Química Fundamental 2

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QUÍMICA FUNDAMENTAL II 
 
Tiago Marcel de Oliveira 
FACULDADE ÚNICA 
DE IPATINGA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2 
 
 
 
Menu de Ícones 
Com o intuito de facilitar o seu estudo e uma melhor compreensão do conteú-
do aplicado ao longo do livro didático, você irá encontrar ícones ao lado dos textos. 
Eles são para chamar a sua atenção para determinado trecho do conteúdo, cada um 
com uma função específica, mostradas a seguir: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
São sugestões de links para vídeos, documentos científi-
co (artigos, monografias, dissertações e teses), sites ou 
links das Bibliotecas Virtuais (Minha Biblioteca e Bibliote-
ca Pearson) relacionados com o conteúdo abordado. 
 
Trata-se dos conceitos, definições ou afirmações impor-
tantes nas quais você deve ter um maior grau de aten-
ção! 
 
São exercícios de fixação do conteúdo abordado em 
cada unidade do livro. 
 
São para o esclarecimento do significado de determi-
nados termos/palavras mostradas ao longo do livro. 
 
Este espaço é destinado para a reflexão sobre questões 
citadas em cada unidade, associando-o a suas ações, 
seja no ambiente profissional ou em seu cotidiano. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
SOLUÇÕES ................................................................................................. 6 
1.1 MISTURAS ................................................................................................................ 7 
1.2 SOLUÇÕES ............................................................................................................... 8 
1.3 CONCENTRAÇÕES ............................................................................................... 11 
1.4 DILUIÇÃO .............................................................................................................. 15 
1.5 MISTURAS DE SOLUÇÕES DE MESMO SOLUTO.................................................... 16 
1.6 MISTURAS DE SOLUÇÕES DE SOLUTOS DIFERENTES QUE NÃO REAGE ENTRE-SI
 ............................................................................................................................ 17 
1.7 MISTURAS DE SOLUÇÕES DE SOLUTOS DIFERENTES QUE REAGE ENTRE-SI ........ 20 
FIXANDO O CONTEÚDO ...................................................................................... 24 
PROPRIEDADES COLIGATIVAS DAS SOLUÇÕES ..................................... 27 
2.1 INTRODUÇÃO ....................................................................................................... 27 
2.2 PRESSÃO MÁXIMA DE VAPOR ............................................................................ 28 
2.3 AUMENTO DA TEMPERATURA DE EBULIÇÃO ....................................................... 34 
2.4 ABAIXAMENTO DA TEMPERATURA DE SOLIDIFICAÇÃO .................................... 35 
2.5 GRÁFICOS DE EBULIÇÃO E CONGELAMENTO ................................................... 36 
2.6 OSMOSE ................................................................................................................ 37 
FIXANDO O CONTEÚDO ...................................................................................... 40 
CINÉTICA QUÍMICA ................................................................................ 44 
3.1 INTRODUÇÃO ....................................................................................................... 44 
3.2 VELOCIDADE MÉDIA ............................................................................................ 44 
3.3 FATORES QUE INFLUENCIAM A VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS ........ 46 
FIXANDO O CONTEÚDO ...................................................................................... 53 
EQULÍBRIO QUÍMICO/IÔNICO E A LEI DE AÇÃO DAS MASSAS ............ 57 
4.1 INTRODUÇÃO ....................................................................................................... 57 
4.2 EQUILÍBRIO DA DISSOCIAÇÃO ÁCIDO-BASE .................................................... 60 
4.3 EQUILÍBRIO IÔNICO EM MEIO AQUOSO ............................................................ 66 
FIXANDO O CONTEÚDO ...................................................................................... 70 
TERMOQUÍMICA ...................................................................................... 74 
5.1 INTRODUÇÃO ....................................................................................................... 74 
5.2 ALGUMAS DEFINIÇÕES IMPORTANTES ................................................................ 75 
5.3 A ENTALPIA (H) ..................................................................................................... 77 
5.4 A VARIAÇÃO DE ENTALPIA (H) ........................................................................... 78 
5.5 EQUAÇÕES TERMOQUÍMICAS ............................................................................. 81 
5.6 O ESTADO PADRÃO ............................................................................................. 81 
5.7 LEI DE HESS ............................................................................................................ 84 
5.8 ENERGIA DE LIGAÇÃO......................................................................................... 84 
FIXANDO O CONTEUDO....................................................................................... 88 
ELETROQUÍMICA ...................................................................................... 93 
6.1 INTRODUÇÃO ....................................................................................................... 93 
6.2 OXIDAÇÃO E REDUÇÃO – REDOX ...................................................................... 94 
6.3 ELETRODO PADRÃO ............................................................................................. 96 
6.4 PILHAS ................................................................................................................... 99 
6.5 ELETRÓLISE ........................................................................................................... 102 
UNIDADE 
02 
UNIDADE 
03 
UNIDADE 
04 
UNIDADE 
05 
UNIDADE 
06 
UNIDADE 
01 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
 
 
 
FIXANDO O CONTEÚDO .................................................................................... 107 
RESPOSTAS DO FIXANDO O CONTEÚDO ......................................... 112 
REFERÊNCIAS .................................................................................... 113 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5 
 
 
 
CONFIRA NO LIVRO 
 
 
Nessa unidade abordaremos sobre as soluções, as concentrações 
mais usuais em laboratório. Abordaremos também sobre a diluição 
e os diversos tipos de misturas de soluções. 
Nessa unidade conheceremos sobre as propriedades coligativas 
das soluções. Abordaremos sobre a Tonoscopia, crioscopia, ebu-
lioscopia, osmose e pressão osmótica. 
 
 
Nessa unidae abordaremos a cinética química. Vamos aqui en-
tender o que é e como se mede a velocidade de uma reação 
química.Também aprederemos a montar a lei cinética de uma 
reação e por fim veremos os fatores que influenciam a velocidade 
de uma reação química. 
 
Nessa unidade abordaremos o equilíbrio químico. Iremos também 
falar da lei de ação das massas e como emprega-la no equilíbrio 
ácido-base. Também veremos o equilíbrio iônico e assim entende-
remos o que pH e o pOH. 
 
 
 
Essa uniddade é dedicada a Termoquímica. Nessa unidade abor-
daremos as energias envolvidas nas reações químicas. O conceito 
de ∆H. Calor de reação. Lei de Hess e energia de ligação. 
Aqui o tema será a Eletroquímica. Veremos como funciona as 
equações redox. Qual mecanismo de funcionamento de uma pi-
lha e também aboremos a eleletrólise ígnea e aquosa. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6 
 
 
 
SOLUÇÕES 
 
 
 
 
 
No nosso cotidiano convivemos com vários sistemas que podemos denomi-
nar de misturas tais como refrigerantes, remédios, leite, sucosdentre vários outros, e 
algumas dessas misturas podemos denominar de soluções. Mais para frente nessa 
unidade iremos elucidar de maneira mais clara o conceito de solução. 
Todavia conhecer o conceito de mistura, diferenciar uma mistura de solu-
ções e dominar as técnicas de preparo de uma solução, cálculo de concentra-
ções, processos de diluições, misturas de soluções com reações química é impres-
cindível a um profissional da química e qualquer outro profissional que faça uso do 
laboratório, já que é necessário a todo momento preparar soluções e um laborató-
rio principalmente quando se trabalha em via úmida. Assim, nessa unidade iremos 
abordar primeiro os conceitos de misturas, quais são as diferenças nos diversos tipos 
de misturas formadas e o que isso implica em termos de propriedades físico-
químicas do sistema. Depois iremos abordar o conceito de soluções, as diversas 
formas de expressar concentrações e também as manipulações dessas soluções 
tal como uma diluição, a mistura de soluções de solutos que não acontece rea-
ções químicas e a mistura de soluções entre solutos que acorre reação química. 
Após essa abordagem terminaremos nossa unidade com as atividades no fixando 
o conteúdo para que você possa aprender mais. 
Não perca tempo, preste bastante atenção nos conceitos, sempre pesquise 
mais sobre os temas abordados, relacione os temas abordador com fenômenos ou 
processos que você observa no seu cotidiano, discuta com seu professor, bem co-
mo pesquise temas recentes em artigos científicos publicados sobre o tema abor-
dado. Ao fazer as atividades do fixando o conteúdo, pesquisa outras atividades 
iguais e treine mais para aprofundar sua compreensão. Aproveite ao máximo o 
conteúdo dessa unidade e lembre-se sempre que você é o protagonista da sua 
aprendizagem, não deixe para depois. 
 
UNIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7 
 
 
 
1.1 MISTURAS 
No ambiente encontramos diversas substâncias que lidamos com elas a todo 
momento, essas substâncias são misturas. Mas então o que vem a ser uma mistura. 
Vamos então ver o conceito de misturas para discutirmos suas peculiaridades. 
 
 
 
Agora que vimos o conceito de misturas, podemos assim entender melhor. 
Se eu tiver um sistema que se encontra apenas moléculas de água H2O, ou seja, 
não existe nenhuma outra substância junta, temos assim uma substância pura, que 
não é uma mistura. Muitos estão se perguntando se a água que usamos no nosso 
cotidiano é pura. Óbvio que não, a água que usamos no nosso cotidiano tem sais 
minerais dissolvidos, tem CO2 dissolvido que se transforma em íon bicarbonato e 
tem outros gases dissolvidos. Assim é uma mistura. 
Já quando temos duas ou mais substâncias juntas, assim temos uma mistura. 
Como exemplo podemos citar, água e álcool, água e sal de cozinha, um refrige-
rante que tem diversas substância, água e óleo, pó de ferro com pó de madeira e 
outros. Mas entre as misturas elas podem formar dois tipos diferentes e que interfere 
totalmente em suas propriedades. Assim podemos ter misturas homogêneas ou mis-
turas heterogêneas. Uma mistura homogênea é quando as substâncias que são 
adicionadas a mistura possuem afinidade química e assim são dissolvidas formando 
um sistema com uma única fase, por isso o termo homogêneo, o sistema é como 
um todo igual. Já uma mistura heterogênea é quando a mistura em questão é 
adicionada substâncias que não possuem e assim forma um sistema com mais de 
uma fase, sendo então as diferentes partes do sistema contendo propriedades di-
ferentes. Vejamos na Figura 1 um sistema sendo formando por uma única substân-
cia, ou seja, substância pura e um sistema sendo uma mistura homogênea, ou seja, 
tendo mais de uma substância, mas formando uma única fase. 
 
Uma mistura é a união de duas ou mais substâncias formando assim um sistema de com-
posição diferente e não uniforme. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
8 
 
 
 
Figura 1: Substância pura, mistura homogênea e mistura heterogênea 
 
Fonte: Adaptado de Feltre (2004a) 
 
Na Figura 1 observamos que em um sistema heterogêneo no caso água e 
óleo não se misturam devido a água ser polar e o óleo ser apolar sendo denomina-
do imiscíveis, o óleo boia sobre a água por ser menos denso, e assim o sistema pos-
sui diferentes propriedades ao longo de sua extensão, onde se tem óleo tem uma 
propriedade e onde se tem água tem outra propriedade. NO sistema água+areia, 
a areia e praticamente insolúvel, e por isso forma um corpo de fundo na solução. Já 
no sistema homogêneo água e sal o sistema possui igualdade em toda sua exten-
são o que faz com que, suas propriedades, não varie ao longo do sistema. 
 
1.2 SOLUÇÕES 
 
 
Portanto para ser uma solução a primeira condição é ser uma mistura, e a 
segunda e condição é que essa mistura tem que ser homogênea. Assim a solução 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
9 
 
 
 
possui as propriedades semelhantes em toda sua extensão. Uma solução pode ser 
sólida, líquida ou gasosa, desde que satisfaça as condições para tal. O mais co-
mum é uma solução líquida, no qual usamos com grande frequência nos procedi-
mentos laboratoriais um como medicamentos e outros. Observe na Figura 3 uma 
solução. 
 
Figura 2: Solução 
 
Fonte: Batista (2019, online) 
 
Uma solução é composta por solvente e pelo soluto como podemos ver na 
Figura 2. Sendo o soluto a substância que será dissolvida na solução pelo solvente. 
Já o solvente é a substância que dissolve o soluto. Também é comum falarmos que 
o componente em maior quantidade é o solvente e o componente em menor 
quantidade é o soluto. 
Uma substância dissolve em um meio líquido quando sólida até uma deter-
minada quantidade. A essa relação denominamos de coeficiente de solubilidade. 
Sendo sua definição: 
 
 
 
Importante observarmos que é a uma determinada temperatura, já que a 
temperatura influencia na solubilidade de sólidos em água. Quanto maior a tempe-
ratura maior o coeficiente de solubilidade, por isso a necessidade de fixarmos o va-
lor da temperatura para o coeficiente de solubilidade. Como exemplo se tivermos 
100 gramas de água a uma temperatura de 20°C, conseguimos dissolver no máxi-
Coeficiente de solubilidade é a máxima quantidade de soluto que se dissolve em uma 
determinada quantidade de solvente a uma determinada temperatura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
10 
 
 
 
mo 36g de NaCl (cloreto de sódio). Isso quer dizer que se adicionarmos 40g de 
NaCl em 100g de água a 20°C, 36g irão se dissolver formando um sistema homogê-
neo e 4g irá se precipitar já que não dissolve por ter atingido o limite do coeficiente 
de solubilidade (C.S). Vejamos no gráfico como o coeficiente de solubilidade de 
alguns sais variam de acordo com a temperatura na Figura 3. 
 
Figura 3: Coeficiente de solubilidade x Temperatura de sais 
 
Fonte: Feltre (2004a, p. 12) 
 
Podemos analisar no gráfico da Figura 3 por exemplo a variação do C.S de 
qualquer sal presente no gráfico. Por exemplo do KNO , no eixo Y está a gramas do 
sal por 100 gramas de água e a temperatura está no eixo X em °C. Assim a 20°C 
podemos dissolver 30g de KNO em 100g de água, já que é a curva verde. Quando 
aumentamos a temperatura para 50°C acompanhando a curva verde, passamos a 
dissolver 90g de KNO na mesma quantidade de água. O aumento do C.S se dá 
devido ao aumento da temperatura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11 
 
 
 
1.3 CONCENTRAÇÕES 
Toda concentração está relacionada com uma determinada quantidade de 
algo sobre um volume total. No caso de uma solução está relacionado com uma 
massa ou outra grandeza que expresse quantidade de matéria (mols) por volume. 
Assim temos: 
Concentração comum: É indicado pela massa do soluto que está contido em 
um determinado volume total de solução. É dada pela equação (1): 
 
 C =
m
V
 (1) 
 
Sendo C a concentração comum ou concentração grama por litro. m a 
massa de soluto e V o volume total da solução quando em concentraçãoé grama 
por litro esse volume é dado na unidade litro. 
 
Exemplo: Se dissolvermos 40g de NaOH em 2,0 litros de solução (volume total de so-
lução e não 2,0 litros de água) temos então a relação: 
m = 40g 
V = 2,0L 
 
Assim, aplicando a equação (1), temos: 
 
C =
m
V
 
 
C =
40,0 g
2,0 L
 
 
C = 20 g/L 
 
Podemos dizer que a concentração dessa solução então é 20g de soluto a 
cada 1,0L de solução. 
Concentração 𝐦𝐨𝐥/𝐋 ou Molaridade: A concentração mol por litro ou mola-
ridade é a concentração em quantidade de matéria. Sendo assim temos que 
quantidade de matéria é o número de mols que é definido pela equação (2): 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
12 
 
 
 
 n =
m
MM
 (2) 
 
Sendo n o número de mol, m1 a massa de soluto e MM a massa molar. Para 
transformarmos em concentração precisamos dividir o n pelo V. Assim temos a 
equação (3): 
 
 C( / ) =
n
V
 (3) 
 
Substituindo a equação (2) na equação (3), obtemos: 
 
 
C( / ) = 
m
MM
V
 (4) 
 
Rearranjando matematicamente, obtemos a equação (4): 
 
 C( / ) =
m
MM ∙ V
 (5) 
 
Sendo m massa do soluto, MM massa molar do soluto e V volume total da so-
lução em litros. Como exemplo, se dissolvermos os mesmos 40g de NaOH do exemplo 
da concentração comum em 2,00L de água, qual será a concentração molar? 
 
Para isso precisamos relacionar as informações, sendo: 
 
m = 40 g 
V = 2,0 L 
 
MM do NaOH é igual a 23 do Na + 16 do O + 1 do H = 40 g/mol 
Assim podemos calcular, por meio da equação (5): 
 
C( / ) =
m
MM. V
 
 
C( / ) =
40 g
40 g/mol ∙ 2 L
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
13 
 
 
 
Então: 
C( / ) =
1 mol
2 L
= 0,5 mol/L 
 
Então podemos dizer que a molaridade dessa solução é 0,5M ou 0,5 mols de 
soluto em 1,0 L de solução. Podemos também expressar a molaridade em termos 
dos íons. No caso do exemplo acima temos que a molaridade é 0,5 de NaOH. No 
entanto podemos expressar da seguinte forma quando fazemos a equação de 
dissociação: 
 
NaOH( ) ↔ 𝟏Na( ) + 𝟏 OH( ) 
0,5 mol/L 𝟏 ∙ (0,5 mol/L) 𝟏 ∙ (0,5 mol/L) 
0,5 mol/L 0,5 mol/L 0,5 mol/L 
 
Assim as concentrações são: 
 
[Na( )] = 0,5 
[OH( )] = 0,5 
 
Observe que ao usar o colchete, não emprega-se a unidade, já que o col-
chete indica que estamos expressando a molaridade, sendo assim convencionado. 
Agora imaginemos uma solução 0,2M de Na SO . Vamos expressar as concentra-
ções dos íons. 
 
Na SO ( ) ↔ 𝟐Na( ) + 𝟏SO ( ) 
0,2 mol/L 𝟏 ∙ (0,2 mol/L) 𝟏 ∙ (0,17 mol/L) 
0,2 mol/L 0,4 mol/L 0,2 mol/L 
 
Assim as concentrações são: 
 
[Na( )] = 0,4 
SO ( ) = 0,2 
 
Concentração em termos de Título: Existem três formas de expressar o Título 
em termos de concentração. São elas o título em massa, o título em volume e o 
título em partes por milhões (ppm). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
14 
 
 
 
O título em massa é a relação que indica a quantidade de massa do soluto 
que está contida em uma determinada massa de solução. Sendo expresso pela 
equação (6): 
 
 τ( ) =
m
m
 (6) 
 
Sendo τ( ) o título, m a massa do soluto e m a massa da solução. Fique aten-
to pois a massa da solução m é igual a soma da massa do soluto mais a massa do 
solvente (m = m + m ). Para entender, vamos pensar que em um frasco encontra-
do no laboratório está descrito que o τ( ) é igual a 30% de uma solução de NaOH. 
Assim podemos dizer que em 100g de solução se tem 30g de soluto. No entanto 70g 
é de solvente nesse caso. 
O título em volume é relação que indica o volume de um determinado solu-
to que está contido em um determinado volume de solução. Sendo assim expresso 
pela equação (7): 
 
 
τ( ) =
V
V
 (7) 
 
Sendo agora V o volume de soluto e o V volume da solução. Lembre-se, as-
sim como no primeiro caso V é soma do volume do soluto mais o volume do solven-
te, ou seja (V = V + V ). 
O título em partes por milhão (pm) é uma expressão muito empregada pelos 
químicos que expressa que relaciona a quantidade de uma espécie em relação, a 
milhões da outra espécie. Por exemplo: 0,05 ppm de íons Pb2+ em massa na água. 
 
Será então: 0,05g de íons Pb( ) _______________1.000.000g de H O. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
15 
 
 
 
1.4 DILUIÇÃO 
Uma solução possui sua concentração. Assim podemos realizar procedimen-
tos que visa reduzir a concentração da solução de uma solução. O procedimento 
que reduz a concentração de uma solução por meio da adição de solvente é de-
nominado diluição. 
Assim, uma solução de concentração C, ao adicionar solvente terá uma no-
va concentração menor que C. 
Para entendermos melhor vamos fazer uma analogia matemática que pode 
se estender a outros tipos de concentração, aqui vamos usar a C / . Lembremos 
que uma solução possui a concentração C por exemplo C / , e um volume V da-
do em litros. Sendo assim, temos a expressão dada pela equação (3). Rearanjan-
do, já que a solução apresenta um valor de C de acordo com a equação acima 
podemos rearranjar e dize que o número de mols é dado pela equação (8): 
 
 n = C ∙ V (8) 
 
Assim ao diluir é acrescentado somente solvente, no entanto, altera volume, 
mas não altera número de mols (n), assim podemos chamar a solução antes da 
diluição de n1(ou número de mols antes da diluição) e podemos chamar o número 
de n2(ou número de mols depois da diluição). Sabendo que adicionamos apenas 
solvente, já que não alteramos o número de mols podemos concluir que: 
 
n = n 
 
Comparando com a equação anterior onde n é o produto do concentra-
ção pelo volume podemos substituir tendo então a equação (9): 
 
 C ∙ V = C ∙ V (9) 
 
Assim uma solução aquosa de ácido sulfúrico cujo sua concentração inicial 
é de 2,0 mol/L, seu volume de 3,0 L sendo a ela adicionado mais 1,5 L de água ela 
terá qual concentração após essa diluição? Vamos então resolver: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
16 
 
 
 
C = 2,0 mol/L 
V = 3,0L 
V = 1,5 L (quer dizer volume de água adicionado). 
V = V + V = 3,0 + 1,5 = 4,5 L 
 
Substituindo na equação (8), temos: 
 
2,0 mol ∙ L ∙ 3,0 L = C ∙ 4,5 L 
 
𝐂𝟐 = 𝟏, 𝟑𝟑 𝐦𝐨𝐥 ∙ 𝐋
𝟏 
 
1.5 MISTURAS DE SOLUÇÕES DE MESMO SOLUTO 
Uma solução pode ser adicionada a outra ocasionando em uma mistura. 
Quando essa mistura é de mesmo reagente, podemos somar os solutos já que são 
os mesmos. Vamos aqui dar exemplo com a C( / ), mas esse raciocínio pode ser 
estendido a outras concentrações. Então vamos lá: 
Sendo os solutos iguais eu tenho uma solução 1 cujo o no número de mols é 
n e tenho a solução 2 de mesmo soluto cujos o número de mols é n , assim já que 
é um mistura podemos dizer que: 
 
 n + n = n (10) 
 
Sendo n o número de mols final. Vamos então fazer a mesma substituição 
que fizemos acima já que sabemos que n é o produto da concentração pelo vo-
lume. Logo temos a equação (11): 
 
 C ∙ V + C ∙ V = C ∙ V (11) 
 
Vamos exemplificar que temos 2,0 L de uma solução de ácido sulfúrico de 
concentração 1,0 mol/L e misturamos com 1,0 L de outra solução de ácido sulfúrico 
de concentração 2,0 mol/L. Vamos então calcular a concentração da nova solu-
ção que vamos chamar de concentração final C : 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
17 
 
 
 
C = 1,0 mol/L 
V = 2,0 L 
C = 2,0mol/L 
V = 1,0L 
C = ? 
V = V + V = 2,0 L + 1,0 L = 3,0 L 
 
Substituindo na equação (11): 
 
C ∙ V + C ∙ V = C ∙ V 
 
1 mol ∙ L ∙ 2,0 L + 2 mol ∙ L ∙ 1,0 L = C ∙ 3,0 L 
 
C =
1 mol ∙ L ∙ 2,0 L + 2 mol ∙ L ∙ 1,0 L
3,0 L
 
 
𝐂𝐟 = 𝟏, 𝟑𝟑 𝐦𝐨𝐥 ∙ 𝐋
𝟏 
 
1.6 MISTURAS DE SOLUÇÕES DE SOLUTOS DIFERENTES QUE NÃO REAGE EN-
TRE-SI 
Duas soluções contendo solutos diferentes, podem ser misturadas e não 
ocorrer uma reação química devido à natureza dos solutos. Um exemplo comum 
de ocorrer são duas soluções cujo os solutos possuem cátions diferentes, mas são 
de mesmo ânion, assim não ocorre a reação química. Também podem existir solu-
tos que não possuem cátions iguais e nem ânions e também não ocorre reação 
química. Paraisso temos as regras de ocorrência de reações química que foi abor-
dado no nosso livro 1. 
Vamos aqui exemplificar a mistura de 1,0 L de uma solução 0,5 mol/L de NaCl 
(cloreto de sódio) com 2,0 L de uma solução 1,0 mol/L de CaCl (cloreto de cálcio). 
Nessa situação como os solutos são diferentes e a solução está meio aquoso, va-
mos agora determinar a concentração dos íons já que não justifica mais falar em 
concentração da substância. Para isso primeiro vamos calcular o número de mols 
de cada substância presente, aplicando o conceito da equação (8). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
18 
 
 
 
Sendo: 𝐧 = 𝐂 𝐱 𝐕 
 
Temos primeiro no caso do NaCl: 
 
C = 0,5 mol/L 
V = 1,0 L 
n = 0,5mol ∙ L ∙ 1,0 L 
 
n = 0,5 mols 
 
Temos no segundo caso do CaCl : 
 
C = 1,0 mol/L 
V = 2,0 L 
n = 1,0 mol ∙ L ∙ 2,0 L 
 
n = 2,0 mols 
 
Agora vamos que sabemos o número de mols de cada substância na solu-
ção antes da mistura, podemos definir que esse número de mols estará presente 
na solução final de cada substância já que estamos misturando as duas soluções 
sem adição de soluto extra, mas, a nova solução formada será única e em um no-
vo volume. Assim: 
 
𝐕𝐨𝐥𝐮𝐦𝐞 𝐟𝐢𝐧𝐚𝐥 = 𝐕𝐨𝐥𝐮𝐦𝐞 𝐝𝐚 𝐬𝐨𝐥𝐮çã𝐨 𝐝𝐞 𝐍𝐚𝐂𝐥 + 𝐕𝐨𝐥𝐮𝐦𝐞 𝐝𝐚 𝐬𝐨𝐥𝐮çã𝐨 𝐝𝐞 𝐂𝐚𝐂𝐥𝟐 
 
Volume final = 1,0 L + 2,0 L = 3,0 L 
 
Então aplicando a equação (3), para o cálculo das concentrações de NaCl 
e CaCl no volume final, temos: 
 
C( / ) =
n
V
=
0,5 mols
3,0 L
= 0,17 mol/L 
 
C( / ) =
n
V
=
2 mols
3,0 L
= 0,67 mol/L 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
19 
 
 
 
Agora que temos a concentração de cada substância, vamos fazer a disso-
ciação de cada uma e determinar a concentração dos íons presentes: 
Primeiro do NaCl: 
 
NaCl( ) ↔ 𝟏Na( ) + 𝟏Cl( ) 
0,17 mol/L 𝟏 ∙ (0,17 mol/L) 𝟏 ∙ (0,17 mol/L) 
0,17 mol/L 0,17 mol/L 0,17 mol/L 
 
Assim os íons provenientes do NaCl temos (lembrando que o colchete já in-
dica concentração mol/L assim não necessita da unidade): 
 
[Na ] = 0,17 
[Cl ] = 0,17 
 
Agora do CaCl : 
 
CaCl ( ) ↔ 𝟏Ca( ) + 𝟐Cl( ) 
0,67 mol/L 𝟏 ∙ (0,67 mol/L) 𝟐 ∙ (0,67 mol/L) 
0,67 mol/L 0,67 mol/L 1,34 mol/L 
 
Assim os íons provenientes do CaCl temos: 
 
[Ca ] = 0,67 
[Cl ] = 1,34 
 
Agora que determinando os íons provenientes de cada substância na solu-
ção final formada pela mistura, vamos ver quais íons são diferentes e quais são 
iguais. Os íons diferentes expressamos sua concentração como achamos já que 
são diferentes e assim só veio de uma substância ao ser misturado as soluções. Já 
os íons iguais as duas substâncias liberaram o mesmo íon na solução final, assim de-
vem ser somados já que na solução estão livre e são iguais. No caso que estamos 
resolvendo o Na só tem no NaCl e o Ca só tem no CaCl , assim expressamos como 
achamos. Já o Cl (cloreto) é liberado pelas duas substâncias, assim vamos somar 
as duas concentrações determinadas na solução final de Cl . 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
20 
 
 
 
Concentração dos íons presentes na solução final após a mistura: 
 
[Na ] = 0,17 
 
[Ca ] = 0,67 
 
[Cl ] = 0,17 + 1,34 = 1,51 
 
Assim expressamos da seguinte forma: 
 
[Na ] = 0,17 
[Ca ] = 0,67 
[Cl ] = 1,51 
 
 
1.7 MISTURAS DE SOLUÇÕES DE SOLUTOS DIFERENTES QUE REAGE ENTRE-SI 
Existe também a possibilidade de misturarmos duas soluções de solutos dife-
rentes e ocorre reação entre os solutos. Vamos então entender como funciona e 
como fazermos para determinarmos a concentração dos íons presentes na solu-
ção final. 
Vamos exemplificar a mistura de 1,0 L de uma solução 2,0 mol/L de NaOH 
com 1,0 L de uma solução 1,0 mol/L de HCl. Assim como no caso anterior vamos 
primeiro calcular o número de mols presentes em cada solução de cada substân-
cia aplicando a equação (8): 
Sendo: 𝐧 = 𝐂 𝐱 𝐕 
 
Temos primeiro no caso do NaOH: 
 
C = 2,0 mol/L 
V = 1,0L 
n = 2,0 mol ∙ L ∙ 1,0 L 
 
n = 2,0 mols 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
21 
 
 
 
Temos no segundo caso do HCl: 
 
 
C = 1,0 mol/L 
V = 1,0 L 
 
n = 1,0 mol ∙ L ∙ 1,0 L 
 
n = 1,0 mol 
 
Agora que temos a quantidade de matéria presente de cada soluto, preci-
samos esquematizar a reação que ocorre entre os dois solutos misturados e assim 
iremos produzir um quadro estequiométrico: 
 
Quadro 1: Quadro estequiométrico 
Reação 1NaOH + 1HCl ↔ 1NaCl + 1H2O 
Relação estequi-
ométrica da rea-
ção 
1 1 1 1 
Quantidades ini-
ciais 
2 1 0 0 
Quantidade que 
reagiu 
1 1 1 1 
Quantidade de 
ficou na solução 
2 do início 
-1 que reagiu = 1 
1 do início -1 
que reagiu = 0 
 
0 do início + 
1 que produ-
ziu =1 
0 do início + 1 
que produziu 
= 1 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2020) 
 
Obs: Nesse caso o produto água não levamos para nossos cálculos finais, já 
que o solvente da solução é água e assim esse produto irá se misturar ao solvente. 
Em casos que se formam outros produtos é necessário que ele seja levado aos cál-
culos finais. 
Agora sabemos de acordo com nosso quadro que temos presentes na solu-
ção final após a mistura, e a reação que ocorreu com os solutos, 1 mol de NaOH, 
não temos mais HCl sendo que ficou zerado e produziu 1 mol de NaCl sendo que 
não levamos em conta a água como explicamos acima. Vamos então agora reali-
zar os cálculos da concentrações das substâncias presentes na solução final que é 
somente o NaOH e o NaCl. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
22 
 
 
 
O volume que usaremos para calcular as concentrações é a soma dos vo-
lumes das duas soluções misturadas tendo em vista que agora formaram uma úni-
ca soluçõa. 
 
𝐕 𝐝𝐚 𝐬𝐨𝐥𝐮çã𝐨 𝐟𝐨𝐫𝐦𝐚𝐝𝐚 = 𝐕 𝐝𝐚 𝐬𝐨𝐥𝐮çã𝐨 𝐝𝐞 𝐍𝐚𝐎𝐇 + 𝐕𝐨𝐥𝐮𝐦𝐞 𝐝𝐚 𝐬𝐨𝐥𝐮çã𝐨 𝐝𝐞 𝐇𝐂𝐥 
 
V da solução formada = 1,0L + 1,0L 
V da solução formada = 2,0L 
 
Aplicando-se a equação (3) para calcular as concentrações de NaOH e 
NaCl, obtemos então : 
 
C( / ) =
n
V
= 
1,0 mol
2,0 L
= 0,5 mol/L 
 
C( / ) =
n
V
= 
1,0 mol
2,0 L
= 0,5 mol/L 
 
Agora que temos a concentração de cada substância, vamos fazer a disso-
ciação de cada uma e determinar a concentração dos íons presentes: 
Primeiro do NaOH: 
 
NaOH( ) ↔ 𝟏Na( ) + 𝟏OH( ) 
0,50 mol/L 𝟏 ∙ (0,50 mol/L) 𝟏 ∙ (0,50 mol/L) 
0,50 mol/L 0,50 mol/L 0,50 mol/L 
 
Assim os íons provenientes do NaOH temos: 
 
[Na ] = 0,5 
[OH ] = 0,5 
 
Agora do NaCl: 
 
NaCl( ) ↔ 𝟏Na( ) + 𝟏Cl( ) 
0,50 mol/L 𝟏 ∙ (0,50 mol/L) 𝟏 ∙ (0,50 mol/L) 
0,50 mol/L 0,50 mol/L 0,50 mol/L 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
23 
 
 
 
Assim os íons provenientes do NaCl temos: 
 
[Na ] = 0,5 
[Cl ] = 0,5 
 
Agora que determinando os íons provenientes de cada substância na solu-
ção formada pela mistura com reação química, vamos ver quais íons são diferen-
tes e quais são iguais. Os íons diferentes expressamos sua concentração como 
achamos. Já os íons iguais devem ser somados já que na solução estão livre e são 
iguais. No caso que estamos resolvendo o OH só tem no NaOH, e o Cl só tem no 
NaCl, assim expressamos como achamos. Já o Na (cátion de sódio) é liberado tan-
to pelo NaOH quanto pelo NaCl, assim precisam serem somados. 
Concentração dos íons presentes na solução final após a mistura: 
 
[Na ] = 0,5 + 0,5 = 1,0 
[OH ] = 0,5 
[Cl ] = 0,5 
 
Assim expressamos da seguinte forma: 
 
[Na ] = 1,0 
[OH ] = 0,5 
[Cl ] = 0,5 
 
É comum perguntar quando a mistura com reação é entre um ácido e uma 
base como estamos exemplificando, qual o caráter final da solução final. No nosso 
caso como sobrou o íon OH e não sobrou H expressamos que o caráter da solu-
ção final é básico ou alcalino. 
 
 
 
 
Para entender melhor a estequiometria e assim conseguir dominar mais as misturas de 
soluções de substâncias que reagem entre-si, acesso o capitulo 7 do livro “Química Ge-
ral: Fundamentos” de Maia e Bianchi (2007). Disponível na biblioteca virtual Pearson em: 
https://bit.ly/3nQI379. Acesso em:08 set. 2020. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
24 
 
 
 
FIXANDO O CONTEÚDO 
1. Um analista necessita de 100 mL de uma solução aquosa de NaCl 0,9 % (m/v). 
Como não dispõe do sal puro, resolve misturar duas soluções de NaCl(aq): uma 
de concentração 1,5 % (m/v) e outra de 0,5 % (m/v). Podemos afirmar que o vo-
lume de cada solução que deverá ser utilizado para o preparo da solução dese-
jada são: 
 
a) VA= 40mL e VB = 60mL 
b) VA= 20mL e VB = 80mL 
c) VA= 60mL e VB = 60mL 
d) VA= 40mL e VB = 40mL 
e) VA= 80mL e VB = 60mL 
 
2. Quando se dissolve um comprimido efervescente contendo 1g de vitamina C 
em um copo de água, obtêm-se cerca de 200mL de uma solução aquosa na 
qual a concentração em mol L-1 de vitamina C é igual a: 
(Dado: massa molar da vitamina C = 1,8 × 102 g mol-1) 
 
a) 2,8 × 10-2. 
b) 5,0 × 10-2. 
c) 1,8 × 10-2. 
d) 2,0 × 10-1. 
 
3. 5,0 × 10-1.volume de solução aquosa de ácido sulfúrico 1,0 mol ∙ L necessário 
para neutralizar completamente 0,2 L de uma solução aquosa de hidróxido de 
potássio de concentração 1,0 mol ∙ L (ver reação a seguir) será: 
 
H SO ( ) + 2KOH( ) → K SO ( ) + H O( ) 
a) 0,2 L. 
b) 0,4 L. 
c) 100 mL. 
d) 200 dm3. 
e) nenhuma das alternativas anteriores. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
25 
 
 
 
 
4. 100 mL de uma solução aquosa 1,0 × 10-1 mol ∙ L de HCl são misturados com 150 
mL de solução aquosa 2,0 × 10-2 mol L-1 de Pb(NO3)2 que reagem segundo a rea-
ção a seguir. 
 
2HCl + Pb(NO ) ( ) → PbCl ( ) + 2HNO ( ) 
 
Assinale a alternativa que indica, com maior aproximação, a quantidade máxi-
ma de PbCl ( ) que pode ser obtida na reação. 
 
a) 0,06 g 
b) 0,41 g 
c) 0,83 g 
d) 1,6 g 
e) 2,6 g 
 
5. Considere a reação de 100 mL de uma solução aquosa 1,0 × 10-1 mol ∙ L de 
H SO4 com 200 mL de solução aquosa 2,0 × 10-2 mol ∙ L de Ca(OH) , segundo a 
equação: 
 
H SO4 ( ) + Ca(OH) ( ) → CaSO ( ) + H O( ) 
 
Assinale a alternativa que indica, com maior aproximação, a quantidade máxi-
ma de CaSO ( ), que pode ser obtida nessa reação. 
 
a) 0,002 mol 
b) 0,004 mol 
c) 0,006 mol 
d) 0,01 mol 
e) 0,08 mol 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
26 
 
 
 
6. Fenol (C H OH), conhecido como ácido fênico, é usado como desinfetante e na 
manufatura de plásticos. Para prepararmos um desinfetante, dissolvemos 0,94 g 
desse composto em água suficiente para completar 500 mL de solução. Assinale 
a concentração, mol/L, de fenol nessa solução desinfetante. 
 
a) 0,1 
b) 0,2 
c) 0,01 
d) 0,02 
e) 0,0002 
 
7. Na análise química de um suco de laranja, determinou-se uma concentração de 
ácido ascórbico (C H O ) igual a 264 mg/L. Nesse suco, a concentração de áci-
do ascórbico, em mol/L, é igual a: 
 
a) 3,0 × 10 -2 
b) 3,0 × 10 -3 
c) 1,5 × 10 -2 
d) 1,5 × 10 -3 
e) 1,9 × 10 -3 
 
8. A hiperágua apresenta, em sua composição, 42,0 mg/L de bicarbonato de sódio 
(NaHCO ). A concentração dessa água mineral com relação ao bicarbonato de 
sódio é, em mol ∙ L , igual a: 
 
a) 5,0 × 10-1 
b) 5,0 × 10-4 
c) 5,0 × 10-3 
d) 5,0 × 10-2 
e) 5,0 × 10-5 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
27 
 
 
 
PROPRIEDADES COLIGATIVAS DAS 
SOLUÇÕES 
 
 
 
2.1 INTRODUÇÃO 
Quando comparamos líquidos puros como solvente a exemplo a água e 
quando se encontra na forma de uma solução, podemos observar que existe uma 
variação nas propriedades do sistema já que o líquido possui sua composição alte-
rada devido a introdução de um soluto. Essas alterações de propriedades influen-
ciam de forma significativa no comportamento do líquido em muitas situações que 
usamos no nosso cotidiano ou que é usado nos processos industriais e aplicações 
tecnológicas. 
Assim o termo Propriedades coligativas das soluções representa as proprie-
dades físicas do solvente que ao adicionar um soluto ou mais soluto faz se um so-
matório alterando as propriedades iniciais e assim apresentando um novo compor-
tamento. Essa alteração das propriedades é ocasionada unicamente pelo número 
relativo de partículas que interagem no sistema de soluto e solvente que denomi-
namos de concentração das espécies como vimos na unidade I. Essa alteração 
não depende da natureza do soluto. 
Vamos agora ver algumas questionamentos interessantes que conseguimos 
responder com o estudo das propriedades coligativas das soluções. 
A água pode entrar em ebulição a 0°C, como se manter líquida a 140°C. 
Será que é possível secar um alimento retirando toda a sua água sem alterar 
suas propriedades degustativas? A exemplo temos o café solúvel. 
Qual o motivo de usarmos a panela de pressão para cozinharmos os alimen-
tos mais duros? 
Já observou que ao fazer o café quando a água entra em ebulição e adici-
ona o açúcar a água para de ferver? Qual será o motivo? 
O que é feito em um país cuja a temperatura chega abaixo de zero para 
que a água não congele nos radiadores dos carros evitando assim que o veículo 
se danifique? 
UNIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
28 
 
 
 
Nos países onde tem pouca disponibilidade hídrica é comum usar água do 
mar. Como isso é possível? 
Por que conservam a carne adicionando sal a ela. O que ocorre para ocor-
rer a conservação da carne? 
Assim aos estudarmos essa unidade será possível com o conhecimento ad-
quirido responde essas e outras indagações interessantes associados ao compor-
tamento dos líquidos puros e comparar a alteração quando se transforma o líquido 
em uma solução. 
 
2.2 PRESSÃO MÁXIMA DE VAPOR 
Para compreendermos a pressão máxima de vapor, vamos primeiro explicar 
o equilíbrio líquido-vapor dentro de um recipiente fechado. Observe na Figura 4 
para que possamos discutir os fenômenos que ocorrem. 
 
Figura 4: Evaporação da água em um recipiente aberto e em um sistema fechado 
 
Fonte: Adaptado de Nave (2016) 
 
Na Figura 4, temos um primeiro recipiente aberto, assim temos o aumento da 
energia cinética das partículas do solvente líquido que nesse caso é a água e à 
medida que as partículas adquirem energia cinética suficiente rompem a intera-
ção intermolecular e passam para o estado gasoso, evaporando. Como o recipi-
ente no primeiro caso está aberto as partículas vão para atmosfera (vizinhança), 
assim ocorre, caso o sistema continue nessa condição, a evaporação de todo o 
líquido. Ou seja, quando o recipiente se encontra aberto não entra em equilíbrio 
líquido-vapor. Agora no segundo recipiente fechado, ocorre o mesmo processo de 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
29 
 
 
 
evaporação explicado para o primeiro caso, mas a diferença é que o recipiente 
está fechado. Assim como não tem como as partículas irem para atmosfera já que 
o sistema se encontra fechado, as moléculas vão passando para o estado gasoso 
e as que se encontram no estado gasoso estão movimentando na atmosfera inter-
na do recipiente, colidindo na superfície do líquido e voltando ao estado líquido. 
Inicialmente a atmosfera possui pouco ou nenhuma molécula, assim a velocidade 
de evaporação no qual as partículas passam para o estado gasoso é maior do 
que as que voltam para o estado líquido. Com o tempo começa a saturar a at-
mosfera interna e então começa a igualar a velocidade das moléculas que pas-
sam para o estado gasoso e das moléculas que colidem na superfície do líquido e 
retornam ao estado líquido. Quando essas velocidades se igualam não aumenta 
mais a quantidade de moléculas no estado gasoso (ocorre uma saturação) e nem 
reduz as moléculas do estado líquido, já que o mesmo número de moléculas que 
passam para o estado gasoso é numericamente igual as que retornam ao estado 
líquido. Nesse estágio denominado de equilíbrio líquido-vapor. Isso para um sistema 
fechado. 
 
𝐕𝐞𝐥𝐨𝐝𝐜𝐢𝐝𝐚𝐝𝐞 𝐝𝐞 𝐞𝐯𝐚𝐩𝐨𝐫𝐚çã𝐨 = 𝐕𝐞𝐥𝐨𝐜𝐢𝐝𝐚𝐝𝐞 𝐝𝐞 𝐜𝐨𝐧𝐝𝐞𝐧𝐬𝐚çã𝐨 
 
Agora para entendermos a pressão máxima de vapor, vamos analisar as in-
formações que passamos no equilíbrio líquido-vapor. Pressão máxima pode ser ob-
servado em um grande número de solventes,mas para ela existir é necessário que 
esteja em um recipiente fechado. Uma molécula gasosa em um recipiente fecha-
do está em movimento, sendo que possui energia cinética. Já que está em movi-
mento colide com as paredes do recipiente exercendo uma força. A Pressão é 
calculada pela equação (12): 
 
 
P =
F⃗
A
=
Força
Área
 (12) 
 
Como a colisão exerce uma força sobre a área da material, podemos dizer 
que as moléculas do solvente exercem uma pressão de vapor. Observe a Figura 6 
para que possamos continuar nossa análise. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
30 
 
 
 
Figura 5: Evolução das fases até atingir a pressão máxima de vapor 
 
Fonte: Adaptado de Feltre (2004a) 
 
Observe na Figura 6 onde o frasco (I) é a etapa inicial onde o líquido puro 
acabou de ser adicionado e o sistema fechado, também podemos observar que 
existe acoplado ao sistema um manômetro para medir a variação da pressão da 
atmosfera interna do sistema. No frasco (I) existem poucas moléculas e assim a 
pressão exercida pelas moléculas ao colidir com as paredes é pequena indicada 
pelo ponteiro do manômetro. A medida que se passa o tempo no frasco (II) obser-
vamos um número bem maior de moléculas no estado gasoso, assim o ponteiro do 
manômetro indica uma pressão maior, mas ainda não atingiu o equilíbrio liquido-
vapor, ou seja, a velocidade de evaporação ainda é maior que a velocidade de 
condensação. A medida que se passa o tempo podemos observar no frasco (III), 
que atinge o equilíbrio líquido-vapor, ou seja, nesse momento a velocidade de 
evaporação é igual a velocidade de condensação e assim o valor da pressão in-
diciada no manômetro é a pressão máxima na temperatura do experimento que o 
líquido atinge no recipiente fechado. A essa pressão denominamos pressão máxi-
ma de vapor. É importante destacarmos que a pressão máxima é medida em uma 
temperatura já que o aumento da temperatura aumenta a pressão máxima de 
vapor do líquido como podemos observar na Figura 6, já que a temperatura au-
menta energia cinética das partículas e assim aumenta a velocidade de evapora-
ção aumentando a saturação das moléculas na atmosfera gasosa. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
31 
 
 
 
Figura 6: Variação da pressão máxima de vapor com o aumento da temperatura 
 
Fonte: Elaborado pelo Autor 
 
 
A natureza do líquido (solvente) também influencia o valor da pressão má-
xima de vapor. Líquidos voláteis como evaporam com maior facilidade devido as 
interações intermoleculares mais fracas também exercem maior pressão máxima 
de vapor. Vejamos na Figura 7 a comparação entre líquidos com diferentes volati-
lidades. 
 
Figura 7: Comparação entre líquidos com diferentes volatilidades 
 
Fonte: Fogaça (2015b, online) 
 
Um solvente pode sofrer redução da pressão máxima de vapor. Quando se 
adiciona um soluto não volátil molecular. A esse abaixamento da pressão máxima 
de vapor é denominado de Tonoscopia. Devido ao abaixamento da pressão má-
xima de vapor pela adição do soluto denominamos de efeito tonoscópico. Veja-
 
 
 
 
 
 
 
 
 
32 
 
 
 
mos na Figura 8 o diagrama que representa o abaixamento da Pressão Máxima de 
Vapor (PMV) pela adição de um soluto não volátil. 
 
Figura 8: Diagrama que representa o abaixamento da Pressão Máxima de Vapor (PMV) 
pela adição de um soluto não volátil 
 
Fonte: Toda Matéria (2020, online) 
 
De acordo com o diagrama acima da Figura 8 podemos concluir que: 
 
P = Pressão Máxima de Vapor do solvente puro 
P = Pressão Máxima de Vapor do solvente na solução 
∆P = P – P = Abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor 
 
Considerando que estamos falando da Tonoscopia ou efeito tonoscópico, o 
abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor ∆P, é proporcional a concen-
tração das partículas de soluto no solvente. Ou seja, se a concentração das partí-
culas triplica assim o podemos também afirmar que o efeito tonoscópico também 
vai triplicar. Então concluímos que quanto maior for a concentração de partículas 
na solução menor será a pressão máxima de vapor devido a interação soluto-
solvente que ocorre na solução. 
A lei de Babo afirma que o abaixamento relativo da pressão máxima de va-
por não depende da temperatura. Assim o abaixamento relativo é definido pela 
equação (13): 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
33 
 
 
 
 
Abaixamento relativo da PMV = 
∆P
P
 (13) 
 
O cientista francês François Marie Raout propôs uma lei após realizar uma sé-
rie de medidas experimentais. Raoult afirmou que quando temos soluções molecu-
lares diluídas sendo o soluto um soluto não volátil. 
 
 
 
Vamos exemplificar que temos uma solução de glicose em água. Que a 
composição da solução é 5 mols de soluto (glicose) e 95 mols de água. Assim a 
fração molar é: 
 
𝑥 =
5
5 + 95
=
5
100
= 0,05 
𝑥á =
95
5 + 95
=
95
100
= 0,95 
 
Sabendo que a 30°C, a pressão máxima de vapor da água pura é 4,2KPa. 
Vamos calcular a pressão máxima de vapor da solução acima de glicose e água 
empregando a lei de Raoult (15): 
 
P çã = 𝑥 ∙ P á . 
P çã = 0,95 ∙ 4,2 Kpa = 4,0 Kpa 
 
 
 
A pressão máxima de vapor de uma solução (lembrando que estamos falando da pres-
são do solvente que está formando a solução) de um soluto molecular e não volátil é 
proporcional à fração molar do solvente e à pressão máxima de vapor do solvente 
quando se encontra puro. 
Sendo: 
 
 (14) 
 
 (15) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
34 
 
 
 
2.3 AUMENTO DA TEMPERATURA DE EBULIÇÃO 
Um líquido possui uma temperatura de ebulição específica quando se en-
contra em determinada pressão. Assim quando estamos trabalhando em um am-
biente com uma pressão específica podemos determinar a temperatura de ebuli-
ção de um determinado líquido, já outro líquido de natureza diferente irá apresen-
tar temperatura de ebulição diferente. A temperatura de ebulição é resultado de 
um somatório de variáveis, tal como força da interação do solvente, peso das mo-
léculas e como dissemos a pressão exercida sobre o líquido. 
É comum fazermos experimentos à temperatura ambiente, assim, a pressão 
é 1atm ou 760 mmHg. Nessa pressão é conhecida a temperatura de ebulição de 
vários líquidos, inclusive da água que é usada comumente como solvente. A tem-
peratura de ebulição da água é 100°C a pressão ambiente. No entanto existe for-
ma de alterar essa temperatura. O mecanismo que faz a temperatura de ebulição 
aumentar é com a adição de um soluto não volátil de um não eletrólitos. O estudo 
do aumento da temperatura de ebulição é denominado ebulioscopia. Observe a 
Figura 9. 
 
Figura 9: Efeito Ebulioscópico 
 
Fonte: Fogaça (2015a, online) 
 
Na Figura 9 a água pura à pressão ambiente possui temperatura de ebuli-
ção como dissemos de 100°C. Quando produzimos uma solução a temperatura 
de ebulição da solução é maior que 100°C. Esse aumento da temperatura de ebu-
lição é denominado efeito ebulioscópico. O efeito ebulioscópico é proporcional a 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
35 
 
 
 
concentração de soluto na solução, assim podemos concluir que iguais quantida-
des de matéria (mols) de diferentes solutos não eletróltitos e não voláteis, quando 
são dissolvidos em uma mesma massa de solvente (iguais volumes), provocam 
iguais aumento na temperatura de ebulição do solvente. 
 
2.4 ABAIXAMENTO DA TEMPERATURA DE SOLIDIFICAÇÃO 
Também é possível alterar a temperatura de congelamento dos líquidos. O 
mecanismo de abaixamento da temperatura de congelamento é pela adição de 
um soluto não eletrólito e não volátil. O Estudo do abaixamento da temperatura de 
solidificação do líquido por esse mecanismo denominamos crioscopia. O que cau-
sa esse abaixamento que é a concentração adicionada de soluto não volátil e 
não eletrólito denominamos de efeito crioscópico. Vejamos a Figura 10. 
 
Figura 10: Efeito crioscópico 
 
Fonte: César (2011, online) 
 
Observe na Figura 10 que a água pura solidifica a 0°C. Quando é adiciona-
do glicose ea concentração é 1 mol/L, a temperatura de solidificação abaixa pa-
ra -1,86°C e quando amenta a concentração de glicose para 2 mol/L a tempera-
tura de solidificação abaixa para -3,72°C. Quanto maior a concentração do soluto 
não eletrólito e não volátil na solução, mais pronunciado é o efeito crioscópico. 
Assim podemos concluir que iguais quantidades de matéria (mols) de solutos 
diferentes não eletrólitos e não voláteis, quando dissolvidos em uma mesma massa 
(mesmo volume) de solvente, provocam igual abaixamento na temperatura de 
solidificação do líquido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
36 
 
 
 
 
 
2.5 GRÁFICOS DE EBULIÇÃO E CONGELAMENTO 
Observe o diagrama da Figura 11 que denominamos de diagrama de fases. 
 
Figura 11: Diagrama de fases 
 
Fonte: Adaptado de Feltre (2004a) 
 
É muito comum empregar diagramas de temperatura 𝑥 pressão no qual avali-
amos a solidificação, fusão e ebulição de uma substância. Como analisamos esse 
diagrama? Observe as linhas, elas dividem regiões que expressam o estado da ma-
téria a uma determinada temperatura e pressão. Se pegarmos um ponto do di-
grama da Figura 11 cuja a temperatura e pressão da substância analisada se en-
contre na região que a linha divide e está escrito sólido, a substância se encontrará 
no estado sólido. Caso peguemos um ponto em cima da linha dividindo duas regi-
ões por exemplo entre sólido e gasoso a substância se encontrará nesses dois esta-
dos. Já o ponto triplo se divide com as regiões dos estados sólido, líquido e gasoso, 
no entanto a substância se encontrará nos três estados físicos. Assim podemos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
37 
 
 
 
concluir que variando temperatura e pressão é possível existir um ponto em que a 
substância se encontra nos três estados físicos da matéria ao mesmo tempo. 
 
2.6 OSMOSE 
Observe atentamente a Figura 12. 
 
Figura 12: Processo osmótico 
 
Fonte: Feltre (2004a, p. 78) 
 
Observe na Figura 12 o antes. Podemos notar que o solvente (lado direito da 
Figura 12) migra aos poucos para o lado esquerdo, onde não há concentração de 
soluto (ou há pouca concentração), sendo este lado denominado de hipotônico, 
já o lado direito tem maior concentração assim o denominamos de hipertônico. A 
medida que se passa o tempo na parte que indica depois, observamos que o sol-
vente do lado esquerdo reduziu e assim concentrando a solução, já o lado direito 
aumentou solvente diluindo a solução. O que ocorreu foi a passagem de solvente 
pela membrana semipermeável que divide os dois lados do sentindo da esquerda 
solução menor concentrada, para a direita solução mais concentrada. Como 
concentrou do lado esquerdo onde era menos concentrada e diluiu do lado direi-
 
 
 
 
 
 
 
 
 
38 
 
 
 
to onde era mais concentrado, podemos dizer que o fluxo de solvente nesse caso 
água é no sentido de igualar as concentrações. 
 
 
 
A pressão osmótica é o valor exato da força aplicada em uma área para 
impedir a osmose. Vejamos a Figura 13 para compreendermos melhor. 
 
Figura 13: Pressão osmótica 
 
Fonte: Techfilter (2020, online) 
 
Observe que a solução diluída está na esquerda, então o fluxo espontâneo 
para igualar as concentrações seria do lado esquerdo para o direito. No entanto 
na Figura 13 onde está escrito pressão osmótica é exercida uma pressão exata-
mente igual a pressão que líquido faz para passar e essa pressão que é a denomi-
nada pressão osmótica. Pressão osmótica pode ser calculada com a equação (): 
 π = Μ ∙ R ∙ T (16) 
 
Sendo: 
π = a pressão osmótica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
39 
 
 
 
Μ = a concentração molar (mol/L) 
R = a constante dos gases ideais (8,314462 L · kPa · K−1 · mol−1 ou m3 · Pa · K−1 · mol−1) 
T = a temperatura do sistema em Kelvin. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Acesso o livro de Christoff (2015) “Química Geral”, pág. 245 para entender melhor a fra-
ção molar que interfere nas propriedades coligativas. Disponível em: 
https://bit.ly/3lLSSWn. Acesso em: 16 set. 2020
 
 
 
 
 
 
 
 
 
40 
 
 
 
FIXANDO O CONTEÚDO 
1. Em uma amostra de água do mar dissolve-se um pouco de sacarose. Em relação 
à conseqüência deste acréscimo de sacarose, são feitas as seguintes afirmações: 
 
I. A pressão de vapor da água diminui. 
II. A pressão osmótica da solução aumenta. 
III. A condutividade elétrica da solução permanece praticamente a mesma. 
IV. A temperatura precisará descer mais para que possa começar a solidifi-
cação. 
V. O grau de dissociação dos sais presentes na água do mar permanecerá 
praticamente o mesmo. 
 
Das afirmações, estão CORRETAS: 
 
a) Apenas I, II e III. 
b) Apenas II, III e IV. 
c) Apenas III, IV e V. 
d) Apenas II, III, IV e V. 
e) Todas. 
 
2. Em um mesmo local, a pressão de vapor de todas as substâncias puras líquidas: 
 
a) tem o mesmo valor à mesma temperatura. 
b) tem o mesmo valor nos respectivos pontos de ebulição. 
c) tem o mesmo valor nos respectivos pontos de congelação. 
d) aumenta com o aumento do volume do líquido presente, à temperatura cons-
tante. 
e) diminui com o aumento do volume de líquido presente, à temperatura constan-
te. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
41 
 
 
 
3. A uma dada temperatura, possui a MENOR pressão de vapor a solução aquosa: 
 
a) 0,1 mol/L de sacarose. 
b) 0,2 mol/L de sacarose. 
c) 0,1 mol/L de ácido clorídrico. 
d) 0,2 mol/L de ácido clorídrico. 
e) 0,1 mol/L de hidróxido de sódio. 
 
4. Tem-se duas soluções aquosas, ambas de concentração igual a 0,1M, uma de 
cloreto de sódio e outra de cloreto de magnésio. Com respeito a essas soluções, 
indicar entre as alternativas a seguir, a que contém a afirmação correta. 
 
a) A solução de cloreto de magnésio é melhor condutora de eletricidade. 
b) Ambas as soluções têm a mesma normalidade. 
c) A solução de cloreto de sódio congela a uma temperatura inferior à da solução 
de cloreto de magnésio. 
d) Ambas as soluções apresentam a mesma pressão osmótica. 
e) Os pontos de ebulição das duas soluções são iguais ao da água pura. 
 
5. Comparando-se as estruturas moleculares do etanol e do etilenoglicol (etanodiol) 
podemos concluir que: 
 
a) ambos são solúveis em água. 
b) o etanol é mais viscoso que o etilenoglicol. 
c) a pressão de vapor do etilenoglicol é maior que a do etanol. 
d) o ponto de ebulição do etanol é maior que o etilenoglicol. 
e) o etanol pode ser queimado enquanto o etilenoglicol não. 
 
6. Aquecendo água destilada, numa panela aberta e num local onde a pressão 
ambiente é 0,92 atm, a temperatura de ebulição da água: 
 
a) será inferior a 100 °C 
b) depende da rapidez do aquecimento 
c) será igual a 100 °C 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
42 
 
 
 
d) é alcançada quando a pressão máxima de vapor saturante for 1atm. 
e) será superior a 100 °C 
 
7. A aparelhagem esquematizada na Figura (1) é mantida a 25 °C. Inicialmente, o 
lado direito contém uma solução aquosa um molar em cloreto de cálcio, en-
quanto que o lado esquerdo contém uma solução aquosa um décimo molar do 
mesmo sal. Observe que a parte superior do lado direito é fechada depois da in-
trodução da solução e é provida de um manômetro. No início de uma experiên-
cia as alturas dos níveis dos líquidos nos dois ramos são iguais, conforme indicados 
na Figura, e a pressão inicial no lado direito é igual a uma atmosfera. 
Mantendo a temperatura constante, à medida que passa o tempo, a pressão do 
ar confinado no lado direito irá se comportar de acordo com qual das curvas re-
presentadas na Figura (2)? 
 
 
 
 
 
 
a) A. 
b) B. 
c) C. 
d) D. 
e) E. 
 
8. Foi observado que o cozimento de meio quilo de batatas em 1 litro de água é 
mais rápido se adicionarmos 200 gramas de sal à água de cozimento. Considere 
as seguintes possíveis explicações para o fato: 
 
1- a adição de sal provoca um aumento da temperatura de ebulição da água; 
2- a adição de sal provoca um aumentoda pressão de vapor da água; 
3- o sal adicionado não altera a temperatura de ebulição da água, mas reage com 
o amido das batatas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
43 
 
 
 
Está(ão) correta(s) a(s) explicação(ões): 
 
a) 1 apenas 
b) 2 apenas 
c) 3 apenas 
d) 1 e 2 apenas 
e) 1, 2 e 3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
44 
 
 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
 
 
3.1 INTRODUÇÃO 
A cinética química é a área da química que estuda a velocidade das rea-
ções químicas. Na natureza temos uma grande diversidade de reações químicas 
diferentes, e devido a fatores algumas ocorrem de forma rápida tais como explo-
sões, combustões e outras e outras ocorrem de forma lenta tais como oxidação de 
alguns metais, formação do petróleo e outras. 
O desafio da cinética química é exatamente esse. Medir as diferentes velo-
cidades de reações químicas e explicar o mecanismo de sua ocorrência justifican-
do sua velocidade. Também propor forma de aumentar a velocidade dessa rea-
ção caso seja interessante seu uso tecnológico ou retardar a velocidade dessa re-
ação caso seja interessante que ela não ocorra de forma rápida. 
Assim vamos estudar nessa unidade a velocidade média das reações quími-
cas, os fatores que influenciam na velocidade de uma reação química, a lei ciné-
tica de uma reação química e o mecanismo de reação. 
 
3.2 VELOCIDADE MÉDIA 
A velocidade de uma reação química é uma grandeza que indica o con-
sumo de reagente ou formação de produto com o passar do tempo. Assim pode-
mos definir que a velocidade média dessa reação é a média simples de um inter-
valo de tempo da velocidade dessa reação. Temos então a equação (17): 
 
 
V é . =
|∆[C]|
∆t
 (17) 
 
Sendo: 
V é . = velocidade média (mol/L ∙ h) 
∆[C] = a variação da concentração (ou seja, ∆[C] = [C] − [C] ) 
∆t = a variação do tempo (ou seja, ∆t = t − t ) 
UNIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
45 
 
 
 
Consideremos agora a reação de decomposição da amônia: 
 
2NH ( ) ↔ N ( ) + 3H ( ) 
 
Observe a Tabela 1e o gráfico da Figura 14: 
 
Tabela 1: Dados de uma reação química 
[Cmol/L] de NH3 10 5,0 2,5 1,25 
Tempo (h) 0 1,0 2,0 3,0 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2020) 
 
Figura 14: Gráfico de velocidade so surgimento dos produtos e desaparecimento dos rea-
gentes 
 
Fonte: Adaptado de Feltre (2004a) 
 
A medida que os reagentes são consumidos, este desaparecem (em azul no 
gráfico da Figura 14) enqaunto os produtos aumentam de concentração (linha 
roxa do gráfico da Figura 14). Vamos a partir da tabela 1 calcular as velocidades 
médias dos intervalos de tempo. Para isso usaremos intervalos de tempo de 1 hora 
e aplicaremos a equação (17). Temos então: 
Entre 0 e 1 hora: 
V é . =
|∆[C]|
∆t
= = 
|5,0 − 10,0|
1,0 − 0
= 5,0 mol ∙ L . h 
Entre 1 e 2 horas: 
V é . =
|∆[C]|
∆t
= = 
|2,5 − 5,0|
2,0 − 1,0
= 2,5 mol ∙ L . h 
Entre 2 e 3 horas: 
V é . =
|∆[C]|
∆t
= = 
|1,25 − 2,25|
3,0 − 2,0
= 1,25 mol ∙ L . h 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
46 
 
 
 
A curva decrescente observada na Figura 15 indica que a amônia é consu-
mida a medida que o tempo da reação avança. Observe: 
 
Figura 15: Gráfico de uma reação química 
 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2020) 
 
3.3 FATORES QUE INFLUENCIAM A VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
O efeito da concentração: Para que possamos fazer nossas observações 
vamos lembrar dos cálculos que fizemos incialmente empregando a tabela 1. Na 
reação de decomposição da amônia ela é reagente e a concentração inicial é 
de 10 mol/L no intervalo de 0 a 1h sendo maior que as demais e a velocidade mé-
dia é de 5 mol/L ∙ h , no intervalo entre 1 e 2h a concentração a concentração 
parte de 5 mol/L e a velocidade média é de 2,5 mol/L ∙ h e no intervalo entre 2 e 
3h a concentração parte de 2,25 mol/L e a velocidade média é 1,25 mol/L ∙ h . 
Podemos ver que a medida que passa o tempo a concentração reduz, mas tam-
bém a velocidade vai reduzindo, observe que a velocidade começa em 5 mol/L ∙
h e termina em 5 mol/L ∙ h . Assim podemos ver que a velocidade de uma rea-
ção química possui uma dependência da concentração dos reagentes. 
Para que a reação ocorra é necessário que ocorra colisões entre as molécu-
las. As colisões entre as moléculas são em termos quantidades muito grandes e es-
tão relacionadas com a energia cinética das moléculas, para entender é só rela-
cionar movimento com colisão, quanto mais movimento maior o número de coli-
0
2
4
6
8
10
12
0 0,5 1 1,5 2 2,5 3 3,5
[ C
m
o
l/
L
] d
e
 N
H
3
tempo (h)
 
 
 
 
 
 
 
 
 
47 
 
 
 
sões. Embora o número de colisões sejam grandes, nem toda colisão leva a rea-
ção. A colisão que leva a reação é denominada colisão efetiva ou colisão eficar. 
A colisão efetiva é a colisão que leva a formação de produto. A colisão efetiva 
leva a formação do complexo ativado que é uma situação intermediária. Caso 
ocorra a colisão em orientação geométrica desfavorável, a formação do comple-
xo ativado não ocorrera. Também no momento da colisão ocorre quebra de liga-
ções químicas, para que isso ocorra é necessário que essa colisão tenha energia 
suficiente para quebrar as ligações químicas, caso não tenha não forma o com-
plexo ativado. 
 
 
 
Considere o exemplo da formação do hidreto de hidrogênio mostrado no 
“Fique Atento!” anterior. Observe o gráfico da Figura 17, que ilustra a formação do 
complexo ativado desta reação. 
 
Figura 16: Teoria das colisões 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
48 
 
 
 
 
Figura 17: Formação do complexo ativado da reação de formação do hidreto de hidrogê-
nio (𝐇𝐈) 
 
Fonte: Feltre (2004a, p. 150) 
 
Observe na Figura 17 que existe a E que quer dizer a energia de ativação. 
A energia de ativação é a energia mínima que leva o complexo ativado. Em ou-
tras palavras, podemos dizer que é a energia mínima que duas moléculas devem 
ter para reagirem entre si ao se chocarem, para que de fato a colisão seja efetiva. 
Podemos dizer que é “gatilho da reação química”. 
Agora após as informações podemos correlacionar a concentração com a 
velocidade das reações químicas. Sabemos que o aumento da concentração dos 
reagentes no meio reacional irá aumentar o número de colisões já que densidade 
de moléculas será maior, assim maior número de colisões, mais colisões efetivas 
ocorrem levando a formação do complexo ativado e assim maior é a velocidade 
das reações químicas. A medida que o tempo passa a concentração dos reagen-
tes vai sendo consumida e assim reduzindo, com isso a velocidade das reações 
químicas também reduz. 
Considere que a substância A ira reagir com a substância B dando origem a 
um produto C qualquer. Agora vamos abrir um parêntese e vamos falar da Lei Ci-
nética de uma reação química. Quando se temos uma reação do tipo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
49 
 
 
 
αA + βB → C 
 
Podemos escrever a Lei de Velocidade desta reação, por meio da seguinte 
equação, que é denominado Lei Cinética da reação química (18) 
 
 V = k ∙ [A] ∙ [B] (18) 
 
Sendo: 
V = a velocidade da reação química. 
K = a constante de velocidade que é dependente da característica da reação 
química e da temperatura. 
[A] e [B] = concentrações molares dos reagentes A e B. 
α e β = expoentes que são determinados experimentalmente. 
 
Vamos a partir de uma reação química (19) e de uma Tabela 2 de dados 
experimentais na 17 determinar a lei cinética de uma reação química 
 
 aNO ( ) + bO ( ) → NO ( ) + O ( ) (19) 
 
Tabela 2: Dados de uma reação química a 25°C 
[𝐍𝐎𝟐]𝐢𝐧𝐢𝐜𝐢𝐚𝐥(𝐦𝐨𝐥
𝐋
)
 [𝐎𝟑]𝐢𝐧𝐢𝐜𝐢𝐚𝐥(𝐦𝐨𝐥
𝐋
)
 𝐕 (𝐦𝐨𝐥 ∙ 𝐋 𝟏 ∙ 𝐬) 
5,0 ∙ 10 1,0 ∙ 10 2,2 ∙ 10 
5,0 ∙ 10 2,0 ∙ 10 4,4 ∙ 10 
2,5 ∙ 10 2,0 ∙ 10 2,2 ∙ 10 
Fonte: Nogueira (2015, online) 
 
Para montar a lei cinética vamos fazer a análise da Tabela 2 e com isso 
achar a reação que um reagente varia sua concentração e o outro permanece 
constante,assim saberemos a influencia na velocidade apenas do reagente que 
alterou a concentração. Observe a análise da Tabela 3. 
 
Tabela 3: Relações entre reagentes 
[𝐍𝐎𝟐]𝐢𝐧𝐢𝐜𝐢𝐚𝐥(𝐦𝐨𝐥
𝐋
)
 [𝐎𝟑]𝐢𝐧𝐢𝐜𝐢𝐚𝐥(𝐦𝐨𝐥
𝐋
)
 𝐕 (𝐦𝐨𝐥 ∙ 𝐋 𝟏 ∙ 𝐬) 
5,0 ∙ 10 1,0 ∙ 10 2,2 ∙ 10 
5,0 ∙ 10 2,0 ∙ 10 4,4 ∙ 10 
2,5 ∙ 10 2,0 ∙ 10 2,2 ∙ 10 
Fonte: Nogueira (2015, onine) 
 
Experimentos 
2 e 3 
Experimentos 
1 e 2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
50 
 
 
 
A parte marcada de verde o reagente NO está constante e O é o que varia, 
já a parte marcada de azul o O está constante, mas o NO varia. Agora que de-
terminamos essas relações vamos ver a influência de cada reagente na velocidade 
para montar a lei cinética na Tabela 4. 
 
Tabela 4: Influência da concentração dos reagentes na velocidade a reação 
[𝐍𝐎𝟐]𝐢𝐧𝐢𝐜𝐢𝐚𝐥(𝐦𝐨𝐥
𝐋
)
 [𝐎𝟑]𝐢𝐧𝐢𝐜𝐢𝐚𝐥(𝐦𝐨𝐥
𝐋
)
 𝐕 (𝐦𝐨𝐥 ∙ 𝐋 𝟏 ∙ 𝐬) 
5,0 ∙ 10 1,0 ∙ 10 2,2 ∙ 10 
5,0 ∙ 10 2,0 ∙ 10 4,4 ∙ 10 
2,5 ∙ 10 2,0 ∙ 10 2,2 ∙ 10 
Fonte: Nogueira (2015, onine) 
 
Agora que determinados as influencias o quanto cada regente altera nume-
ricamente a velocidade vamos então determinar as ordens de cada reagente na 
reação. 
Observe que ambos os reagentes a mesma proporção que altero na con-
centração quando o outro está constante altera na velocidade. No NO mantenho 
constante e dobra a concentração de O , a velocidade apenas dobra. A mesma 
análise se faz do NO alterando e O constante. Assim são de primeira ordem, ou 
seja, expoente 1. 
Assim para montar a lei cinética temos a = 1 e b = 1. 
 
V = k ∙ [NO ] ∙ [O ] 
Então a lei cinética é: 
 𝐕 = 𝐤 ∙ [𝐍𝐎𝟐]
𝟏 ∙ [𝐎𝟑]
𝟏 
 
Algumas reações possuem mecanismos de reações elementares e outras de 
não-elementares. Uma reação elementar é aquela que ocorre em uma única coli-
são entre as moléculas reagentes, ou seja, em uma única etapa. Já uma reação 
não-elementar é aquela que ocorre por meio de duas ou mais etapas elementa-
res. No entanto quando escreve a lei cinética de uma reação elementar usamos a 
única etapa para escrever, já quando vai escrever a lei cinética para uma reação 
não-elementar usamos somente a etapa mais lenta da reação para escrever a lei 
cinética. 
(𝟏 𝟐)𝐱 
𝟐𝐱 
 
𝟐𝐱 
(𝟏 𝟐)𝐱 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
51 
 
 
 
Falamos então de colisão efetiva, complexo ativado, energia de ativação e 
lei cinética. Agora podemos falar do efeito da temperatura nas reações químicas. 
O efeito da temperatura é quando aumentamos por meio de uma fonte de 
calor a temperatura da reação química. Esse aumento aumenta a energia cinéti-
ca (movimento) das moléculas reagentes. Assim irá proporcionar um maior número 
de colisões, e também colisões com a energia suficiente para formar o complexo 
ativado. Assim quanto maior for a temperatura que uma reação química ocorre, 
maior será a velocidade dessa reação química. A temperatura também aumenta 
a constante K da reação química que falamos na energia cinética e assim como 
na lei é um produto, a constante aumentando aumenta a velocidade global da 
reação química. 
O efeito da superfície de contato é demonstrado pelo tamanho das partícu-
las no sistema. Quanto menor a partícula for maior é a superfície de contato. 
Quanto maior a superfície de contato maior é a velocidade das reações químicas. 
Se lembrarmos da dissolução de um comprimido efervescente e fizermos a seguin-
te pergunta. O comprimido inteiro ou em pó, qual dissolve primeiro em água a 
mesma temperatura? Vamos lembrar que é o em pó, isso é devido a superfície de 
contato ser maior, já que o pó tem muito mais contato reagente que o comprimi-
do inteiro. 
Um catalisador é uma substância que adicionada a reação química au-
mente a velocidade da reação. Para ser um catalisador, a substância adicionada 
não pode ser consumida na reação química, ou seja, ela precisa ser recuperada 
ao final da reação como entrou. Vejamos o gráfico da Figura 18 para entender-
mos como um catalisador funciona. 
 
Figura 18: Gráfico do efeito do catalisador 
 
Fonte: Adaptado de Feltre (2004a) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
52 
 
 
 
Observe na Figura 18 que temos duas curas no gráfico. A curva marrom que 
é uma reação não catalisada e a curva preta que é a curva da reação catalisa-
da. Na curva da reação na catalisada o caminho da reação é maior, assim para 
atingir o pico e formar o complexo ativado é necessária uma grande energia para 
reação iniciar e ocorre. Quando inseri o catalisador na reação, ocorre uma redu-
ção do caminho da reação, e assim é mais fácil formar o complexo ativado já que 
a energia de ativação é menor para a curva catalisada em preto. Com essa redu-
ção da energia de ativação menor a reação se inicia mais facilmente e mais mo-
léculas tem mais facilidade para realizar colisões efetivas, assim a velocidade da 
reação química com catalisador é bem maior do que sem o catalisador. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
53 
 
 
 
FIXANDO O CONTEÚDO 
1. Ainda hoje em algumas residências é comum encontrar pessoas que para acele-
rar o processo de amadurecimento de frutas, procuram deixá-las em um lugar 
fechado e bem aquecido, como exemplo, fornos ou armários de madeira. 
A EXPLICAÇÃO para o sucesso dessa técnica em relação aos fatores que acele-
ram a velocidade da reação é: 
 
a) Complexo ativado. 
b) Catalisador. 
c) Temperatura. 
d) Colisões efetivas. 
e) Energia de ativação. 
 
2. A água oxigenada, quando entra em contato com o sangue, sofre imediata-
mente uma decomposição, formando água e oxigênio; esse mecanismo de ca-
tálise da água oxigenada, corresponde na verdade a um preparo do organismo 
para eliminar a água oxigenada produzida durante o metabolismo de algumas 
substâncias no interior da célula. 
Podemos classificar esse TIPO de catálise como: 
 
a) Homogênea. 
b) Metaestável. 
c) Heterogênea. 
d) Efetiva. 
e) Enzimática. 
 
3. Considere a seguinte reação química: 
 
CO( ) + NO ( ) → NO( ) + CO ( ) 
 
Sabendo que a reação é elementar, podemos afirmar que ao duplicar a con-
centração de NO2(g) e triplicar a concentração de CO( ), mantendo constante 
todas as outras condições, a VELOCIDADE DA REAÇÃO. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
54 
 
 
 
a) Aumenta seis vezes. 
b) Permanece constante. 
c) Aumenta duas vezes. 
d) Aumenta três vezes. 
e) Diminui quatro vezes. 
 
4. O processo: 
 
4HBr( ) + O ( ) → 2H O( ) + 2Br ( ) 
Ocorre em três etapas, sendo elas: 
 
( 1ª etapa – lenta) HBr( ) + O ( ) → HOOBr( ) 
 
( 2ª etapa – rápida) HOOBr( ) + HBr( ) → 2HBrO( ) HBrO(g) 
 
( 3ª etapa – rápida) 2HBrO( ) + 2HBr( ) → 2H O( ) + 2Br ( ) 
 
A equação que descreve a VELOCIDADE DA REAÇÃO acima será: 
 
a) V = k ∙ [HBr] ∙ [O ] 
b) V = k ∙ [HOOBr] ∙ [HBr] 
c) V = k ∙ [HBrO] ∙ [HBr] 
d) V = k ∙ [HBr] ∙ [O ] 
e) V = k ∙ [O ] 
 
5. Considere a reação química: 
 
N ( ) + 2O ( ) → 2NO ( ) 
 
Sabendo que a reação é elementar e que a velocidade de sua reação é descri-
ta por : V = k ∙ [N ] ∙ [O ] 
Podemos AFIRMAR QUE essa reação é de: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
55 
 
 
 
a) 3ª ordem e molecularidade 2. 
b) 3ª ordem e molecularidade 3. 
c) 2ª ordem e molecularidade 3. 
d) 2ª ordem e molecularidade 2. 
e) 1ª ordem e molecularidade 2. 
 
6. Hoje em dia é comum encontrarmos produtos com empacotamento a vácuo. 
Esse tipo de empacotamento aumenta o tempo de validade do produto em re-
lação a outras técnicas. Como o fator usado nessa técnica para diminuir a velo-
cidade da reação de deterioração, podemos CITAR como 
 
a) Superfície de contato. 
b) Temperatura. 
c) Catalisador. 
d) Concentração. 
e) Energia de ativação. 
 
7. Observe o gráfico. 
 
 
Em relação ao processo descrito nesse gráfico podemos AFIRMAR QUE 
 
a) D corresponde a energia de ativação sem catalisador. 
b) A corresponde a energia de ativação semcatalisador 
c) D corresponde a energia de ativação com catalisador. 
d) B corresponde a energia de ativação sem catalisador. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
56 
 
 
 
e) C corresponde a energia de ativação sem catalisador. 
 
 
8. Após o milho ser colhido, grande parte dele será triturado e armazenado em silos. 
Neste local por lei é colocado um aviso indicando que é proibido fumar devido 
ao risco de explosão. 
 
Do ponto de vista químico esse aviso deve-se ao FATO DE QUE: 
 
a) Ao ser triturado, as partículas apresentam uma maior movimentação, facilitando 
a reação de combustão. 
b) Ao aumento da energia liberado por Kilograma de amostra de milho. 
c) Ao ser triturado, há um aumento da superfície de contato, aumentando veloci-
dade da reação. 
d) Ao ser estocado, há um aumento da pressão sob a superfície do farelo aumen-
tando a velocidade da reação. 
e) Ao ser triturado, há uma diminuição na energia de ativação aumentando a ve-
locidade da reação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
57 
 
 
 
EQULÍBRIO QUÍMICO/IÔNICO E A 
LEI DE AÇÃO DAS MASSAS 
 
 
4.1 INTRODUÇÃO 
Dentre as reações químicas, existem dois tipos que estão relacionados com 
variáveis termodinâmicas do sistema. Podemos dizer que existem as reações irre-
versíveis e as reações reversíveis. Quais variáveis termodinâmicas são essas? Então 
vamos lá, lembremos que existe a entalpia (H), cuja a definição da sua variação 
∆H é a igual a variação de energia interna, ∆U, em um sistema de pressão cons-
tante. Explicando melhor essa definição temos a equação (20): 
 
 ∆U = q + w (20)
 
 Sendo ∆U a variação da energia interna; 
 q o calor absorvido ou perdido pelo sistema ; 
 e w o trabalho realizado pelo sistema sobre a vizinhança ou realizado pela 
vizinhança sobre o sistema. 
 
Para calcular empregando a equação 2 devemos inserir o valor de q e w 
com o + (positivo) ou o – (negativo) de acordo como o sentido físico. Exemplo: Se o 
sistema absorveu calor então positivo (endotérmico) e se perdeu calor (-) exotér-
mico. 
Assim para quando a pressão é constante temo na equação w = −P∆V on-
de P é a pressão e ∆V é a variação do volume. Se a pressão é constante a varia-
ção do volume é igual a zero. Assim w = −P(0) = 0, então se o w = zero, temos 
que ∆𝐔 = 𝐪. Assim podemos afirmar que a pressão constante o calor trocado em 
uma reação química é igual a variação de energia interna, que também é igual a 
sua variação de entalpia ou seja ∆𝐔 = ∆𝐇. 
No entanto processos que possuem ∆𝐇 acentuadamente exotérmicos ten-
dem a ser espontâneos e acentuadamente endotérmicos tendem a não serem 
espontâneos, mas isso não é uma regra, pode existir um processo com ∆𝐇 acentu-
UNIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
58 
 
 
 
adamente exotérmico que não é espontâneo e a recíproca verdadeira. No entan-
to sabemos que o que definir e a variação da energia livre de Gibbs, pois nela é 
relacionado um maior número de variáveis termodinâmicas propiciando assim uma 
melhor análise para definição da espontaneidade de um processo. Vejamos como 
obtê-la com a equação (21). 
 
 ∆G = ∆H − T∆S (21)
 
 G = energia livre de Gibbs 
 H = entalpia 
 S = entropia (∆𝐒 = ∆𝐪/𝐓) 
 
Agora sim, entendendo a importância da energia livre de Gibbs para defini-
ção da espontaneidade de um processo conseguiremos deixar mais claro essa 
concepção assim como definir equilíbrio que é nosso objetivo nessa Unidade. A 
energia livre de Gibbs será o “árbitro” para definir a espontaneidade de um pro-
cesso ficando da seguinte forma: 
 
Se ∆𝐆 < 𝟎, A reação química é espontânea. 
Se ∆𝐆 > 𝟎, A reação química é não espontânea. 
Se ∆𝐆 = 𝟎, A reação química está em equilíbrio. 
 
Podemos assim definir equilíbrio químico em termos de um valor mínimo de 
energia livre de Gibbs quanto a sua relação com à extensão de uma reação quí-
mica. Se formos analisarmos em outras variáveis mais concretas ao nosso cotidiano 
laboratorial, podemos definir o equilíbrio químico quanto ao ponto em que em 
uma reação reversível a velocidade da reação direta é igual a velocidade da re-
ação inversa fazendo com que a concentração dos participantes se mantenham 
constantes em função do tempo, assim, caso passe a se alterar é porque a reação 
saiu da condição de equilíbrio. 
 
aA + bB ⇌ cC + dD 
V = V 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
59 
 
 
 
Sendo VD velocidade da reação direta e VI velocidade da reação inversa. 
Assim pela Lei de Guildenberg Wage temos, que V = K [A] [B] e V =
 K [C] [D] , onde K é a constante da reação (sendo K da reação direta e K da 
reação inversa), e entre colchete as concentrações molares dos componentes já o 
expoentes a ordem de reação. 
Sendo: 
 
V = V 
 
Então: 
K [A] [B] = K [C] [D] 
Logo: 
K 
K
=
[C] [D]
[A] [B]
 
Onde: 
KD
KI
= K = K 
 
Onde, K constante de equilíbrio e K constante de equilíbrio em termos de 
concentração. Logo obtem-se a equação (22): 
 
 
K =
[C] [D]
[A] [B]
 (22)
 
O valor da constante K é importante para compreendermos o quanto ca-
da componente coexiste na fase de equilíbrio, pois quanto maior for o valor da 
constante maior é a tendência de coexistir mais produtos do que reagentes na 
condição de equilíbrio e a recíproca é verdadeira. Vejamos então graficamente o 
comportamento de um sistema reacional em equilíbrio químico na Figura 19. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Figura 19: Gráfico de equilíbrio químico 
 
Fonte: Adaptado de Feltre (2004b) 
 
Pela análise do gráfico podemos concluir que exatamente onde a veloci-
dade da reação direta se iguala a velocidade da reação inversa estabelece-se o 
equilíbrio químico (∆𝐆 = 𝟎) e as concentrações permanecem constantes. O equilí-
brio químico é um equilíbrio dinâmico e nunca estático, isso quer dizer que as rea-
ções, tanto direta quanto inversa continuam ocorrendo, mas as concentrações 
não se alteram devido ao fato de ser consumidos e produzidos na mesma veloci-
dade. 
 
 
 
4.2 EQUILÍBRIO DA DISSOCIAÇÃO ÁCIDO-BASE 
Um ácido ou uma base quando em meio aquoso ocorre um processo de 
dissociação (no caso do ácido é correto chamarmos de ionização). Esse pode ser 
representado abaixo pela equação (23): 
 
 HA ⇌ H( ) + A( ) (23)
O princípio de Le Chatelier afirma que em um sistema em equilíbrio ao ser realizado um 
perturbação, o sistema irá reagir contrário a perturbação no sentido de restabelecer a 
condição de equilíbrio químico.
 
 
 
 
 
 
 
 
 
61 
 
 
 
Aplicando-se a lei de ação das massas no processo que o ácido sofreu, é 
possível também encontrarmos uma equação de equilíbrio como abordamos na 
equação (4), temos no entanto a equação (24): 
 
 
K =
[H ][A ]
[HA]
 (24)
 
No entanto essa constante como é para um ácido podemos denominá-la 
de K sendo o a relativo ao ácido. Assim, a equação (24) se transforma na equa-
ção (25): 
 
 
K =
[H ][A ]
[HA]
 (25)
 
O K é a constante de equilíbrio do ácido em questão, e que também pode 
ser usado para medir sua força, uma vez que vimos anteriormente que o valor da 
constante de equilíbrio pode levar a uma compreensão se na condição de equilí-
brio prevalece maior quantidades de produtos (no caso do ácido íons) ou reagen-
tes (no caso do ácido na forma molecular) e assim possibilitando saber relativamen-
te o potencial de ionização do ácido em questão. 
Se for a uma base o raciocínio é o mesmo, somente a constante K é então 
denominada K devido ser uma base. Vejamos abaixo a dissociação de uma base 
em meio aquoso (26): 
 
 MOH ⇌ M( ) + OH( ) (26)
 
Assim temos a relação dada pela equação (27): 
 
 
K =
[M ][OH ]
[MOH]
 (27)
 
Como exemplo numérico vejamos abaixo na Figura 20 uma tabela conten-
do os principais ácidos e o valor de suas constantes de ionização. Observe tam-
bém que é possível correlacionar a força de um ácido com sua constante confor-
me é expresso