03 - Apostila - Vestcursos - Físico Química

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Físico-Química 
1º Semestre 
Curso Anual de Química 
Prof. Alexandre Oliveira 
 
 
 
Assunto Página 
Módulo 01 – Estudo das Soluções 03 
Módulo 02 – Unidades de Concentração das Soluções 43 
Módulo 03 – Diluição de Soluções e Misturas de Soluções 57 
Módulo 04 – Propriedades Coligativas das Soluções 71 
Módulo 05 – Termoquímica 107 
Módulo 06 – Termodinâmica 145 
Módulo 07 – Cinética Química – O Estudo das Velocidades 
das Reações 
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MÓDULO 01 
ESTUDO DAS SOLUÇÕES 
 
1) Dispersão 
Dispersão é todo sistema no qual uma ou mais substâncias estão disseminadas (difundidas) sob a 
forma de pequenas partículas, em outra substância, de maneira uniforme e em toda a sua extensão. 
 
Observações: 
A substância que está disseminada constitui o disperso e a substância que dissolve o disperso é 
chamada dispersante ou dispergente. 
 
Exemplo: Adição de sacarose (C12H22O11) em água. 
Disperso: Sacarose 
Dispersante: Água 
 
As dispersões são classificadas, genericamente de acordo com o tamanho médio das partículas 
dispersas em: soluções verdadeiras (soluções), dispersões coloidais e suspensões. 
 
Tipo de Dispersão 
Tamanho Médio das 
Partículas dispersas 
em mm 
Solução verdadeira < 1 nm 
Dispersão coloidal 1 nm a 1000 nm 
Suspensão > 1000 nm 
 
Observações: 
1 nm = 1 nanômetro 
1 nm = 10–9 m 
1 Ǻ (Angström) = 10–10m 
1 nm = 10 Ǻ 
 
 1.1) Principais características das dispersões 
 
PRINCIPAIS CARACTERÍSTICAS DAS DISPERSÕES 
Tipos de dispersões Soluções verdadeiras Dispersões coloidais Suspensões 
 Exemplos 
Características 
ácidos, bases e sais 
dissolvidos em água 
tintas, geléias, 
gelatinas 
e maioneses 
água barrenta, pó de 
café em água 
Quanto ao tamanho 
médio 
das partículas 
dispersas 
até 1 nm de 1 a 1000 nm acima de 1000 nm 
Quanto à natureza das 
partículas dispersas 
íons ou moléculas 
aglomerados, de íons 
ou moléculas, ou ainda 
íons ou moléculas 
gigantes 
aglomerados de íons 
ou moléculas 
Quanto à 
homogeneidade 
homogêneas (as 
partículas não são 
visíveis em nenhum 
aparelho de 
observação) 
heterogêneas (as 
partículas são visíveis 
em ultramicroscópio) 
heterogêneas (as 
partículas são visíveis 
em microscópio 
comum) 
Quanto à 
sedimentação das 
não sedimentam 
(mesmo nas 
sedimentam (com a 
utilização de 
sedimentam 
(espontaneamente ou 
 
 
 
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partículas dispersas ultracentrífugas) ultracentrífugas) através de centrífugas 
comuns) 
Quanto à separação 
por 
Filtração 
não se separam (em 
nenhum tipo de filtro) 
separam-se (com a 
utilização de ultrafiltros) 
separam-se (com a 
utilização de filtros 
comuns) 
 
 
Observações: 
 
 
Dos três tipos de dispersão, somente a solução é um sistema monofásico (sistema homogêneo), 
sendo, por isso, na prática, a mais importante das dispersões. 
 
2) Critérios de classificação das soluções 
Soluções são misturas homogêneas de dois ou mais componentes. 
Nas soluções, a substância dispersa chama-se soluto e o dispersante, solvente. 
 
2.1) Identificação do soluto e do solvente 
Algumas soluções apresentam dificuldades para se identificar o soluto e o solvente. Para facilitar a 
identificação, use as seguintes regras: 
I) Quando um dos componentes da solução for a água, ela será considerada o solvente, pois a 
água é denominada de solvente universal. 
II) Quando o soluto e o solvente estiverem no mesmo estado físico, o solvente é o que possui maior 
quantidade de matéria. 
III) Na mistura de sólidos ou gases em líquido, o líquido é o solvente. 
 
2.2 Classificação das soluções 
I) Quanto ao estado físico (fase de agregação) da solução: 
 
Soluções sólidas: Ex.: ligas metálicas 
Soluções líquidas: Ex.: sal em água 
Soluções gasosas: Ex.: ar atmosférico. 
 
II) Quanto ao estado de agregação do soluto e do solvente: 
 
Soluto Solvente Exemplo 
*sólido sólido liga metálica de Ag e Au 
*sólido líquido açúcar em água. 
sólido gás naftalina no ar 
líquido sólido mercúrio + ouro 
*líquido líquido água em álcool 
líquido gás umidade do ar 
gás sólido hidrogênio + platina em pó 
*gás líquido gás carbônico em bebidas 
*gás gás ar atmosférico 
* soluções mais importantes 
 
 
 
 
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Observações: 
É o solvente que condiciona o estado de agregação de uma solução. 
 
III) Quanto à natureza das partículas dispersas. 
 
Soluções moleculares ou não-eletrolíticas: as partículas dispersas são somente moléculas, logo não 
conduzem corrente elétrica. 
Ex.: Sacarose em água. 
)aq(112212
OH
)s(112212 OHCOHC
2 
(DISSOLUÇÃO) 
 
Soluções iônicas ou eletrolíticas: as partículas dispersas são íons e moléculas ou somente íons, logo 
conduzem corrente elétrica. 
 
Ex.: Soluções aquosas de ácidos, bases e sais. 
 
Observações: 
Ionização: É a formação de íons que ocorre quando um composto covalente é colocado em 
contado com um solvente polar. 
 
  )aq()aq(3)(2)g( COHOHHC   
(Ácidos sofrem ionização) 
 
Dissociação iônica: é a separação dos íons positivos e negativos do retículo cristalino de um 
composto iônico provocado pela ação de um solvente polar. 




)aq()aq(
OH
)s(
)aq()aq(
OH
)s(
OHNaNaOH
CNaNaC
2
2 
 
(Sais e bases sofrem dissociação iônica) 
 
Muitas soluções apresentam ao mesmo tempo moléculas e íons dispersos; por exemplo, numa 
solução aquosa de ácido acético (ácido fraco), existem muitas moléculas do ácido, não-ionizadas 
(CH3COOH) e poucos íons (CH3COO– e H+). 
 
IV) Quanto à proporção do soluto do solvente. 
 
Solução diluída: Quando a proporção do soluto é pequena em relação à do solvente. 
Ex.: 1,0 g de NaCl em 1 litro de água. 
 
Solução concentrada: Quando a proporção do soluto é grande em relação à do solvente. 
Ex.: 300 g de NaCl em 1 litro de água. 
 
Observação: 
Um parâmetro para se diferenciar uma solução diluída de uma concentrada é o seguinte: 
 Solução diluída: É a que possui no máximo 0,1 mol de soluto por litro de solução. Para o NaCl(s) (58,5 
g/mol) uma solução com até 5,85 g de NaCl(s) para cada litro de solução é considerada diluída. 
 Solução concentrada: É a que possui mais que 0,1 mol de soluto por litro de solução. Para o NaCl(s) 
uma solução com mais de 5,85 g de NaCl(s) para cada litro de solução é considerada concentrada. 
 
3) Coeficiente de solubilidade (Cs) 
O coeficiente de solubilidade indica a quantidade máxima de uma substância que, em determinadas 
 
 
 
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condições de temperatura e pressão, pode dissolver-se em uma quantidade fixa de solvente. 
 
Observações: 
1. A capacidade de uma substância se dissolver em outra é chamada solubilidade. 
2. Geralmente o solvente utilizado é a água e a quantidade fixa é de 100g de H2O. 
 
Ex. 1: 
Cs(KNO3) = 13,9 g KNO3/ 100g H2O (0ºC) 
Cs(KNO3) = 45,8 g KNO3/ 100g H2O (30ºC) 
Cs(KNO3) = 245,0 g KNO3/ 100g H2O (100ºC) 
 
Ex. 2: 
Cs(Ca(OH)2) = 185.10
-3g Ca(OH)2 / 100g H2O (0
°C) 
Cs(Ca(OH)2) = 106.10
-3g Ca(OH)2 / 100g H2O (70
°C) 
 
3.1) Gráfico de solubilidade 
O gráfico de solubilidade mostra a variação do coeficiente de solubilidade (Cs) de uma ou mais 
substâncias em função da temperatura. 
 
Gráfico de solubilidade de 
algumas substâncias 
 
 
Observações: 
1. Em geral, a solubilidade dos sólidos aumenta com a temperatura (curvas ascendentes), mas existem 
algumas substâncias que diminuem a sua solubilidade com o aumento de temperatura (curvas 
descendentes). 
 
2. Dissolução endotérmica: O soluto se dissolveabsorvendo calor do solvente. 
 O aumento da temperatura favorece a dissolução do soluto. 
 A solubilidade geralmente aumenta com o aumento da temperatura (curvas ascendentes). 
 A solução como um todo fica fria numa dissolução endotérmica. 
 
3. Dissolução exotérmica: O soluto se dissolve liberando calor para o solvente. 
 O aumento da temperatura desfavorece a dissolução do soluto. 
 A solubilidade geralmente diminui com o aumento da temperatura (curvas descendentes). 
 A solução como um todo fica quente numa dissolução exotérmica. 
 
4. Quando a curva de solubilidade apresenta pontos de inflexão, significa que o soluto forma hidratos 
definidos, e esses pontos de inflexão correspondem à temperatura de dissociação de sais hidratados. 
 
 
 
 
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Curva de solubilidade do sulfato de sódio Curva de Solubilidade do cloreto de cálcio 
 
5. As soluções, além de serem classificadas quanto à fase de agregação da solução, quanto à fase de 
agregação do soluto e do solvente, quanto à natureza das partículas dispersas e quanto à proporção 
entre soluto e solvente, podem ser classificadas quanto ao coeficiente de solubilidade em: 
 
I) Soluções não-saturadas (insaturadas): são aquelas onde a quantidade de soluto dissolvido (m1) não 
atinge o coeficiente de solubilidade (Cs) . (m1 < Cs). 
Ex.: Cs(KNO3) = 45,8 g de KNO3/ 100g H2O (30ºC) 
 Dissolver 40 g de KNO3 em 100g H2O a 30ºC 
 
 
 
II) Soluções saturadas: São aquelas onde a quantidade de soluto dissolvida (m1) é igual ao coeficiente 
de solubilidade (Cs) . (m1 = Cs). 
 Ex.: Dissolver 45,8 g de KNO3 em 100g de H2O a 30ºC 
 
 
 
Observações: 
Em soluções saturadas com precipitado (corpo de chão) ocorre um equilíbrio dinâmico entre o corpo 
de chão e a solução saturada, ou seja, a velocidade com que o sólido se dissolve é igual à velocidade 
com que o sólido se precipita no fundo do recipiente. 
Ex.: Dissolver 50 g de KNO3 em 100g de água a 30ºC. 
(Não esqueça que o Cs KNO3 = 45,8 g KNO3 em 100g H2O a 30ºC) 
 
 
 
 
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 Existe um equilíbrio dinâmico entre o corpo 
de chão e a massa dissolvida. 
 
III) Soluções supersaturadas: são aquelas em que a quantidade de soluto dissolvida (m1) é superior ao 
coeficiente de solubilidade (Cs) . (m1 > Cs). É uma solução instável, podendo por qualquer perturbação 
do sistema se tornar uma solução saturada com precipitado. 
 
Observações: 
Como se prepara uma solução supersaturada? 
 
Podemos, por exemplo, pegar uma solução saturada de KNO3 a 30ºC e resfriá-la sob condições 
especiais a 20ºC e obteremos uma solução supersaturada de KNO3. 
 
Cs(KNO3) = 45,8 g KNO3 / 100g H2O (30ºC) 
Cs(KNO3) = 31,6 g KNO3 / 100g H2O (20º) 
 
Observe atentamente o esquema a seguir: 
 
 
 
 
A solução supersaturada é instável 
 
 
 
 
 
 
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 Para preparar uma solução supersaturada usando uma substância de dissolução exotérmica 
devemos preparar uma solução saturada e em seguida aquecê-la em condições especiais. 
 Observe o seguinte exemplo: 
Dissolução exotérmica: 
 Cs(x) = 50g de X/100g H2O (20°C) 
 Cs(x) = 40g de X/100g H2O (30°C) 
 
 Observe o esquema a seguir: 
 
 
 
 
4) Classificação das soluções quanto ao coeficiente de solubilidade em um gráfico de solubilidade 
Dado o gráfico de solubilidade de uma substância hipotética. 
 
 
 
O ponto A representa uma solução não-saturada (insaturada), pois nesse ponto existem 40 g de 
X dissolvidos em 100g de água na temperatura t3, portanto a massa de soluto dissolvido é menor que o 
Cs de X nessa temperatura, que é 100g de X/100g H2O (m1 < Cs). 
O ponto B representa uma solução saturada, pois nesse ponto existem 60g de X dissolvidos em 
100g de H2O na temperatura t2, portanto a massa de soluto dissolvido é igual ao Cs de X nessa 
temperatura, que é 60g de X/100g H2O (m1 = Cs). 
O ponto C representa uma solução supersaturada, pois nesse ponto existem 50g de X dissolvidos 
em 100g de H2O na temperatura t1, portanto a massa de soluto dissolvido é maior que Cs de X nessa 
temperatura, que é 20g de X/100g H2O (m1 > Cs). 
 
 
Conclusões: 
I) Qualquer ponto em uma região acima da curva de solubilidade indica que a solução é supersaturada. 
II) Qualquer ponto coincidente com a curva de solubilidade indica que a solução é saturada. 
III) Qualquer ponto em uma região abaixo da curva de solubilidade indica que a solução é insaturada. 
 
Observações: 
1. Um solvente pode estar saturado de um soluto e ainda conseguir dissolver outro soluto. 
 Ex.: A água saturada de NaCl ainda é capaz de dissolver uma certa quantidade de
 
 
 
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 açúcar. 
2. Nem sempre se observa a correspondência entre solução diluída e solução insaturada. Observe o 
exemplo a seguir: 
 Uma solução com 2g de CaSO4 em 1 litro de água é considerada diluída, mas já está saturada, pois 
o coeficiente de solubilidade do CaSO4 é muito baixo. Cs(CaSO4) = 2g CaSO4/1L H2O. 
 
3. Nem sempre se observa a correspondência entre solução concentrada e solução saturada. 
 Observe o exemplo: 
 Uma solução de AgNO3 com 1200g de AgNO3 em 1 litro de água é considerada concentrada, mas 
ainda é uma solução insaturada, pois o Cs do AgNO3 é muito alto. Cs(AgNO3) = 1220g AgNO3 / 1L 
H2O. 
 
5) Formação de soluções 
Uma solução é uma mistura homogênea na qual todas as partículas são muito pequenas, tipicamente 
da ordem de átomos, íons e pequenas moléculas, com diâmetros variando entre 0,05 e 0,25 nm. Quando as 
partículas são maiores, as misturas possuem propriedades específicas de dispersões coloidais e 
suspensões. 
 
5.1) Soluções de sólidos em líquidos 
Para um sólido dissolver-se em um líquido, são necessárias duas etapas: 
 
1ª Etapa: quebra do retículo cristalino do sólido. É uma etapa endotérmica, portanto, ocorre com 
absorção de calor, pois as ligações do retículo cristalino do sólido precisão ser rompidas. No caso do sal 
de cozinha as ligações iôniocas entre o cátion (Na+) e o ânion (Cl-) serão quebradas. Essa energia 
absorvida é denominda energia de rede. 
 
2ª Etapa: solvatação das partículas do sóilido. É uma etapa exotérmica, ou seja, ocorre com 
liberação de calor, pois serão formadas interações intermoleculares entre as partículas do sólido e do 
solvente. No caso do sal e da água, serão formadas interações do tipo íon-dipolo, interações que são 
mais fortes que a ligações de hidrogênio. Essa energia liberada é denominada energia de solução ou 
energia de dissolução. 
 
Eventos semelhantes explicam por que os sólidos compostos de moléculas polares, como o açúcar, 
se dissolvem em água. As atrações entre o solvente e os dipolos do soluto ajudam a destacar as moléculas 
do cristal e trazê-las para a solução. Podemos utilizar a regra "igual dissolve igual"; um soluto polar se 
dissolve em um solvente polar. 
Do mesmo modo podemos explicar por que sólidos não-polares como a cera são solúveis em 
solventes não-polares como o benzeno. A cera é uma mistura sólida de longas cadeias de hi-
drocarbonetos. Suas moléculas estão ligadas por fracas forças de London, e dessa forma são facilmente 
desagregadas, embora as ligações entre as moléculas do soluto (cera) e do solvente (benzeno) 
resultantes também sejam fracas (forças de London). 
Quando as forças de atração intermoleculares do soluto e do solvente são suficientemente 
diferentes, toma-se impossível a formação de uma solução. Por exemplo, sólidos iônicos ou moléculas 
sólidas de alta polaridade (como o açúcar) são insolúveis em solventes não-polares como o benzeno, a 
gasolina ou o querosene. As moléculas destes solventes, todos hidrocarbonetos, são incapazes de atrair 
íons ou moléculas com alta polaridade com força suficiente para sobrepujar as forças de atração que eles 
possuementre si em seus cristais. 
 
 
 
 
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6) Calores de solução 
A troca de entalpia entre o sistema e o meio, quando um mol de soluto se dissolve no solvente, a 
uma pressão constante, para formar uma solução diluída é chamada de entalpia molar da 
solução , ou somente calor da solução, Hsol. 
 
 
H é positivo para urna mudança endotérmica, e por isso a seta para o Passo 1 na Fig. 6 aponta 
para cima, o sentido positivo . 
Fig. Hidratação de íons. A 
hidratação é um redirecionamento 
complexo das forças de atração 
e repulsão. Antes desta solução 
se formar, as moléculas de água 
são atraídas entre si e os íons Na+ 
e Cl– ficam isolados no cristal e 
também se atraem. Na solução, os 
íons se ligam a moléculas de 
água através de cargas opostas; 
além disso, as moléculas de água 
são mais atraídas pelos íons que 
por outras moléculas de água. 
 
Fig. Diagrama de entalpia para 
dissolução de um sólido em 
líquido. No mundo real a solução é 
formada diretamente como indica a 
seta cinza. Podemos analisar a 
mudança de energia imaginando 
duas etapas separadas, pois as 
mudanças de entalpia são 
funções do estado e independentes 
do caminho. A mudança de 
energia ao longo do caminho direto 
é a soma algébrica dos Passos 1 
e 2. 
 
 
 
 
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Como podemos observar na figura anterio, o primeiro passo é endotérmico e aumenta a energia 
potencial do sistema. As partículas do sólido se atraem, por isso precisamos de energia para separá-
las, a energia da rede. Ao receber a energia necessária da rede, o sólido é convertido para o estado 
gasoso. 
No segundo passo, as partículas do soluto gasoso entram no solvente e se misturam. A energia 
potencial do sistema diminui, pois as partículas de solvente e soluto se atraem. Este passo é, então, 
exotérmico e sua energia é chamada de energia de dissolução, o termo geral. O termo específico 
energia de hidratação é utilizado para as soluções aquosas. 
 
A magnitude do Hsol, depende de alguma forma da concentração final da solução. 
 
O calor de solução, a mudança resultante da energia, é a diferença entre a energia necessária para 
o Passo 1 e a energia liberada no Passo 2. Quando a energia necessária para o Passo 1 excede a energia 
liberada no Passo 2, a solução se forma endotermicamente, mas quando a energia liberada no Passo 2 
excede a energia necessária para o Passo 1, a solução se forma exotermicamente. 
Podemos comprovar esta análise comparando os calores de solução experimentais de alguns 
sais na água com aqueles calculados a partir das energias da rede e de hidratação (Tabela 1). Os cálculos 
são descritos nas Figuras seguintes, utilizando diagramas de entalpia para a formação de soluções 
aquosas de dois sais, KI e NaBr. 
A correspondência entre os valores experimentais e os calculados na Tabela 1 não é muito 
precisa. Isto ocorre primeiramente porque as energias da rede e de hidratação não são 
conhecidas com precisão e também porque o modelo utilizado em nossa análise é obviamente 
muito simples. (O modelo não diz nada, por exemplo, sobre como a tendência natural à desordem 
influencia na formação da solução.) Note, entretanto, que quando a "teoria" prediz valores 
relativamente altos para o calor da solução, os valores experimentais seguem esta tendência e 
ambos os valores possuem o mesmo sinal (exceto para o NaCl). Observe também que as 
mudanças nos valores seguem o mesmo padrão quando comparamos os três sais de cloro — LiCI, 
NaCI e KCI — ou os três sais de bromo — L iBr, NaBr e KBr. 
 
Pequenos erros percentuais em quantidades muito grandes podem causar grandes mudanças na diferença 
percentual entre estes números. 
 
 
 
 
 
 
 
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Fig. Entalpia de uma solução. A formação do iodeto de potássio em solução aquosa. 
 
Fig. Entalpia de uma solução. A formação do brometo de sódio em solução aquosa. 
 
6.2) Soluções de líquidos em líquidos 
Para considerar calores de solução quando líquidos se dissolvem em líquidos, iremos trabalhar 
com um procedimento de três etapas para ir do estado inicial ao estado final. Primeiro vamos imaginar 
que as moléculas de um líquido são separadas somente o suficiente para dar lugar para as moléculas 
do outro líquido. (Definiremos este líquido como soluto.) Como temos que vencer as forças de atração 
para separar as moléculas, esta etapa aumenta a energia potencial do sistema - é endotérmica. 
 
 
 
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Fig. Entalpia de uma solução. Para analisar a variação de entalpia devida à formação de uma solução de 
dois líquidos, podemos imaginar a sequência hipotética de etapas ilustrada acima. 1ª Etapa. As moléculas 
do líquido designado como solvente são ligeiramente deslocadas para dar lugar às moléculas do soluto, 
num processo endotérmico. 2ª Etapa. As moléculas do soluto são forçadas a ocupar um volume maior, 
para dar lugar às moléculas do solvente, num processo também endotérmico. 3ª Etapa. As amostras de 
solvente e de soluto expandidas misturam-se espontaneamente, aparecendo uma atração entre as 
moléculas que torna o processo exotérmico. 
A segunda etapa é semelhante à primeira, mas ocorre com o outro líquido (o solvente). No 
diagrama de entalpia (Figura seguinte), podemos observar o solvente e o soluto após estas etapas, em 
suas condições "expandidas". 
A terceira etapa é deixar que a natureza siga seu curso - a tendência natural à desordem. 
Conforme as moléculas do solvente e do soluto se aproximam elas se unem e se misturam. Como as 
moléculas dos dois líquidos agora experimentam forças mútuas de atração, a energia potencial do 
sistema diminui e, portanto, a Etapa 3 é exotérmica. O valor de Hsol, será, novamente, a mudança 
resultante na energia para estes passos. 
 
 
 
 
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Fig. Variações de entalpia ao ser formada urna solução ideal. O processo em três etapas e o de 
formação direta começam e terminam ambos no mesmo ponto, com idêntica variação total de entalpia. A 
soma dos valores positivos de H para as duas etapas endotérmicas, 1 e 2, é igual em módulo ao valor negativo 
de H para a etapa exotérmica 3. Logo, a variação total H na formação de uma solução ideal é nula. 
 
6.3) Soluções ideais 
O diagrama de entalpia na Figura anterior mostra a hipótese quando a soma das energias 
necessárias para as Etapas 1 e 2 é igual à energia liberada na Etapa 3, e assim o valor de Hsol, é 
igual a zero. Este caso é muito semelhante a quando fazemos uma solução de benzeno e tetracloreto 
de carbono. As forças de atração entre as moléculas do benzeno são praticamente as mesmas que as 
do CCI4, ou entre as moléculas do benzeno e as do CCI4. Se todas estas forças intermoleculares forem 
idênticas, o resultante Hsol, seria exatamente igual a zero e a solução poderia ser chamada de solução 
ideal. Note bem a diferença entre uma solução ideal e um gás ideal. Em um gás ideal não existem 
forças de atração. Em uma solução ideal existem forças de atração, mas elas se anulam. 
 
A acetona e a água formam uma solução exotermicamente (veja Figura seguinte (a)). Com estes 
líquidos, a terceira etapa libera mais energia que a soma das duas primeiras etapas, pois as moléculas de 
acetona atraem as moléculas de água com mais intensidade do que atraem as suas próprias moléculas. 
 
O álcool etílico e o hexano formam uma solução endotermicamente (veja Figura seguinte (b)). 
Neste caso, a liberação de energia na terceira etapa não é suficiente para compensar a energia 
necessária para as etapas 1 e 2 e a solução fica "fria" quando se forma. O motivo aqui é que as 
moléculas do álcool etílico se atraem mais intensamente do que atraem as moléculasdo hexano. As 
moléculas do hexano não podem se "misturar" entre as moléculas do álcool sem que sejam quebradas 
algumas das ligações de hidrogênio. 
 
 
 
 
 
 
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Fig. Variações de entalpia quando é formada uma solução real. Como Hsol, é uma função de estado, 
o caminho em várias etapas e o direto resultam na mesma variação total de entalpia. (a) O processo é 
exotérmico. (b) O processo é endotérmico. 
 
6.4) Soluções de gases e líquidos 
A formação de uma solução de um gás e um líquido normalmente é exotérmica quando 
utilizamos água como solvente. O gás já é expandido em seu estado natural, assim não haverá 
gasto de energia para "expandir o soluto". O solvente, entretanto, precisa ser expandido para dar lugar 
às moléculas do gás, o que requer uma pequena quantidade de energia - pequena porque as forças 
de atração não são muito afetadas quando as moléculas do solvente são levemente separadas. 
Quando as moléculas de gás finalmente preenchem o espaço entre as moléculas do líquido, o 
resultante Hsol depende de quão fortemente as moléculas do gás são atraídas pelas moléculas do 
solvente (líquido). Se esta força de atração for suficientemente grande, há uma queda na energia 
potencial durante a formação da solução - a formação será exotérmica. Isto ocorre porque as moléculas 
do gás partem de uma situação onde as forças de atração são praticamente nulas para uma situação 
onde existem forças de atração significativas. A mudança resultante na energia associada às duas 
etapas de expandir levemente o solvente e preencher os espaços com as moléculas do soluto é a 
energia de dissolução. 
 
7) A solubilidade de gases em líquidos 
 
 I) A Influência da Temperatura na Solubilidade de um Gás em um Líquido 
 
A Tabela nos fornece dados para as solubilidades em água de muitos gases comuns, a diferentes 
temperaturas e a pressão constante de 1 atm. Podemos observar que a pressão constante, as 
solubilidades dos gases em água sempre diminuem com o aumento da temperatura. (Esta generalização 
não deve ser estendida para solventes não-líquidos, onde a situação é bem mais complexa.) 
 
 
II) Influência da Pressão na Solubilidade dos Gases 
 
A solubilidade de um gás em um líquido é afetada não somente pela temperatura, mas também pela 
pressão. Os gases da atmosfera, por exemplo, principalmente o oxigênio e o nitrogênio, não são muito 
solúveis em água a baixas pressões, mas quando aumentamos a pressão eles se tomam incrivelmente 
solúveis. 
 
 
 
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Fig. Solubilidade em água como função da pressão para dois gases. A quantidade de gás dissolvida 
é maior, à medida que a temperatura aumenta. 
 
Para gases que não reagem com o solvente. existe uma regra simples relacionando a pressão 
do gás e sua solubilidade - a lei de solubilidade e pressão, normalmente chamada de lei de Henry, 
em homenagem a William Henry. 
 
Fig. Como o aumento na pressão eleva a solubilidade de um gás em um líquido. (a) A uma dada 
pressão. a fase de vapor e a solução ficam em equilíbrio. (b) Um aumento na pressão perturba este equilíbrio. 
Há mais moléculas de gás sendo dissolvidas do que deixando a solução. (c) 0 equilíbrio foi restabelecido, com 
uma quantidade maior de gás dissolvida no líquido. 
 
III) Lei de Henry (Lei da Pressão-Solubilidade) 
A concentração de um gás em um líquido a qualquer temperatura é diretamente proporcional à pressão 
parcial do gás na solução. 
 
C = k . P (T é constante) 
 
Na equação, C é a concentração do gás e P é a pressão parcial do gás acima da solução. A constante 
de proporcionalidade, k, chamada de constante da lei de Henry, é única para cada gás. (Observe que 
consideramos a temperatura constante.) A equação é verdadeira somente com baixas concentrações e 
pressões e, como já dissemos, para gases que normalmente não reagem com o solvente. 
Uma expressão alternativa (e muito utilizada) para a lei de Henry é 
1 2
1 2
C C
P P
 
onde C1 e P1 se referem às condições iniciais e C2 e P2 às condições finais. 
 
 
 
 
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A Equação é verdadeira, pois as duas razões C1/P1 e C2/P2 são iguais à mesma constante da Lei de 
Henry, kg. 
 
EXEMPLO 1 
Utilização da Lei de Henry 
A solubilidade do N2 em água a 20°C é 0,0150 g L–1 quando a pressão parcial do nitrogênio é de 580 torr. Qual 
será a solubilidade do nitrogênio na água se mantivermos a temperatura, mas aumentarmos a pressão parcial 
para 800 torr? 
 
Análise: Este problema discute o efeito da pressão do gás em sua solubilidade, assim podemos aplicar a lei de 
Henry. Utilizaremos esta lei na forma da Equação estudada, pois desta forma não precisamos saber ou calcular 
a constante de Henry. 
 
Solução: Vamos primeiro organizar os dados. 
C1 = 0,0150 g L–1 C2 = ? 
P1 = 580 torr P2 = 800 torr 
Utilizando a Equação adequada, temos 
1
2C0,0150gL
580torr 800torr

 
Resolvendo para C. 
C2 = 0,0207 g L–1 
 
O aumento da pressão fez com que a solubilidade mudasse para 0,0207 g L–1. 
 
Aplicação: 
Doença das bolhas 
Quando pessoas, como mergulhadores, trabalham onde a pressão do ar está muito acima do normal, 
elas têm que ser cuidadosas e retornar lentamente para a pressão atmosférica normal. Eles sofrem o perigo da 
"doença das bolhas", dores nas juntas e nos músculos, paralisia, tontura e morte. Cada 10 m de profundidade 
na água aumenta 1 atm na pressão. Trabalhadores que cavam túneis muito profundos também sofrem este 
risco. 
As bolhas ocorrem porque a solubilidade do nitrogênio e do oxigênio no sangue é maior sob pressões 
mais altas, como diz a lei de Henry. Uma vez que o sangue tenha estes gases em abundância, eles não podem 
ser retirados subitamente. Se aparecerem micro-bolhas de nitrogênio ou oxigênio nos capilares, irão bloquear o 
fluxo de sangue. Isto provoca uma dor muito forte nas articulações e qualquer redução no fluxo sanguíneo para 
o cérebro pode ser extremamente perigoso. 
É expressamente recomendado cerca de 20 minutos de descompressão para cada atmosfera de 
pressão acima do normal. Isto é necessário para que o sistema respiratório possa expelir o nitrogênio em 
excesso e para o organismo metabolizar o oxigênio em excesso. 
 
8) Solubilidades de gases que reagem com a água 
Os gases dióxido de enxofre, amônia e o dióxido de carbono são muito mais solúveis em água que 
o oxigênio ou o nitrogênio (veja Tabela ). Uma das razões é que as moléculas de SO2 NH3 e CO2 
possuem ligações polares e locais de carga parcial que atraem as moléculas de água, formando 
ligações de hidrogênio que ajudam a manter os gases na solução, além disso esses gases acabam 
reagindo com a água, o que ocasiona um aumento da sua solubilidade. 
Os gases mais solúveis também têm uma certa tendência a reagir com a água, à medida que 
é atingido o equilíbrio químico representado abaixo. 
 
As reações diretas contribuem para as concentrações mais altas de gases na solução, se 
 
 
 
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comparadas a gases como O2 e N2, que não reagem normalmente com a água. O trióxido de 
enxofre é extremamente solúvel em água porque reage quantitativamente para formar ácido 
sulfúrico. 
3(g) 2 2 4(aq)SO H O H SO  
 
 
9) Dispersões coloidais 
I) Importância das Dimensões das Partículas: Soluções, Dispersões Coloidais e 
Suspensões 
 Conforme mencionamos neste módulo, as dimensões das partículas, bem mais que seu número 
relativo ou seu tipo, afetam as propriedades físicas das misturas homogêneas. Se, por exemplo, 
misturarmos areia fina com água e agitarmos a mistura continuamente, ela parecerá algo homogênea, 
mas, se pararmos de agitá-la, as partículas de areia logo irão se sedimentar. Não acontece nada parecido 
quando dissolvemos sal ou açúcar na água. Íons e moléculas nãosedimentam em solução. Seus 
pesos são muito pequenos, e assim a gravidade não consegue superar a influência da agitação 
térmica, que tende a manter a mistura. 
 A mistura em movimento de areia e água é um exemplo de suspensão. Para formar 
suspensões, as partículas precisam ter pelo menos una dimensão maior que cerca de 1.000 nm (1µm). 
Suspensões que não sedimentam subitamente, como a areia fina na água, podem quase sempre ser 
separadas por filtração utilizando um papel de filtro comum ou uma centrífuga de laboratório. O rotor de 
alta velocidade de uma centrífuga cria uma força inercial, que atua como a gravitação, suficiente para 
deslocar o material em suspensão através do fluido em direção ao fundo do recipiente que, quando a 
centrífuga está em operação, fica em posição horizontal. 
 
 
II) Propriedades e Tipos de Dispersões Coloidais 
Uma dispersão coloidal - muitas vezes chamada simplesmente colóide - é uma mistura onde as 
partículas dispersas têm pelo menos uma dimensão na faixa de 1 a 1.000 nm (ver Tabela seguinte). 
 
Tipos de 
coloides 
 
Disperso 
 
Dispersante 
 
Exemplos 
 
Sol-sólido 
 
Sólido 
 
Sólido 
Pedras preciosas coloridas (rubi: CrO3 em Al2O3; safira: FeO e 
Fe2O3 em Al2O3). 
Sol (hidrossol) 
 
Sólido 
 
Líquido 
Goma-arábica (goma em água), gelatina (proteína em água). 
Aerossol sólido 
 
Sólido 
 
Gás 
Fumaça de cigarro, partículas de poeira ou fuligem dispersas no 
ar. 
 
Aerossol líquido 
 
Líquido 
 
Gás 
Minúsculas gotas de um líquido dispersas em um gás: neblina 
(água em ar), spray de perfumes e inseticidas. 
 
 
Gel 
 
Líquido 
 
Sólido 
Manteiga e margarina (água em gordura), geleia (água em 
pectina), tintas tixotrópicas. 
 
Emulsão 
Líquido Líquido 
 
Água e óleo com detergente, leite (gordura e água estabilizados pela 
caseína), maionese (vinagre e azeite estabilizados pela lecitina). 
 
Espuma sólida 
 
Gás 
 
Sólido 
Maria-mole (ar disperso em clara de ovo), pedra-pomes (ar disperso 
na rocha), polímeros expandidos, isopor (poliestireno), poliuretano. 
Espuma líquida 
Gás 
 
Líquido 
Creme chantilly (ar disperso em creme de leite). 
 
Partículas em dispersão coloidal são em geral muito pequenas para serem retidas pelo papel de filtro comum. 
 A tendência à não separação das dispersões coloidais em estado fluido é reforçada pelas colisões 
sofridas pelas partículas dispersas por causa do movimento constante das moléculas do "solvente". O 
movimento aleatório de partículas em dispersão coloidal causado por este bombardeio anisotrópico é 
 
 
 
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denominado movimento Browniano, em homenagem ao botânico escocês Robert Brown (1773 - 1858). Ele 
observou o fenômeno pela primeira vez quando estudou grãos de pólen em água com o auxílio de uni 
microscópio. É claro que partículas em suspensão sofrem o mesmo efeito, mas elas são muito pesadas para 
que isto evite sua sedimentação. Isto só pode ser conseguido pela agitação constante da mistura. 
 Dispersões coloidais de um líquido em outro são chamadas emulsões. São em geral relativamente 
estáveis, desde que um terceiro componente, denominado agente emulsificante, esteja presente. A 
maionese, por exemplo, é uma emulsão de azeite em água (Fig. seguinte), obtida colocando-se azeite em uma 
solução diluída de um ácido orgânico comestível. O agente emulsificante é a lecitina, um componente da clara 
de ovo. Suas moléculas fazem com que cada gotícula de azeite fique com a superfície eletricamente 
carregada, evitando que se agrupem. No leite homogeneizado, as micropartículas de gordura estão cobertas 
com uma proteína chamada caseína. 
 
 
 Também é possível obter emulsões de água em óleo (Fig. seguinte); um exemplo é a 
margarina. onde o agente emulsificante é obtido da soja. 
 
 
 
 O amido tem moléculas de grandes dimensões e forma uma dispersão coloidal na água. As 
misturas de amido coloidais têm em geral, uma aparência leitosa. podendo até ser opacas, pois as 
partículas coloidais são grandes o suficiente para refletir e espalhaa luz visível. Mesmo quando um feixe 
luminoso é focalizado sobre uma dispersão de amido tão diluída que parece clara como água a trajetória 
da luz é revelada pelo espalhamento lateral da radiação (veja Fig. seguinte). O espalhamento da luz por 
dispersões coloidais é chamado efeito Tyndall, homenageando John Tyndall (18201893), um cientista 
britânico. Em soluções verdadeiras, no entanto, os solutos são formados por partículas muito pequenas, 
que nãco espalham a luz. Assim, o efeito Tyndall não ocorre em soluções. 
 
 
 
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Fig. O efeito Tyndall: espalhamento da luz, por dispersões coloidais. O tubo à esquerda contém uma dispersão 
coloidal de amido, enquanto o tubo à direita contém uma dispersão coloidal de Fe2O3 em água. O tubo do meio 
contém uma solução de Na2Cr2O7, um soluto colorido. O feixe estreito de luz laser vermelha é parcialmente 
espalhado nas duas dispersões coloidais, de modo que podemos vê-lo, mas atravessa a solução sem sofrer nenhum 
espalhamento. 
 
 O efeito Tyndall é muito comum. Quando você vê "os raios" de Sol nas clareiras da floresta ou 
entre as nuvens, está vendo o efeito Tyndall. A luz do Sol é desviada pelas partículas coloidais de 
fumaça ou gotículas de líquidos dispersas. Nem todos os comprimentos de onda de luz visível são 
igualmente desviados. Como resultado, quando o Sol está próximo ao horizonte e o ar contém 
fumaça, observamos cores brilhantes no céu. 
 
Os colóides que têm a água como meio de dispersão são classificados como hidrofóbico e 
hidrofílico; 
 
Colóide Hidrofóbico: as forças atrativas entre a água e a superfície coloidal são fracas; 
 Ex. dispersão de metais e de sais pouco solúveis em água; 
 
 
Colóide Hidrofílico: as forças atrativas entre a água e a superfície coloidal são fortes; geralmente 
existem grupos –OH ou –NH2 nas partículas coloidais; 
 
Formam-se pontes de hidrogênio com a água 
 Ex. proteínas; amido; 
 
 
 
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Peptização e pectização 
 
 
 
Tixotropia 
É a propriedade que alguns géis possuem de se reverterem temporariamente a sol, ao serem 
submetidos à ação de uma força ou agitação. Quando cessa a ação o sol se reverte a gel. 
Ex.: algumas tintas são géis tixotrópicos; 
 
Colóide protetor: é um colóide liófilo que se adiciona a um colóide liófobo para aumentar a estabilidade 
deste último. O colóide protetor vai atuar como camada de solvatação. 
Ex.: As gotículas de gordura se dispersam na água, com o auxílio dos sabões ou detergentes; 
Na maionese, as gotículas de óleo de cozinha se dispersam no vinagre, “protegias” por colóides 
existentes na gema do ovo; 
Na tinta nanquim, as partículas do negro-de-fumo (carvão finamente dividido) se mantêm dispersas na 
água, com o auxílio de gomas; 
 
Eletroforese: Como todas as partículas de um disperso possuem a mesma carga, se a dispersão for 
submetida a um campo elétrico, todas as partículas do disperso vão migrar para o mesmo pólo; 
 
a) Anaforese: Ocorre quando as partículas do disperso têm carga negativa. As partículas do disperso 
migram para o pólo positivo do campo elétrico (ânodo). 
 
b) Cataforese: Ocorre quando as partículas do disperso têm carga positiva. As partículas do disperso 
migram para o pólo negativo do campo elétrico (cátodo). 
 
GEL SOL 
Adição de água = peptização 
retirada de água = pectização 
 
 
 
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Anaforese Cataforese 
 
Ponto isoeletrônico: Como a carga elétrica de um colóide depende da quantidade e da natureza dos 
íons presentes no sistema, é possível transformar um colóide com partículas coloidais positivas em 
negativas e vice-versa. O ponto onde as micelas são neutras é chamado deponto isoeletrônico; 
 
 
 
 
R CH COOH
NH2
OH - R CH COO 
-
NH2
H2O+ +
Proteína negativa 
R CH COOH
NH2
H3O 
+
R CH COOH
NH3
+
H2O+ +
Proteína positiva 
 
Purificação de Colóides 
a) Diálise: É um método de purificação de colóides usado para separar impurezas altamente solúveis 
no dispergente. Baseia-se na diferença de velocidade com que ocorre a difusão de uma solução e de 
um colóide através de uma membrana semipermeável. 
b) Eletrodiálise: Quando as impurezas que contaminam o colóide são de natureza iônica, é possível 
acelerar a difusão dessas impurezas pelo dialisador aplicando-se um campo elétrico na diálise; 
 
 
 
 
Dispersão A: Partículas do 
disperso com carga positiva 
Dispersão B: Partículas do 
disperso com carga negativa 
 
Adição de ânions 
Retirada de cátions 
Ponto isoeletrônico 
 
 
 
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10) Sabões e detergentes 
 A regra "o semelhante dissolve o semelhante" ajuda a explicar a atuação de sabões e 
detergentes. Substâncias oleosas e gordurosas constituem a "cola" que faz a sujeira aderir aos tecidos 
ou à pele. A água quente sozinha é muito pouco eficaz na remoção destes resíduos, mas mesmo 
uma pequena quantidade de detergente faz uma grande diferença. 
 Todos os detergentes têm uma característica comum, sejam eles iônicos ou moleculares. Suas 
estruturas incluem uma longa cadeia ('cauda') de hidrocarbonetos, não-polar, ligada a uma "cabeça" 
extremamente polar, ou iônica. No caso de um sabão comum típico, por exemplo, temos o seguinte 
ânion. (O cátion balanceador de carga é o Na+, na maioria dos sabões.) 
 
 
 
 A cauda deste composto, como a de todos os hidrocarbonetos, é não-polar, e assim tem uma 
forte tendência a se dissolver em óleo ou gordura. mas não em água. Sua tendência natural é evitar 
a água; dizemos que a cauda é hidrófoba (não tem afinidade pela água). O íon como um todo é 
arrastado para uma solução em água quente somente por causa da sua cabeça iônica, que pode ser 
hidratada. Dizemos que esta cabeça iônica é hidrófila (amiga da água). Para minimizar os contatos 
entre as caudas hidrófobas e a água e para maximizar os contatos entre as cabeças hidrófilas e a 
água, os ânions do sabão se juntam em grupos de dimensões coloidais denominados micelas de 
sabão (veja Fig. seguinte). 
 
 
 
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 Quando as micelas encontram um filme de gordura, seus ânions encontram algo a mais que 
pode acomodar caudas hidrófobas (veja Fig. seguinte). As caudas de um número enorme de ânions do 
sabão penetram no filme; em um certo sentido elas se dissolvem na gordura ou no óleo. As cabeças 
hidrófilas, no entanto, não serão arrastadas para a gordura; elas permanecem na água. Com uma 
pequena agitação produzida, por exemplo, por uma máquina de lavar roupa, a película gordurosa se 
fragmenta em incontáveis gotas minúsculas cada uma delas envolvida por um grande número de 
cabeças negativamente carregadas. Como as gotas, agora em dispersão coloidal, têrn cargas de 
mesmo sinal, elas se repelem e não podem agrupar-se novamente. A película gordurosa foi, para todos 
os fins práticos, dissolvida e será enviada para a destruição por bactérias nas estações de tratamento 
de água ou no solo. 
 
 
 
 
Ao lavarmos um prato sujo de óleo, forma-se o que os químicos chamam de micela, uma gotícula 
microscópica de gordura envolvida por moléculas de sabão, orientadas com a cadeia apolar direcionada 
Fig. Micelas de sabão. A formação das micelas de sabão é 
induzida pela tendência a evitar a água das "caudas 
hidrófobas" das unidades do sabão e pela tendência a atrair 
água de suas "cabeças hidrófilas'". 
 
 
 
 
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para dentro (interagindo com o óleo) e a extremidade polar para fora (interagindo com a água). 
A água usada para enxaguar o prato interage com a parte externa da micela, que é constituída pelas 
extremidades polares das moléculas de sabão. Assim, a micela é dispersa na água e levada por ela, o 
que torna fácil remover, com auxílio do sabão, sujeiras apoiares. 
O processo de formação de micelas é denominado emulsificação. O esquema abaixo ilustra esse 
processo. Dizemos que o sabão atua como emulsificante ou emulsionante, ou seja, ele tem a 
propriedade de fazer com que o óleo se disperse na água, na forma de micelas. 
 
 
Os detergentes sintéticos atuam da mesma maneira que os sabões, porém diferem deles na 
estrutura da molécula. Sabões são sais de ácido carboxílico de cadeia longa, e detergentes sintéticos, na 
grande maioria, são sais de ácidos sulfônicos de cadeia longa. Atualmente existem muitos outros tipos 
de detergentes com estruturas diferentes, mas que, invariavelmente, possuem uma longa cadeia apoiar 
e uma extremidade polar. 
 
 
 
 
Os detergentes sintéticos podem ser aniônicos ou catiônicos, dependendo da carga do íon orgânico 
responsável pela limpeza. 
 
 
 
 
Há também, no mercado, alguns produtos que contêm detergentes não-iônicos. Um exemplo é o da 
seguinte substância. 
 
 
 
 
Detergentes catiônicos 
 
 
 
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Os detergentes catiônicos do tipo sal de amônio quaternário possuem efeito germicida, isto é, 
matam microrganismos (germes), tais como bactérias e fungos. 
 
 
Por esse motivo, ao ler o rótulo de alguns produtos desinfetantes para uso sanitário, você encontrará 
inscrições do tipo “ingrediente ativo: quaternário de amônio”. 
Outra interessante aplicação dos detergentes catiônicos está nos líquidos para enxaguar e 
higienizar a boca. Muitos deles contêm cloreto de cetilpiridínio, que atua como detergente na remoção 
das sujeiras que se acumulam nos dentes e têm relação com a formação da placa bacteriana. Sua fórmula 
estrutural é: 
 
 
 
 
10.1. Impacto ambiental de sabões e detergentes 
 
Diariamente, sabões e detergentes usados nas residências atingem o sistema de esgotos e acabam 
indo parar em rios e lagos. Lá, com o movimento das águas, formam uma camada de espuma na 
superfície, que impede a entrada de oxigênio, essencial para a vida dos peixes. 
As aves aquáticas também são muito prejudicadas com a poluição da água por sabões e 
detergentes. Elas possuem um revestimento de óleo em suas penas e bóiam na água graças à 
camada de ar que fica presa debaixo delas. Quando esse revestimento é removido, essas aves não 
conseguem mais boiar e se afogam. 
Após algum tempo, esses resíduos de sabões são decompostos sob a ação dos microrganismos 
que vivem no ambiente aquático. A esse processo damos o nome de biodegradação. 
Sabões são fabricados a partir de substâncias presentes na natureza viva (os óleos e as gorduras) 
e existem muitos microrganismos capazes de degradá-los. Todo sabão é biodegradável. 
Já os detergentes sintéticos podem ou não ser biodegradáveis. Experiências mostram que os 
detergentes de cadeia carbônica não-ramificada são biodegradáveis, ao passo que os de cadeia 
ramificada não são. A legislação atual exige que os detergentes sejam biodegradáveis. 
 
 
Em certas regiões a água é rica em íons Ca2+ e/ou Mg2+. Esse tipo de igual é chamado de água 
dura. Nela, os sabões não atuam de modo satisfatório, pois ocorre uma reação entre esses cátions e o 
ânion do sabão, formando um precipitado (composto insolúvel). Isso pode diminuir ou até mesmo anular 
 
 
 
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completamente a eficiência da limpeza. 
 
 
 
Para resolver esse problema, os fabricantes adicionam ao produto uma substância conhecida como 
agente sequestrante, cuja função é precipitar os íons Ca2+ e Mg2+ antes que eles precipitem o sabão. 
Um dos agentes sequestrantes mais usados é o tripolifosfato de sódio Na5P3O10. 
Há, no entanto, um inconveniente no uso desses agentes.Eles são nutrientes de algas e, 
quando vão parar num lago, favorecem a proliferação delas. Esse crescimento exagerado impede 
a entrada de luz solar; assim, as algas do fundo morrem (por falta de luz) e começam a apodrecer. 
Esse apodrecimento consome oxigênio da água, o que, por sua vez, acarreta a morte dos peixes 
Esse processo e chamado de eutrofização do lago (do grego eu, “bem’, e trophein, nutrir”). 
 
10.2. Sabões e detergentes são tensoativos 
 
Se colocarmos uma pequena agulha com cuidado sobre a superfície da água pura, ela permanecerá 
aí. Se, no entanto, adicionarmos uma gota de detergente, imediatamente ela afundará. 
 
 
A água possui uma alta tensão superficial, ou, em outras palavras, sua superfície possui uma 
resistência a ser atravessada. Isso é explicado pelas pontes de hidrogênio quç mantêm as moléculas 
fortemente unidas. 
 
A presença de sabões e detergentes diminui a tensão superficial, porque essas substâncias tendem 
a se acumular na superfície, diminuindo a força atrativa entre as moléculas. Dizemos que são agentes 
tensoativos ou surfactantes, pois atuam sobre a tensão superficial. 
 
 
 
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10.3. Sabões x detergentes 
a) Água dura = água com elevada concentração de íons: Ca2+, Mg2+ ou Fe3+. 
 
b) em meio ácido 
 
 
 
 
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ESTUDO DAS SOLUÇÕES 
Exetcícios de Aprendizagem 
 
01. (Unicamp) Ainda sonolentos, saem em direção ao local 
da ocorrência e resolvem parar num posto de combustível. - 
Complete! - diz Rango ao frentista. Assim que o rapaz 
começa a colocar álcool no tanque, Estrondosa grita: - Pare! 
Pare! Este carro é a gasolina! - Ainda bem que você percebeu 
o engano - disse Rango. - Amigo! Complete o tanque com 
gasolina. O nosso herói procedeu assim porque calculou que, 
com o volume de álcool anidro colocado no tanque, 
adicionando a gasolina contendo 20% (volume/volume) de 
etanol, obteria um combustível com 24% de etanol 
(volume/volume), igual àquele vendido nos postos até pouco 
tempo atrás. 
a) Sabendo-se que o volume total do tanque é 50 litros, qual 
é a quantidade total de álcool, em litros, no tanque agora 
cheio? 
b) Que volume de etanol anidro o frentista colocou por 
engano no tanque do carro? 
 
 02. (Unicamp) Enquanto estudavam a ficha cadastral do 
vigia, Estrondosa e Rango resolveram tomar um refrigerante. 
Numa tina com água e gelo havia garrafinhas plásticas de um 
mesmo refrigerante "diet" e comum. O refrigerante comum 
contém sacarose. O "diet" é adoçado com substâncias que 
podem ser até 500 vezes mais doces do que a sacarose. Sem 
se preocupar com os rótulos, que haviam se soltado, Rango 
pegou duas garrafas que estavam bem à tona, desprezando as 
que estavam mais afundadas na água. Considere que um 
refrigerante é constituído, essencialmente, de água e de um 
adoçante, que pode ser sacarose ou outra substância, já que, 
para um mesmo refrigerante, todos os outros constituintes 
são mantidos constantes. A figura mostra os dados relativos 
à massa de refrigerante em função do seu volume. Sabe-se, 
também, que em 100mL de refrigerante comum há 13g de 
sacarose. 
 
 
 
a) Qual das curvas, A ou B, corresponde ao tipo de 
refrigerante escolhido por Rango? Justifique. 
 
b) Calcule a porcentagem em massa de sacarose no 
refrigerante comum. Explicite como obteve o resultado. 
 
 
03. (Ita) A figura abaixo mostra a curva de solubilidade do 
brometo de potássio (KBr) em água: 
 
 
Dados 
Massa molar (g/mol): K = 39,10; Br = 79,91 
Baseando nas informações apresentadas na figura é 
ERRADO afirmar que 
a) a dissolução do KBr em água é um processo endotérmico. 
b) a 30°C, a concentração de uma solução aquosa saturada 
em KBr é de aproximadamente 6mol/kg (molal). 
c) misturas correspondentes a pontos situados na região I da 
figura são bifásicas. 
d) misturas correspondentes a pontos situados na região II da 
figura são monofásicas. 
e) misturas correspondentes a pontos situados sobre a curva 
são saturadas em KBr. 
 
04. (Fuvest) 160 gramas de uma solução aquosa saturada de 
sacarose a 30°C são resfriados a 0°C. Quanto do açúcar 
cristaliza? 
Temperatura °C Solubilidade da sacarose 
 g/100 g de H‚O 
 
 0 180 
 30 220 
a) 20 g. 
b) 40 g. 
c) 50 g. 
d) 64 g. 
e) 90 g. 
 
05. (Fuvest) Industrialmente, o clorato de sódio é produzido 
 
 
 
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pela eletrólise da salmoura* aquecida, em uma cuba 
eletrolítica, de tal maneira que o cloro formado no anodo se 
misture e reaja com o hidróxido de sódio formado no catodo. 
A solução resultante contém cloreto de sódio e clorato de 
sódio. 
 
2NaCl(aq) + 2H‚O(Ø) ëCl‚(g) + 2NaOH(aq) + H‚(g) 
 
3Cl‚(g) + 6 NaOH(aq) ë 5NaCl(aq) + NaClOƒ(aq) + 
3H‚O(Ø) 
 
 
 
* salmoura = solução aquosa saturada de cloreto de sódio 
 
Ao final de uma eletrólise de salmoura, retiraram-se da cuba 
eletrolítica, a 90 °C, 310 g de solução aquosa saturada tanto 
de cloreto de sódio quanto de clorato de sódio. Essa amostra 
foi resfriada a 25 °C, ocorrendo a separação de material 
sólido. 
 
a) Quais as massas de cloreto de sódio e de clorato de sódio 
presentes nos 310 g da amostra retirada a 90 °C? Explique. 
b) No sólido formado pelo resfriamento da amostra a 25 °C, 
qual o grau de pureza (% em massa) do composto presente 
em maior quantidade? 
c) A dissolução, em água, do clorato de sódio libera ou 
absorve calor? Explique. 
 
06. (Ufmg) Numa aula no Laboratório de Química, os alunos 
prepararam, sob supervisão do professor, duas soluções 
aquosas, uma de cloreto de potássio, KCØ, e uma de cloreto 
de cálcio, CaCØ‚. Após observarem a variação da 
temperatura em função do tempo, durante o preparo de cada 
uma dessas soluções, os alunos elaboraram este gráfico: 
 
 
 
Considerando-se as informações fornecidas por esse gráfico 
e outros conhecimentos sobre o assunto, é CORRETO 
afirmar que 
a) a dissolução do CaCØ‚ diminui a energia cinética média 
das moléculas de água. 
b) a dissolução do KCØ é um processo exotérmico. 
c) a entalpia de dissolução do CaCØ‚ é maior que zero. 
d) a solubilidade do KCØ aumenta com o aumento da 
temperatura. 
 
07. (Fuvest) A recristalização consiste em dissolver uma 
substância a uma dada temperatura, no menor volume de 
solvente possível e a seguir resfriar a solução, obtendo-se 
cristais da substância. 
Duas amostras de ácido benzóico, de 25,0g cada, foram 
recristalizadas em água segundo esse procedimento, a seguir: 
a) Calcule a quantidade de água necessária para a dissolução 
de cada amostra. 
b) Qual das amostras permitiu obter maior quantidade de 
cristais da substância? Explique. 
Dados: curva de solubilidade do ácido benzóico em água 
(massa em gramas de ácido benzóico que se dissolve em 
100g de água, em cada temperatura). 
 
 
 
 
08. (Fuvest) Uma mistura constituída de 45g de cloreto de 
 
 
 
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sódio e 100mL de água, contida em um balão e inicialmente 
a 20°C, foi submetida à destilação simples, sob pressão de 
700 mm Hg, até que fossem recolhidos 50 mL de destilado. 
O esquema a seguir representa o conteúdo do balão de 
destilação, antes do aquecimento: 
 
 
 
a) De forma análoga à mostrada acima, represente a fase de 
vapor, durante a ebulição. 
b) Qual a massa de cloreto de sódio que está dissolvida, a 
20°C, após terem sido recolhidos 50mL de destilado? 
Justifique. 
c) A temperatura de ebulição durante a destilação era igual, 
maior ou menor que 97,4°C? Justifique. 
 
Dados: Curva de solubilidade do cloreto de sódio em água: 
Ponto de ebulição da água pura a 700mmHg: 97,4°C 
 
9. (Uerj) Um laboratorista precisa preparar1,1 kg de 
solução aquosa saturada de um sal de dissolução 
exotérmica, utilizando como soluto um dos três sais 
disponíveis em seu laboratório: X, Y e Z. A temperatura 
final da solução deverá ser igual a 20 °C. 
Observe as curvas de solubilidade dos sais, em 
gramas de soluto por 100 g de água: 
 
 
 
A massa de soluto necessária, em gramas, para o 
preparo da solução equivale a: 
a) 100 
b) 110 
c) 300 
d) 330 
 
10. (Ufsc) O gráfico abaixo mostra a variação nas 
concentrações de soluções saturadas de dois sais em 
água, Li2SO4 (reta descendente) e 4NH C (reta 
ascendente), individualmente, em função da variação 
na temperatura da solução. A concentração é expressa 
em termos de percentual massa/massa, ou seja, a 
massa do sal dissolvido em 100 g da solução. 
 
 
 
Com base nos dados do gráfico acima, é CORRETO 
afirmar que: 
01) o sulfato de lítio é menos solúvel que o cloreto de 
amônio. 
02) em água a 30°C, é possível dissolver uma massa 
maior de cloreto de amônio do que de sulfato de 
lítio. 
04) o gráfico sugere que a dissolução do sulfato de lítio 
constitui um processo exotérmico, ao passo que a 
dissolução do cloreto de amônio tem caráter 
endotérmico. 
08) a solubilidade do sulfato de lítio seria maior em 
uma solução contendo Na2SO4 do que em água 
pura. 
16) em água a 0°C, a concentração molar de uma 
solução saturada de sulfato de lítio é maior que a 
concentração molar de uma solução saturada de 
cloreto de amônio. 
32) em água a 50°C, é possível dissolver 30 g de 
sulfato de lítio, mas não é possível dissolver 
completamente 30 g de cloreto de amônio. 
 
11. (Fuvest) O rótulo de um frasco contendo 
determinada substância X traz as seguintes 
informações: 
 
Propriedade 
Descrição ou 
valor 
Cor Incolor 
Inflamabilidade Não inflamável 
Odor Adocicado 
Ponto de Fusão - 23 ºC 
 
 
 
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Ponto de ebulição a 1 atm 77ºC 
Densidade a 25ºC 1,59 / cm3 
Solubilidade em água a 
25ºC 
0,1 g/ 100 g de H2O 
 
 
a) Considerando as informações apresentadas no 
rótulo, qual é o estado físico da substância contida no 
frasco, a 1 atm e 25 ºC? Justifique. 
b) Em um recipiente, foram adicionados, a 25 ºC, 56,0 
g da substância X e 200,0 g de água. Determine a 
massa da substância X que não se dissolveu em 
água. Mostre os cálculos. 
c) Complete o esquema da página de resposta, 
representando a aparência visual da mistura formada 
pela substância X e água quando, decorrido certo 
tempo, não for mais observada mudança visual. 
Justifique. 
 
Dado: densidade da água a 25 °C = 1,00 g / cm3 
 
12. (ifba) 
 
 
O comportamento do gás oxigênio com a variação de 
temperatura descrito no gráfico, bem como o 
comportamento físico geral dos gases, permitem 
afirmar corretamente que 
a) as forças atrativas se sobrepõem às forças de 
repulsão entre as moléculas do gás oxigênio com o 
aumento da temperatura. 
b) as colisões entre as moléculas de um gás 
aumentam de frequência com o aumento de 
temperatura, à pressão constante, diminuindo a 
velocidade média das moléculas e reduzindo sua 
solubilidade em água. 
c) a solubilidade de um gás em um líquido depende da 
energia cinética das moléculas do gás e da pressão 
exercida sobre o sistema que comporta o soluto 
gasoso e o solvente líquido. 
d) dois reservatórios de água mantidos sob as mesmas 
condições de limpeza e pressão de 1 atm, localizados 
na Bahia, a 35º C, e no Paraná, a 20º C, terão a mesma 
concentração de O2(g) dissolvido na água. 
e) as concentrações de O2(g) dissolvido em amostras 
de água do mar Báltico e do mar Vermelho 
independem de suas concentrações salinas, que são 
30 g/L e 40 g/L, respectivamente. 
 
13. (Ufg) Uma solução saturada de 2 2 7K Cr O foi 
preparada com a dissolução do sal em 1,0 kg de água. 
A influência da temperatura sobre a solubilidade está 
representada na figura a seguir. 
 
 
 
Com base nos dados apresentados, as massas dos 
dois íons resultantes da dissociação do 2 2 7K Cr O , a 
50 °C, serão aproximadamente, iguais a: 
Dado: Densidade da água: 1,0 g mL 
a) 40 e 105 g 
b) 40 e 260 g 
c) 80 e 105 g 
d) 80 e 220 g 
e) 105 e 195 g 
 
ESTUDO DAS SOLUÇÕES 
Exercícios de Fixação 
01. (Unesp) A poluição térmica, provocada pela utilização 
de água de rio ou mar para refrigeração de usinas 
termoelétricas ou nucleares, vem do fato da água retornar ao 
ambiente em temperatura mais elevada que a inicial. Este 
aumento de temperatura provoca alteração do meio 
ambiente, podendo ocasionar modificações nos ciclos de 
vida e de reprodução e, até mesmo, a morte de peixes e 
plantas. O parâmetro físico-químico alterado pela poluição 
térmica, responsável pelo dano ao meio ambiente, é 
a) a queda da salinidade da água. 
b) a diminuição da solubilidade do oxigênio na água. 
c) o aumento da pressão de vapor da água. 
d) o aumento da acidez da água, devido à maior dissolução 
de dióxido de carbono na água. 
e) o aumento do equilíbrio iônico da água. 
 
02. (Fatec ) As solubilidades em água, a 20°C, de algumas 
substâncias e suas respectivas massas molares, são 
apresentadas na tabela a seguir: 
 
 
 
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Considerando-se 
- volumes iguais de soluções saturadas a 20°C dessas 
substâncias e 
- os sais totalmente dissociados. 
a substância que apresentará maior número de partículas em 
solução é a de 
a) NaNOƒ 
b) NaBr 
c) NaI 
d) C�‚H‚‚O�� 
e) (NH„)‚SO„ 
 
03. (Ufscar) As solubilidades dos sais KNOƒ e Ce‚(SO„)ƒ 
em água, medidas em duas temperaturas diferentes, são 
fornecidas na tabela a seguir. 
 
Com base nestes dados, pode-se afirmar que: 
a) a dissolução de KNOƒ em água é um processo 
exotérmico. 
b) a dissolução de Ce‚(SO„)ƒ em água é acompanhada de 
absorção de calor do ambiente. 
c) os dois sais podem ser purificados pela dissolução de 
cada um deles em volumes adequados de água a 80°C, 
seguido do resfriamento de cada uma das soluções a 10°C. 
d) se 110,1 g de uma solução saturada de Ce‚(SO„)ƒ a 10°C 
forem aquecidos a 80°C, observa-se a deposição de 2,2 g do 
sal sólido. 
e) a adição de 100 g de KNOƒ a 100 g de água a 80°C dá 
origem a uma mistura homogênea. 
 
04. (Unifesp ) Uma solução contendo 14g de cloreto de sódio 
dissolvidos em 200mL de água foi deixada em um frasco 
aberto, a 30°C. Após algum tempo, começou a cristalizar o 
soluto. Qual volume mínimo e aproximado, em mL, de água 
deve ter evaporado quando se iniciou a cristalização? 
Dados: 
solubilidade, a 30°C, do cloreto de sódio = 35g/100g de 
água; densidade da água a 30°C = 1,0g/mL. 
a) 20. 
b) 40. 
c) 80. 
d) 100. 
e) 160. 
 
05. (Fei) A tabela a seguir fornece as solubilidades do KCØ 
e do Li‚COƒ a várias temperaturas. 
 
Assinale a alternativa falsa: 
a) a dissolução do KCØ em água é endotérmica 
b) o aquecimento diminui a solubilidade do Li‚COƒ em água 
c) a massa de KCØ capaz de saturar 50g de água, a 40°C, é 
20g 
d) ao resfriar, de 50°C até 20°C, uma solução que contém 
inicialmente 108mg de Li‚COƒ em 100g de água, haverá 
precipitação de 25mg de Li‚COƒ 
e) a 10°C, a solubilidade do KCØ é maior do que a do Li‚COƒ 
 
06. (Uepg) A solubilidade do nitrato de potássio em água, 
em função da temperatura, é dada na tabela abaixo. 
Considerando-se soluções de 3KNO em 100 g de água, 
assinale o que for correto. 
 
Temperatura (°C) 0 20 40 60 100 
Solubilidade do 
3KNO (g 100 g de 
água) 
13,3 31,6 63,9 110 246 
 
01) A 20 C, uma solução com 40 gramas está saturada. 
02) A 0 C, uma solução com 10 gramas está insaturada. 
04) A 40 C, uma solução com 120 gramas está 
supersaturada. 
08) A 100 C, uma solução com 120 gramas está saturada. 
 
 
 
 
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07. (Puc-rio) As curvasde solubilidade das substâncias 
KNOƒ e Ca(OH)‚ (em gramas da substância em 100 g de 
água) em função da temperatura são mostradas a seguir. A 
partir desses dados, analise as alternativas a seguir e 
assinale a que NÃO apresenta uma afirmativa correta. 
 
a) Quando se adicionam 10,0 g de KNOƒ em 12,0g de água 
a 56 °C, se obtém uma solução insaturada. 
b) Observa-se a formação de corpo de fundo quando uma 
solução formada por 25 g de KNOƒ e 50 g de água a 40 °C 
é resfriada a 30 °C. 
c) A solubilidade do nitrato de potássio aumenta com a 
temperatura, enquanto a do hidróxido de cálcio diminui. 
d) Duas substâncias puras podem apresentar a mesma curva 
de solubilidade. 
e) O hidróxido de cálcio é muito menos solúvel que o 
nitrato de potássio em toda faixa de temperatura estudada. 
 
8. (Enem 2014) A capacidade de limpeza e a eficiência de 
um sabão dependem de sua propriedade de formar micelas 
estáveis, que arrastam com facilidade as moléculas 
impregnadas no material a ser limpo. Tais micelas têm em 
sua estrutura partes capazes de interagir com substâncias 
polares, como a água, e partes que podem interagir com 
substâncias apolares, como as gorduras e os óleos. 
SANTOS, W. L. P; MÕL, G. S. (Coords.). Química e 
sociedade. São Paulo: Nova Geração, 2005 (adaptado). 
 
A substância capaz de formar as estruturas mencionadas é 
a) 18 36C H . 
b) 17 33C H COONa. 
c) 3 2CH CH COONa. 
d) 3 2 2CH CH CH COOH. 
e) 3 2 2 2 2 2 2 3CH CH CH CH OCH CH CH CH . 
 
09. (Pucmg) O gráfico a seguir representa as curvas de 
solubilidade de várias substâncias. 
 
 
 
Com relação ao gráfico anterior, assinale a afirmativa 
INCORRETA: 
a) KNOƒ é mais solúvel do que o Pb(NOƒ)‚ em água, a 
qualquer temperatura. 
b) A temperatura pouco afeta a solubilidade do NaCØ. 
c) A substância que apresenta a maior aumento de 
solubilidade com o aumento de temperatura é o KNOƒ. 
d) À temperatura ambiente, a substância menos solúvel é o 
MgCØ‚. 
e) A 40°C, a solubilidade do KCØ e a do NaCØ são iguais. 
 
10. (Pucmg) O diagrama representa curvas de solubilidade 
de alguns sais em água. 
 
 
 
Com relação ao diagrama anterior, é CORRETO afirmar: 
a) O NaCØ é insolúvel em água. 
b) O KCØOƒ é mais solúvel do que o NaCØ à temperatura 
ambiente. 
c) A substância mais solúvel em água, a uma temperatura 
de 10°C, é CaCØ‚. 
d) O KCØ e o NaCØ apresentam sempre a mesma 
solubilidade. 
e) A 25°C, a solubilidade do CaCØ‚ e a do NaNO‚ são 
praticamente iguais. 
 
11. (Uerj) O gráfico a seguir, que mostra a variação da 
 
 
 
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solubilidade do dicromato de potássio na água em função 
da temperatura, foi apresentado em uma aula prática sobre 
misturas e suas classificações. Em seguida, foram 
preparadas seis misturas sob agitação enérgica, utilizando 
dicromato de potássio sólido e água pura em diferentes 
temperaturas, conforme o esquema: 
 
 
 
Após a estabilização dessas misturas, o número de sistemas 
homogêneos e o número de sistemas heterogêneos 
formados correspondem, respectivamente, a: 
a) 5 - 1 
b) 4 - 2 
c) 3 - 3 
d) 1 - 5 
 
12. (Ufal ) Considere os seguintes dados: 
 
- Solubilidade em água à temperatura ambiente. 
- NaNOƒ ... 90 g/100 gH‚O; massa molar (g/mol) = 85. 
Sua solubilidade aumenta quando aumenta a temperatura. 
- NaCØ ... 38 g/100 gH‚O; massa molar (g/mol) = 58. 
Sua solubilidade é praticamente constante quando aumenta 
a temperatura. 
- Ce‚ (SO„)ƒ ... 5 g/100 gH‚O 
Sua solubilidade diminui quando aumenta a temperatura. 
Com esses dados, afirma-se que: 
( ) À temperatura ambiente, quando a solubilidade é 
expressa em mol do soluto/100 g H‚O, o NaCØ é mais 
solúvel do que o NaNOƒ. 
( ) À temperatura ambiente, uma solução saturada de 
NaCØ contém mais mols de íons Na® do que uma solução 
saturada de NaNOƒ. 
( ) A dissolução de NaNOƒ em água é um processo 
endotérmico. 
( ) A dissolução do NaCØ em água deve ocorrer com 
pequeno efeito térmico. 
( ) A dissolução do Ce‚(SO„)ƒ em água deve ocorrer com 
liberação de energia. 
 
13. (Ufes) Ao se adicionar cloreto de amônio a uma certa 
quantidade de água a 25°C, observa-se um resfriamento na 
solução. Com base nessa informação, pode-se afirmar: 
a) O processo é exotérmico e a solubilidade do NH„CØ 
aumenta com o aumento da temperatura. 
b) O processo é endotérmico e a solubilidade do NH„CØ 
aumenta com o aumento da temperatura. 
c) O processo é exotérmico e a solubilidade do NH„CØ 
diminui com o aumento da temperatura. 
d) O processo é endotérmico e a solubilidade do NH„CØ 
diminui com o aumento da temperatura. 
e) O processo é endotérmico e a solubilidade do NH„CØ 
independe da temperatura. 
 
14. (Upe) O gráfico a seguir mostra curvas de solubilidade 
para substâncias nas condições indicadas e pressão de 1 
atm. 
 
 
 
A interpretação dos dados desse gráfico permite afirmar 
CORRETAMENTE que 
a) compostos iônicos são insolúveis em água, na 
temperatura de 0°C. 
b) o cloreto de sódio é pouco solúvel em água à medida que 
a temperatura aumenta. 
c) sais diferentes podem apresentar a mesma solubilidade 
em uma dada temperatura. 
d) a solubilidade de um sal depende, principalmente, da 
espécie catiônica presente no composto. 
e) a solubilidade do cloreto de sódio é menor que a dos 
outros sais para qualquer temperatura. 
 
15. (Ufmg) Sabe-se que o cloreto de sódio pode ser obtido a 
partir da evaporação da água do mar. 
Analise este quadro, em que está apresentada a 
concentração de quatro sais em uma amostra de água do 
mar e a respectiva solubilidade em água a 25°C: 
 
 
 
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Considerando-se as informações desse quadro, é 
CORRETO afirmar que, na evaporação dessa amostra de 
água do mar a 25°C, o primeiro sal a ser precipitado é o 
a) NaBr. 
b) CaSO„. 
c) NaCØ. 
d) MgCØ‚. 
 
16. (Ufpel) A ciência deve ser percebida no dia-a-dia e 
muitos experimentos podem ser feitos em nossas casas. Por 
exemplo, se colocarmos um ovo em uma jarra com água à 
temperatura ambiente, ele afundará, mas se, logo em 
seguida, adicionarmos NaCØ à água, até formar uma 
solução saturada, observaremos que o ovo flutuará. 
Baseando-se nesse experimento, analise as afirmativas 
abaixo. 
I - A densidade do ovo é menor do que a densidade da 
solução saturada de água + sal. 
II - Solução saturada é aquela em que a massa do soluto é 
igual ao seu coeficiente de solubilidade. 
III - Na forma dissociada, o NaCØ apresenta-se como Na® e 
CØ-, sendo o íon Na® chamado de cátion sódio e o íon CØ-, 
de ânion cloreto. 
Está(ão) correta(s) 
a) todas as afirmativas. 
b) as afirmativas I e III. 
c) as afirmativas II e III. 
d) somente a afirmativa III. 
e) as afirmativas I e II. 
 
17. (Enem 2012) Em uma planície, ocorreu um acidente 
ambiental em decorrência do derramamento de grande 
quantidade de um hidrocarboneto que se apresenta na forma 
pastosa à temperatura ambiente. Um químico ambiental 
utilizou uma quantidade apropriada de uma solução de para-
dodecil-benzenossulfonato de sódio, um agente tensoativo 
sintético, para diminuir os impactos desse acidente. 
Essa intervenção produz resultados positivos para o 
ambiente porque 
a) promove uma reação de substituição no hidrocarboneto, 
tornando-o menos letal ao ambiente. 
b) a hidrólise do para-dodecil-benzenossulfonato de sódio 
produz energia térmica suficiente para vaporizar o 
hidrocarboneto. 
c) a mistura desses reagentes provoca a combustão do 
hidrocarboneto, o que diminui a quantidade dessa 
substância na natureza. 
d) a solução de para-dodecil-benzenossulfonato possibilita a 
solubilização do hidrocarboneto. 
e) o reagente adicionado provoca uma solidificação do 
hidrocarboneto, o que facilita sua retirada do ambiente.18. (Enem 2012) O armazenamento de certas vitaminas no 
organismo apresenta grande dependência de sua 
solubilidade. Por exemplo, vitaminas hidrossolúveis devem 
ser incluídas na dieta diária, enquanto vitaminas 
lipossolúveis são armazenadas em quantidades suficientes 
para evitar doenças causadas pela sua carência. A seguir são 
apresentadas as estruturas químicas de cinco vitaminas 
necessárias ao organismo. 
 
 
 
Dentre as vitaminas apresentadas na figura, aquela que 
necessita de maior suplementação diária é 
a) I. 
b) II. 
c) III. 
d) IV. 
e) V. 
 
19. (Uel) As bolsas instantâneas, frias ou quentes, 
usadas nos atletas que sofrem distensões 
musculares, dividem-se em dois compartimentos: um 
contendo água líquida e outro contendo um sal, que 
absorve ou libera calor quando em contato com a 
água. 
As reações químicas que ocorrem nas bolsas 
instantâneas são representadas nos gráficos a seguir. 
 
 
 
Com base no enunciado e nos conhecimentos sobre 
calor de reação, é correto afirmar: 
a) A bolsa quente é constituída de nitrato de amônio. 
 
 
 
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b) A dissociação iônica do cloreto de cálcio libera 
calor. 
c) A dissociação iônica do nitrato de amônio é 
exotérmica. 
d) As dissoluções de sais em água são exotérmicas. 
e) A bolsa fria é constituída de cloreto de cálcio. 
 
 
20. (Mackenzie 2015) A solubilidade do cloreto de 
potássio (KC ) em 100 g de água, em função da 
temperatura é mostrada na tabela abaixo: 
 
Temperatura 
( C) 
Solubilidade ( gKC 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 KC em 500 g 
de água, a 40 C e, posteriormente, ao resfriá-la, sob 
agitação, até 20 C, é correto afirmar que 
a) nada precipitará. 
b) precipitarão 6 g de KC . 
c) precipitarão 9 g de KC . 
d) precipitarão 30 g de KC . 
e) precipitarão 45 g de KC . 
 
21. (Enem 2012) Quando colocamos em água, os 
fosfolipídeos tendem a formar lipossomos, estruturas 
formadas por uma bicamada lipídica, conforme mostrado na 
figura. Quando rompida, essa estrutura tende a se reorganizar 
em um novo lipossomo. 
 
 
 
Esse arranjo característico se deve ao fato de os fosfolipídeos 
apresentarem uma natureza 
a) polar, ou seja, serem inteiramente solúveis em água. 
b) apolar, ou seja, não serem solúveis em solução aquosa. 
c) anfotérica, ou seja, podem comportar-se como ácidos e 
bases. 
d) insaturada, ou seja, possuírem duplas ligações em sua 
estrutura. 
e) anfifílica, ou seja, possuírem uma parte hidrofílica e 
outra hidrofóbica. 
 
22. (Pucmg 2015) Determinadas substâncias são capazes de 
formar misturas homogêneas com outras substâncias. A 
substância que está em maior quantidade é denominada 
solvente e a que se encontra em menor quantidade é 
denominada de soluto. O cloreto de sódio (NaC ) forma 
solução homogênea com a água, em que é possível 
solubilizar, a 20 C, 36 g de NaC em 100 g de água. De 
posse dessas informações, uma solução em que 545 g de 
NaC estão dissolvidos em 1,5 L de água a 20 C, sem 
corpo de fundo, é: 
a) insaturada. 
b) concentrada. 
c) supersaturada. 
d) diluída. 
 
23. (Enem 2011) No processo de industrialização da 
mamona, além do óleo que contém vários ácidos graxos, é 
obtida uma massa orgânica, conhecida como torta de 
mamona. Esta massa tem potencial para ser utilizada como 
fertilizante para o solo e como complemento em rações 
animais devido a seu elevado valor proteico. No entanto, a 
torta apresenta compostos tóxicos e alergênicos 
diferentemente do óleo da mamona. Para que a torta possa 
ser utilizada na alimentação animal, é necessário um 
processo de descontaminação. 
 
Revista Química Nova na Escola. V. 32, no 1, 2010 
(adaptado). 
 
A característica presente nas substâncias tóxicas e 
alergênicas, que inviabiliza sua solubilização no óleo de 
mamona, é a 
a) lipofilia. 
b) hidrofilia. 
c) hipocromia. 
d) cromatofilia. 
e) hiperpolarização. 
 
24. (Ucs 2015) A solubilidade é uma propriedade física 
muito importante do ponto de vista biológico. Veja, por 
exemplo, o caso das vitaminas. Elas são indispensáveis à 
dieta alimentar, pois atuam na regulação de muitos processos 
vitais. O consumo excessivo de vitamina C parece não ser 
prejudicial ao organismo, pois qualquer excesso será 
eliminado pela urina, uma vez que ela é hidrossolúvel. O 
consumo excessivo de vitamina A, por outro lado, pode ser 
prejudicial, pois sendo lipossolúvel, ela acaba sendo retida 
pelo organismo, principalmente no fígado, produzindo dores 
de cabeça e insônia. 
As estruturas químicas das vitaminas A e C estão 
representadas abaixo. 
 
 
 
 
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Em relação à solubilidade das vitaminas A e C, considere as 
proposições abaixo. 
 
I. Devido à presença de uma cadeia carbônica relativamente 
longa que apresenta caráter apolar acentuado, a vitamina 
A é praticamente insolúvel em água, apesar de ela conter 
um grupo hidroxila em sua estrutura química. 
II. A vitamina C é hidrossolúvel, devido à presença de vários 
grupos hidroxila em sua estrutura química que podem 
interagir com as moléculas de água por meio de ligações 
de hidrogênio. 
III. Se o coeficiente de solubilidade da vitamina C em água 
é igual a 330g L (a 25 C e 1 atm), uma solução 
aquosa de vitamina C com concentração igual a 
100g L, nas mesmas condições de temperatura e 
pressão, encontra-se supersaturada. 
 
Das proposições acima, 
a) apenas I está correta. 
b) apenas II está correta. 
c) apenas I e II estão corretas. 
d) apenas II e III estão corretas. 
e) I, II e III estão corretas. 
 
25. (Fgv ) Na figura, são apresentadas as curvas de 
solubilidade de um determinado composto em cinco 
diferentes solventes. 
 
 
 
Na purificação desse composto por recristalização, o 
solvente mais indicado para se obter o maior rendimento no 
processo é o 
a) I. 
b) II. 
c) III. 
d) IV. 
e) V. 
 
26. (Pucmg ) Considere o gráfico de solubilidade de vários 
sais em água, em função da temperatura. 
 
 
 
Baseando-se no gráfico e nos conhecimentos sobre 
soluções, é INCORRETO afirmar que: 
a) a solubilidade do Ce‚(SO„)ƒ diminui com o aumento da 
temperatura. 
b) o sal nitrato de sódio é o mais solúvel a 20 °C. 
c) a massa de 80 g de nitrato de potássio satura 200 g de 
água a 30 °C. 
d) dissolvendo-se 60 g de NH„CØ em 100 g de água, a 60 
°C, obtém-se uma solução insaturada. 
 
27. (Ufmg) Seis soluções aquosas de nitrato de sódio, 
NaNOƒ, numeradas de I a VI, foram preparadas, em 
diferentes temperaturas, dissolvendo-se diferentes massas de 
NaNOƒ em 100g de água. Em alguns casos, o NaNOƒ não se 
dissolveu completamente. 
Este gráfico representa a curva de solubilidade de NaNOƒ, 
em função da temperatura, e seis pontos, que correspondem 
aos sistemas preparados: 
 
 
 
 
 
 
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A partir da análise desse gráfico, é CORRETO afirmar que 
os dois sistemas em que poderá haver formação de 
precipitado são 
a) I e II. 
b) I e III. 
c) IV e V. 
d) V e VI. 
 
28. (Acafe) Um técnico preparou 420 g de uma solução 
saturada de nitrato de potássio 3(KNO , dissolvida em água) 
em um béquer a uma temperatura de 60 C. Depois deixou 
a solução esfriar até uma temperatura de 40 C, verificando 
a presença de um precipitado. 
 
A massa aproximada desse precipitado é: 
(desconsidere a massa de água presente no precipitado) 
 
 
a) 100 g. 
b) 60 g. 
c) 50 g. 
d) 320 g. 
 
29. (Ueg) O gráfico abaixo mostra a curva de 
solubilidade para diversos sais inorgânicos. A análise 
do gráfico permite