 37,6 kJ/mol; w = 3,05 kJ/mol; DS = - 108,9 J/mol.K; 
DG = 0 
19. a) aumenta; b) aumenta; c) aumenta; d) diminui 
20. Maior entropia: a) O2 0,5 atm; b) Br2 (g); c) 1 mol N2 em 22,4 L; d) CO2 (g) 
21. a) 27,1 kJ/mol; b) zero; c) 19,7 kJ 
22. 94,3 mols 
23. – 2072 kJ/mol 
24. DGº = -123,3 kJ/mol 
UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA - DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA - QUÍMICA GERAL TEÓRICA - QUI01004 - UNIDADE 2 
TABELA DE TERMODINÂMICA QUÍMICA 
ENTALPIA PADRÃO DE FORMAÇÃO A 25 ºC (DHfo em kJ/mol)) ENTROPIA ABSOLUTA PADRÃO A 25 ºC (So em J.mol-1.K-1) 
Elementos e Compostos Inorgânicos Elementos e Compostos Inorgânicos 
O3 (g) 142,12 CO (g) - 110,42 O2 (g) 204,83 NO (g) 210,42 AgCl (s) 96,01 
H2O (g) - 241,60 CO2 (g) - 393,14 O3 (g) 237,42 NO2 (g) 240,22 Fe (s) 27,13 
H2O (l) - 285,57 PbO (s) - 219,45 H2 (g) 130,46 NH3 (g) 192,32 Fe2O3 (s) 89,87 
HCl (g) - 92,22 PbO2 (s) - 276,38 H2O (g) 188,54 HNO3 (l) 155,45 Fe3O4 (s) 146,30 
Br2 (g) 30,68 PbSO4 (s) - 917,51 H2O (l) 69,87 P (g) 162,94 Al (s) 28,29 
HBr (g) - 36,20 Hg (g) 60,78 He (g) 125,93 P (s, branco) 44,31 Al2O3 (s) 50,94 
HI (g) 25,92 Ag2O (s) - 30,54 Cl2 (g) 222,74 PCl3 (g) 311,37 UF6 (g) 379,38 
S (monoclínico) 0,30 AgCl (s) - 126,91 HCl (g) 186,50 PCl5 (g) 352,37 UF6 (s) 227,60 
SO2 (g) - 296,61 Fe2O3 (s) - 821,37 Br2 (l) 152,15 C (s, diamante) 2,44 Ca (s)41,59 
SO3 (g) - 394,80 Fe3O4 (s) - 1116,06 Br2 (g) 245,11 C (s, grafite) 5,69 CaO (s) 39,71 
H2S (g) - 20,13 Al2O3 (s) - 1668,20 HBr (g) 198,29 CO (g) 197,72 CaCO3 (s) 92,80 
H2SO4 (l) - 810,54 UF6 (g) - 2110,90 HI (g) 206,13 CO2 (g) 213,44 Na (s) 51,00 
NO (g) 90,29 UF6 (s) - 2161,06 S (rômbico) 31,85 PbO (s) 64,83 NaF (s) 58,52 
NO2 (g) 33,82 CaO (s) - 634,94 S (monoclínico 32,52 PbO2 (s) 76,49 NaCl (s) 72,31 
NH3 (g) - 46,15 CaCO3 (s) - 1205,72 SO2 (g) 248,29 PbSO4 (s) 147,14 K (s) 63,54 
HNO3 (l) - 173,07 NaF (s) - 568,48 SO3 (g) 255,98 Hg (g) 174,72 KF (s) 66,50 
P (g) 314,25 NaCl (s) - 410,61 H2S (g) 205,45 Hg (l) 77,33 KCl (s) 82,60 
PCl3 (g) - 306,06 KF (s) - 562,04 N2 (g) 191,31 Ag (s) 42,66 
PCl5 (g) - 398,56 KCl (s) - 435,45 
C (diamante) 1,89 
Compostos Orgânicos Compostos Orgânicos 
metano, CH4 (g) - 74,78 propileno, C3H6 (g) 20,39 metano, CH4 (g) 186,01 propileno, C3H6 (g) 266,68 
etano, C2H6 (g) - 84,59 1-buteno, C4H8 (g) 1,17 etano, C2H6 (g) 229,27 1-buteno, C4H8 (g) 307,15 
propano, C3H8 (g) - 103,75 acetileno, C2H2 (g) 226,53 propano, C3H8 (g) 269,65 acetileno, C2H2 (g) 200,63 
n-butano, C4H10 (g) - 124,61 formaldeído, CH2O (g) - 115,79 n-butano, C4H10 (g) 309,74 formaldeído, CH2O (g) 218,45 
isobutano, C4H10 (g) - 131,47 acetaldeído, CH3CHO (g) - 166,20 isobutano, C4H10 (g) 294,36 acetaldeído, CH3CHO (g) 265,43 
n-pentano, C5H12 (g) - 146,30 metanol, CH3OH (l) - 238,34 n-pentano, C5H12 (g) 348,97 metanol, CH3OH (l) 126,65 
n-hexano, C6H14 (g) - 167,03 etanol, C2H5OH (l) - 277,37 n-hexano, C6H14 (g) 386,44 etanol, C2H5OH (l) 160,51 
n-heptano, C7H16 (g) - 187,64 ácido fórmico, HCOOH (l) - 424,72 n-heptano, C7H16 (g) 424,86 ácido fórmico, HCOOH (l) 128,83 
n-octano, C8H18 (g) - 208,25 ácido acético, CH3COOH (l) - 486,55 n-octano, C8H18 (g) 463,23 ácido acético, CH3COOH (l) 159,68 
benzeno, C6H6 (g) 82,85 ácido oxálico, (CO2H)2 (s) - 825,97 benzeno, C6H6 (g) 268,94 ácido oxálico, (CO2H)2 (s) 119,97 
benzeno, C6H6 (l) 48,98 tetracloreto de carbono, CCl4 (l) - 139,19 benzeno, C6H6 (l) 172,63 tetracloreto de carbono, CCl4 (l) 214,23 
etileno, C2H4 (g) 52,23 glicina, H2NCH2COOH (s) - 528,06 etileno, C7H4 (g) 219,24 glicina, H2NCH2COOH (s) 109,10 
UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
QUÍMICA GERAL TEÓRICA – QUI01004 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1. Como é possível deduzir uma expressão geral para a constante de 
equilíbrio utilizando a lei da ação das massas para reações elementares? 
 
2. Como se sabe que uma reação química em sistema fechado atingiu o 
estado de equilíbrio? 
 
3. Quais as características do estado de equilíbrio? 
 
4. Que relação se pode estabelecer entre o valor de K e a viabilidade 
termodinâmica de uma reação? 
 
5. Qual a relação entre o valor da constante de equilíbrio e a escolha da 
equação química que representa o processo ? E quando há combinações de 
equilíbrios? 
 
6. Quais as formas usuais de representar a constante de equilíbrio 
 
7. Explique a diferença entre Q (quociente de reação) e K. 
 
 
 
EXERCÍCIOS 
 
1. Expresse a constante de equilíbrio para as equações abaixo: 
a) NH4NO2 (s) N2 (g) + 2 H2O (g) 
b) FeO (s) + H2 (g) Fe (s) + H2O (g) 
c) 4 Fe (s) + 3 O2 (g) 2 Fe2O3 (s) 
 
2. Explique em termos de Q, K e DG o que acontece com o equilíbrio 
NH4HS (s) NH3 (g) + H2S (g) 
Quando: 
a) NH3 é adicionado; b) NH4HS é adicionado; c) gás inerte é adicionado a P e 
T constantes; d) H2S é retirado. 
 
3. A 2727 ºC o Kc para a reação Cl2 (g) 2 Cl (g) vale 0,37. No equilíbrio, em 
sistema fechado, a pressão de Cl2 é 0,86 atm. Qual a pressão parcial de Cl no 
recipiente? 
 
4. O valor de Kp a 377 ºC para a reação 3 H2 (g) + N2 (g) 2 NH3 (g) é 1,2. 
Calcule Kc para a equação NH3 (g) 1/2 N2 (g) + 3/2 H2 (g). 
 
5. Um recipiente é carregado com 0,50 atm de N2O4 e 0,50 atm de NO2 a 25 
ºC. Após atingido o equilíbrio, representado pela equação N2O4 (g) 2 NO2 (g), 
a pressão parcial do N2O4 é 0,60 atm. Calcule Kp a 25 ºC. 
 
6. Uma mistura de 0,100 mol de NO, 0,050 mol de H2 e 0,100 mol de H2O é 
colocada num recipiente fechado de 1,00 litro. Após certo tempo é estabelecido 
o equilíbrio 
2 NO (g) + 2 H2 (g) N2 (g) + 2 H2O (g) 
Neste equilíbrio, a concentração de NO é 0,062 mol/L. Calcule Kc. 
 
7. A 1285 ºC a constante de equilíbrio para a reação Br2 (g) 2 Br (g) é Kc = 
1,04 x 10-3. Um frasco de 0,200 L, contendo uma mistura em equilíbrio dos 
gases, apresenta 0,245 g de bromo gasoso, Br2 (g). Qual a massa de Br (g) 
presente? 
 
8. Uma amostra de 0,831 g de SO3 é colocada num recipiente evacuado de 
1,00 litro e aquecida a 1100 K. O anidrido sulfúrico sofre decomposição de 
acordo com a equação 
2 SO3 (g) 2 SO2 (g) + O2 (g) 
No equilíbrio a pressão total no recipiente é 1,300 atm. Calcule Kc e Kp para o 
processo a 1100 K. 
 
9. PCl5 puro é introduzido em uma câmara evacuada, atingindo o equilíbrio 
a 250 ºC e 2,00 atm, segundo a equação PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g). A mistura 
em equilíbrio contém 40,7% em volume de cloro. 
a) Quais as pressões parciais de PCl5 e PCl3 no equilíbrio? 
b) Qual o valor de Kp a 250 ºC? 
c) Se a mistura gasosa é expandida a 250 ºC até uma pressão de 0,200 atm, 
calcule: 
c1) a pressão parcial de cloro no novo equilíbrio 
c2) a % em volume de cloro no novo equilíbrio 
c3) a % de pentacloreto de fósforo dissociado no novo equilíbrio 
 
10. A 308 K o Kp para a reação N2O4 (g) 2 NO2 (g) é 0,249. Quais as 
pressões parciais dos dois gases no equilíbrio? Calcule o grau de dissociação 
de tetróxido de dinitrogênio a 308 K e pressão total de 2,00 atm. 
 
11. Sabendo-se que a 25 ºC e pressão total de 0,25 atm o brometo de nitrosila 
está 34% dissociado, calcule o valor de Kp a 25 ºC para a reação representada 
pela equação 2 NOBr (g) 2 NO (g) + Br2 (g). 
 
12. Uma mistura de H2, I2 e HI em equilíbrio para a reação de formação de HI 
a 4580C contém 2,24 x 10-2 mol/L de H2, 2,24 x 10-2 mol/L de I2 e 0,155 mol/L de 
HI num recipiente de 5,00 litros. Qual a condição final de equilíbrio quando este 
é restabelecido após a adição de 0,100 mol de HI? 
 
13. Um recipiente fechado contém 1,0 mol de BaCO3, 1,0 mol de BaO e 1,0 
mol de CO2 em equilíbrio, segundo a equação BaCO3 (s) BaO (s) + CO2 (g). Se 
meio mol de CO2 for adicionado ao sistema, quais serão as quantidades das três 
substâncias presentes, supondo volume constante? 
UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
QUÍMICA GERAL TEÓRICA – QUI01004 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1. Como é possível deduzir uma expressão geral para a constante de 
equilíbrio utilizando a lei da ação das massas para reações elementares? 
 
2. Como se sabe que uma reação química em sistema fechado atingiu o 
estado de equilíbrio? 
 
3. Quais as características do estado de equilíbrio? 
 
4. Que relação se pode estabelecer entre o valor de K e a viabilidade 
termodinâmica de uma reação? 
 
5. Qual a relação entre o valor da constante de equilíbrio e a escolha da 
equação química que representa o processo ? E quando há combinações de 
equilíbrios? 
 
6. Quais as formas usuais de representar a constante de equilíbrio 
 
7. Explique a diferença entre Q (quociente de reação) e K. 
 
 
 
EXERCÍCIOS 
 
1. Expresse a constante de equilíbrio para as equações abaixo: 
a) NH4NO2 (s) N2 (g) + 2 H2O (g) 
b) FeO (s) + H2 (g) Fe (s) + H2O (g) 
c) 4 Fe (s) + 3 O2 (g) 2 Fe2O3 (s) 
 
2. Explique em termos de Q, K e DG o que acontece com o equilíbrio 
NH4HS (s) NH3 (g) + H2S (g) 
Quando: 
a) NH3 é adicionado; b) NH4HS é adicionado; c) gás inerte é adicionado a P e 
T constantes; d) H2S é retirado. 
 
3. A 2727 ºC o Kc para a reação Cl2 (g) 2 Cl (g) vale 0,37. No equilíbrio, em 
sistema fechado, a pressão de Cl2 é 0,86 atm. Qual a pressão parcial de Cl no 
recipiente? 
 
4. O valor de Kp a 377 ºC para a reação 3 H2 (g) + N2 (g) 2 NH3 (g) é 1,2. 
Calcule Kc para a equação NH3 (g) 1/2 N2 (g) + 3/2 H2 (g).5. Um recipiente é carregado com 0,50 atm de N2O4 e 0,50 atm de NO2 a 25 
ºC. Após atingido o equilíbrio, representado pela equação N2O4 (g) 2 NO2 (g), 
a pressão parcial do N2O4 é 0,60 atm. Calcule Kp a 25 ºC. 
 
6. Uma mistura de 0,100 mol de NO, 0,050 mol de H2 e 0,100 mol de H2O é 
colocada num recipiente fechado de 1,00 litro. Após certo tempo é estabelecido 
o equilíbrio 
2 NO (g) + 2 H2 (g) N2 (g) + 2 H2O (g) 
Neste equilíbrio, a concentração de NO é 0,062 mol/L. Calcule Kc. 
 
7. A 1285 ºC a constante de equilíbrio para a reação Br2 (g) 2 Br (g) é Kc = 
1,04 x 10-3. Um frasco de 0,200 L, contendo uma mistura em equilíbrio dos 
gases, apresenta 0,245 g de bromo gasoso, Br2 (g). Qual a massa de Br (g) 
presente? 
 
8. Uma amostra de 0,831 g de SO3 é colocada num recipiente evacuado de 
1,00 litro e aquecida a 1100 K. O anidrido sulfúrico sofre decomposição de 
acordo com a equação 
2 SO3 (g) 2 SO2 (g) + O2 (g) 
No equilíbrio a pressão total no recipiente é 1,300 atm. Calcule Kc e Kp para o 
processo a 1100 K. 
 
9. PCl5 puro é introduzido em uma câmara evacuada, atingindo o equilíbrio 
a 250 ºC e 2,00 atm, segundo a equação PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g). A mistura 
em equilíbrio contém 40,7% em volume de cloro. 
a) Quais as pressões parciais de PCl5 e PCl3 no equilíbrio? 
b) Qual o valor de Kp a 250 ºC? 
c) Se a mistura gasosa é expandida a 250 ºC até uma pressão de 0,200 atm, 
calcule: 
c1) a pressão parcial de cloro no novo equilíbrio 
c2) a % em volume de cloro no novo equilíbrio 
c3) a % de pentacloreto de fósforo dissociado no novo equilíbrio 
 
10. A 308 K o Kp para a reação N2O4 (g) 2 NO2 (g) é 0,249. Quais as 
pressões parciais dos dois gases no equilíbrio? Calcule o grau de dissociação 
de tetróxido de dinitrogênio a 308 K e pressão total de 2,00 atm. 
 
11. Sabendo-se que a 25 ºC e pressão total de 0,25 atm o brometo de nitrosila 
está 34% dissociado, calcule o valor de Kp a 25 ºC para a reação representada 
pela equação 2 NOBr (g) 2 NO (g) + Br2 (g). 
 
12. Uma mistura de H2, I2 e HI em equilíbrio para a reação de formação de HI 
a 4580C contém 2,24 x 10-2 mol/L de H2, 2,24 x 10-2 mol/L de I2 e 0,155 mol/L de 
HI num recipiente de 5,00 litros. Qual a condição final de equilíbrio quando este 
é restabelecido após a adição de 0,100 mol de HI? 
 
13. Um recipiente fechado contém 1,0 mol de BaCO3, 1,0 mol de BaO e 1,0 
mol de CO2 em equilíbrio, segundo a equação BaCO3 (s) BaO (s) + CO2 (g). Se 
meio mol de CO2 for adicionado ao sistema, quais serão as quantidades das três 
substâncias presentes, supondo volume constante? 
 
 
14. A 21,8 ºC a constante de equilíbrio Kc da reação representada pela 
equação 
NH4HS (s) NH3 (g) + H2S (g) 
apresenta o valor 1,2 x 10-4. Calcule as concentrações de equilíbrio de amônia e 
sulfeto de hidrogênio se uma amostra do sólido é colocada num frasco fechado 
e se permite que haja decomposição até o estabelecimento do equilíbrio a 21,8 
ºC. 
 
15. Carbamato de amônio, NH4CO2NH2 (s), decompõe-se por aquecimento 
segundo a equação NH4CO2NH2 (s) 2 NH3 (g) + CO2 (g). Colocando-se uma 
certa quantidade do sólido num frasco rígido a 25 ºC, constata-se que a pressão 
total de equilíbrio é 0,117 atm. Qual o valor de Kp para a equação dada? Qual 
deve ser a pressão adicional de CO2 para que, no novo equilíbrio, a pressão de 
NH3 reduza-se à metade do valor original? 
 
16. A uma certa temperatura Kc = 7,5 para a reação representada pela 
equação 
2 NO2 (g) N2O4 (g) 
Se 2,0 mols de NO2 são colocados num frasco de 2,00 litros para reagir, quais 
serão as concentrações de equilíbrio de NO2 e N2O4? Quais serão as novas 
concentrações de equilíbrio se o volume do frasco for dobrado? 
 
17. A 1200 K, temperatura aproximada dos gases de exaustão dos 
automóveis, a constante Kp para a reação 2 CO2 (g) 2 CO (g) + O2 (g) é 1,0 x 
10-3. Supondo que o gás do escapamento (pressão total = 1,0 atm) contém 
percentagens volumétricas de CO, CO2 e O2 respectivamente iguais a 0,20%, 
12% e 3,0%, pergunta-se: 
a) o sistema está em equilíbrio? 
b) Se não estiver, como irá se comportar o sistema até atingir o estado de 
equilíbrio? 
 
18. A 700 K a constante de equilíbrio Kp para a reação 
2 NO (g) + Cl2 (g) 2 NOCl (g) 
apresenta o valor de 0,26. Preveja o comportamento das seguintes misturas, na 
mesma temperatura: 
PNO (atm) PCl2 (atm) PNOCl (atm) 
a) 0,15 0,31 0,11 
b) 0,12 0,10 0,050 
c) 0,15 0,20 0,0050 
 
19. Uma mistura gasosa contém 0,30 mol/L de SO2, 0,16 mol/L de Cl2 e 0,50 
mol/L de cloreto de sulfurila, SO2Cl2. Se Kc = 0,011 para o equilíbrio representado 
pela equação SO2Cl2 (g) SO2 (g) + Cl2 (g), pergunta-se: 
a) o sistema está em equilíbrio? 
b) se não estiver, em que sentido deve evoluir a reação até atingir o equilíbrio? 
 
20. A 1000 K o Kp para a reação I2 (g) 2 I (g) é 3,1 x 10-3. Observa-se que, 
num recipiente selado a 1000 K, a pressão de I2 é 0,21 atm e a de I (g) é 0,030 
atm. 
a) O sistema está em equilíbrio? 
b) Se não estiver, a pressão parcial de I2 aumenta ou diminui à medida que 
se aproxima o estado de equilíbrio? 
 
21. Em sistema fechado a 25 ºC a reação TiCl4 (g) Ti (s) + 2 Cl2 (g) é 
endotérmica. O que acontece com o grau de avanço do ponto de equilíbrio 
quando a temperatura é aumentada? 
 
22. 1,50 mol de POCl3 é colocado num recipiente de 0,500 litro a 400 ºC, 
estabelecendo-se o equilíbrio segundo a equação POCl3 (g) POCl (g) + Cl2 (g) 
com Kc = 0,248. Calcule o número de mols de POCl que deve ser adicionado ao 
sistema de maneira a produzir uma concentração de equilíbrio de Cl2 igual a 
0,500 mol/L. 
 
RESPOSTAS 
 
1. a) Kc = [N2][H2O]2; b) Kc = [H2O]/[H2], c) Kc = 1/[O2]3 
2. a) Q > K, DG > 0, R ¬ P; b) Q = K; sem deslocamento, c) Q < K, DG < 0; 
R ® P; d) Q < K, DG < 0, R ® P 
3. 8,9 atm 
4. 0,017 
5. 0,15 
6. 6,5 x 102 
7. 0,0451 g 
8. Kc = 4,44 x 10-2 
9. a) PPCl5 = 0,372 atm, PPCl3 = PCl2 = 0,814 atm; b) Kp = 1,78; c1) 0,097 atm; 
c2) 48,67%; c3) 94,8% 
10. 17,4 % 
11. 1 x 10-2 
12. [H2] = [I2] = 0,02464 mol/L, [HI] = 0,1705 mol/L 
13. BaCO3 = 1,5 mol, BaO = 0,5 mol, CO2 = 1 mol 
14. [H2S] = [NH3] = 0,0110 mol/L 
15. Kp = 2,37 x 10-4, P adicional = 0,136 atm 
16. Eq. 1: [NO2] = 0,228 mol/L, [N2O4] = 0,386 mol/l; Eq. 2: [NO2] = 0,152 
mol/L, [N2O4] = 0,174 mol/l 
17. a) Q = 8,3 x 10-6, Q < K: não equilíbrio; b) reação sentido R® P 
18. a) Q = 1,73 > K: R ¬ P; b) Q = 1,74 > K: R ¬ P; c) Q = 0,00556 < K: R® 
P 
19. a) Q = 0,096 > K não equilíbrio; b) R ¬ P 
20. a) Q = 4,3 x 10-3 > K não equilíbrio; b) pressão de I2 aumenta 
21. o grau de avanço aumenta 
0,370 mol 
UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
QUÍMICA GERAL TEÓRICA - QUI01004 
EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE 
 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1. Em que momento se estabelece um equilíbrio de solubilidade? Qual é a 
característica da solução nessas condições? 
 
2. O que é o produto iônico de uma espécie em solução? O que é o produto 
de solubilidade? Relacione com Q e K estudados em Termodinâmica. 
 
3. Como os valores de Q e K determinam o comportamento de uma espécie 
iônica em solução quanto à sua solubilidade nesse sistema? 
 
4. O que é o efeito do íon comum? 
 
 
 
EXERCÍCIOS 
 
1. Calcule a solubilidade do fluoreto de cálcio, CaF2 (Kps = 3,9 x 10-11) nas 
seguintes condições: 
a) quando da adição de uma pequena quantidade do sal em água até saturar 
a solução 
b) em solução 0,010 mol/L de NaF 
c) em solução 0,0176 mol/L de Ca(NO3)2. 
 
2. Uma solução saturada de hidróxido ferroso, Fe(OH)2, apresenta 
concentração hidroxiliônica igual a 1,17 x 10-5 mol/L . Calcule o Kps desse 
hidróxido, sabendo que não há outro soluto presente no sistema. 
 
3. Calcule o Kps dos compostos abaixo discriminados, sabendo o valor de 
suas solubilidades em água, expressas em ppm, a 25 ºC. 
a) BiI3 (s = 7,8 ppm) b) MgNH4PO4 (s = 9,2 ppm) 
 
4. A fluoretação da água potável é amplamente empregada na prevenção 
de cárie dentária. Tipicamente, a concentração de íon fluoreto é ajustada no 
valor 1 ppb. Algumas águas “duras”, isto