Manual de soluções e suplemento professor FELTRE - Química Vol 2

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SUPLEMENTO
PARA O PROFESSOR
 I. Considerações iniciais, 4
 II. Objetivos gerais da obra, 5
 III. Conteúdos da obra, 6
 IV. Estrutura geral da obra, 7 
 V. Alguns pontos importantes, 12
 1. Como proceder com as atividades práticas e as pesquisas, 12
 2. Sugestões de atividades complementares, 14
 Trabalhar atividades lúdicas com o propósito de estudar um 
conceito químico, 14
 Provocar questionamentos, 14
 Propor seminários, 15
 Levar a mídia para a sala de aula, 15
 Elaborar projetos, 16
 3. Avaliação, 17
 Descobrir, registrar e relatar procedimentos, 17
 Obter informações sobre a apreensão de conteúdos, 17
 Analisar atitudes, 17 
 Trabalhar com diversos tipos de atividades, 18 
 Evidenciar organização, esforço e dedicação, 18
 Perceber avanços e dificuldades em relação ao conteúdo 
avaliado, 18
 Avaliar e instruir, 18
 Autoavaliar-se, 19
 VI. Uso da internet, 19
 VII. Sugestões de leituras para o professor, 22
 VIII. Conteúdos e objetivos específicos dos capítulos, 25
 IX. Comentários sobre os capítulos, 32
 Capítulo 1 – Soluções, 32
 Capítulo 2 – Coloides e nanotecnologia, 56
 Capítulo 3 – Propriedades coligativas, 60
 Capítulo 4 – Termoquímica, 71
 Capítulo 5 – Cinética química, 88
 Capítulo 6 – Equilíbrios químicos homogêneos, 97
 Capítulo 7 – Equilíbrios iônicos em soluções aquosas, 110
 Capítulo 8 – Equilíbrios heterogêneos, 123
 Capítulo 9 – Eletroquímica — Pilhas e baterias elétricas, 131
 Capítulo 10 – Eletroquímica — Eletrólise, 149
 Capítulo 11 – Reações nucleares, 159
Sumário
4
Atendendo a inúmeras sugestões de vários colegas – aos quais fico muito agradecido –, modi-
ficamos esta edição. Além de destacar a importância da Química no mundo moderno e de procurar 
despertar o pensamento científico no leitor, enriquecemos este Suplemento para o professor com 
sugestões e estratégias para o aproveitamento desta obra em sala de aula.
Apresentamos a Química como uma área do conhecimento humano que traz grandes oportuni-
dades de atuação profissional: no setor industrial; na área da saúde e da Medicina; no agronegócio; 
na indústria de alimentos; na geração de energia, entre outros. Se conhecimento é poder, a Química 
e suas tecnologias são fundamentais na sociedade moderna.
Em contrapartida, o conhecimento impõe-nos a responsabilidade diante dos desafios e preocu-
pações do mundo atual: a saúde, o meio ambiente, os recursos naturais, o desperdício de matéria e 
energia, o modelo de consumo na sociedade e a vital dependência de energia no mundo globalizado 
e competitivo.
Desse modo, tendo sempre em mente esse antagonismo entre o “desejado desenvolvimento 
material” de todos e a “urgência de ações (individuais e coletivas) de preservação ambiental”, 
abordamos também os diferentes interesses que movem o desenvolvimento humano (econômicos, 
éticos, públicos ou privados), sempre partindo do princípio de que a química que polui é a mesma 
química que limpa.
Continuamos a enfatizar as relações da Química com o cotidiano e com as outras disciplinas, 
procurando desse modo aproximar a Ciência da realidade do aluno e estimular a curiosidade, es-
sencial para observar os fenômenos da natureza e para elaborar hipóteses capazes de explicá-los 
com base em resultados práticos. Afinal, a Química é uma Ciência experimental.
Uma das principais estratégias para desenvolver o pensamento do aluno consiste em levá-lo a 
refletir a partir de questionamentos e perguntas. Por esse motivo, introduzimos na obra novas ques-
tões destinadas a estimular a reflexão e a permitir que os alunos se apropriem de novos conceitos. 
Esse é o objetivo das questões apresentadas na seção Refletindo, que exploram o infográfico na 
abertura de cada capítulo e suas relações com as ideias centrais a serem abordadas no capítulo, 
e na seção Questões, ao longo dos capítulos, que visam levar os alunos a compreender melhor os 
conteúdos estudados.
Além disso, novos textos e novas seções, como Você já parou para pensar?, Um pouco de... 
(História, Física, Biologia etc.), também convidam à reflexão, sempre partindo do universo dos alunos 
para, desse modo, aproximá-los dos conteúdos da Química.
As atividades práticas foram readequadas e modificadas, incluindo materiais e reagentes 
mais simples, bem como novas perguntas destinadas a estimular o aluno a refletir, a fazer cálcu-
los, a escrever e a se familiarizar com a linguagem química. Não esquecemos de incluir também 
atividades de pesquisa.
O projeto gráfico também contribui para que o leitor possa reconhecer mais facilmente as re-
lações na Química e suas aplicações no cotidiano, nas indústrias e nas tecnologias. As informações 
são apresentadas em vários formatos, de modo a possibilitarem o desenvolvimento de diversas 
formas de leitura (textos, fotos, tabelas, gráficos, esquemas, fluxogramas e infográficos), além de 
conferir clareza às representações e aos modelos utilizados em Química.
Cada volume também inclui grande quantidade de questões dos últimos vestibulares e do Enem, 
acompanhando as diretrizes da elaboração dessas provas.
O autor
I Considerações iniciais
5
• Promover a autonomia em relação ao aprendizado, tendo como 
ponto de partida a reflexão, o raciocínio, a organização e a conso-
lidação de hábitos de estudo.
• Propiciar a compreensão da evolução do pensamento científico 
com a ampliação de conceitos e modelos.
• Fornecer embasamento científico para a tomada de decisões, 
utilizando a análise de dados.
• Estimular a análise crítica mediante o pensamento científico.
• Desenvolver a cidadania por meio de mudança de hábitos e/ou de 
posturas diante dos problemas ambientais, sociais e econômicos.
• Ampliar as possibilidades de representações servindo-se da 
linguagem química, exercitando a representação simbólica das 
transformações químicas e traduzindo, para essa linguagem, os 
fenômenos e as transformações químicas da natureza.
• Desenvolver a capacidade do uso da Matemática como uma fer-
ramenta nos dados quantitativos químicos, tanto na construção 
quanto na análise e na interpretação de gráficos e tabelas.
II Objetivos gerais da obra
6
III Conteúdos da obra
A estrutura geral da obra foi mantida e seus três volumes continuam com os mesmos conteúdos. 
No entanto, muitas alterações foram feitas com o objetivo de simplificar a parte teórica e torná-la mais 
objetiva. Isso, porém, não prejudica a abordagem ampla e detalhada nem o rigor científico dos assuntos 
tratados.
No volume 1, o capítulo 1 foi totalmente reformulado para destacar os três conceitos fundamentais da Química: 
matéria, transformação da matéria, energia envolvida. Destacamos a importância do aproveitamento da matéria 
e de suas transformações na evolução da humanidade e como essa evolução material repercutiu profundamente na 
evolução social. Comentamos, por fim, os graves problemas da poluição resultante de todo esse desenvolvimento. 
No capítulo 2 analisamos a visão macroscópica da matéria, destacando a importância, na Ciência, das medições 
e do controle dos fatores que afetam essas medições. Enquanto no capítulo 2 destacamos a matéria “que se vê”, 
no capítulo 3 procuramos explicar a matéria “por dentro”; ampliamos o estudo das leis ponderais para justificar 
mais claramente a comprovação da ideia de “átomo” na Química e assim explicar a diversidade de elementos e 
substâncias químicas existentes na natureza. No final desse capítulo chegamos à “segunda visão da Química” para 
mostrar como essa Ciência evoluiu, como é realizado o trabalho dos químicos e o desdobramento de todos esses 
conhecimentos para a sofisticada tecnologia existente nas indústrias químicas atuais. No estudo da evolução 
dos modelos atômicos, ampliamos as aplicações do “átomo” no cotidiano. Nesta edição, antecipamos o estudo 
de massa atômica e massa molecular–mol para o capítulo 5; acreditamos que essa alteração irá facilitar o estudo 
da classificação periódica dos elementos e dos capítulos subsequentes.O volume prossegue com o estudo das 
ligações químicas e da geometria das moléculas e suas implicações nas propriedades da matéria. Os capítulos 9, 
10 e 11 são destinados ao estudo das principais funções químicas e de suas reações; destacam-se aqui as ideias 
de “por quê” e “como” acontecem as transformações químicas. Após o estudo dos gases e o cálculo de fórmulas, 
chega-se ao último capítulo, dedicado ao cálculo estequiométrico; reformulamos a exposição desse assunto para 
facilitar sua compreensão.
No volume 2, foram mantidas, no primeiro capítulo, as ideias fundamentais sobre o tema soluções, a saber, 
solubilidade e miscibilidade, concentração das soluções, misturas, reações entre soluções e análise volumétri-
ca. No capítulo 2 estudamos os coloides e, a seguir, seus desdobramentos mais importantes — a nanociência 
e a nanotecnologia —, de grande importância teórica e prática em nossos dias; de importância teórica porque 
representam uma “globalização” da Ciência, uma vez que integram conhecimentos de Química, Física, Biologia, 
Ciências dos Materiais, da Computação etc.; de importância prática porque os nanomateriais estão cada vez mais 
presentes em nossas vidas, na forma de tecidos, medicamentos, cosméticos, catalisadores automotivos, além 
de participar da miniaturização de equipamentos eletrônicos. No capítulo 3 houve um maior detalhamento das 
propriedades dos líquidos puros e seu confronto com as propriedades coligativas das soluções; em decorrência, 
apresentamos novas aplicações dessas propriedades. Na sequência, apresentamos a Termoquímica por meio do 
consumo crescente de energia no mundo moderno. Mantivemos o estudo do equilíbrio químico em três capítulos 
— equilíbrio homogêneo, equilíbrio iônico e equilíbrio heterogêneo —, dando, porém, já de início, um novo destaque 
para a própria situação do equilíbrio químico. No estudo da Eletroquímica (capítulos 9 e 10) ampliamos nossas 
considerações sobre o futuro do carro elétrico. E, por fim, no último capítulo, procuramos ampliar nossa visão 
sobre a história das reações nucleares, mostrando que, no início do século XX, a radioatividade foi considerada 
tão benéfica que foi anunciada em vários medicamentos; agora, no início do século XXI, concluímos que o próprio 
conhecimento do núcleo atômico é bastante incompleto, o que levou à construção da “maior máquina do mundo 
para procurar as menores partículas do mundo”.
No volume 3, a sequência geral dos capítulos foi mantida. No capítulo 1, enfatizamos a importância dos 
processos de síntese e análise no desenvolvimento da Química orgânica; em particular, procuramos detalhar os 
processos modernos de análise orgânica. Nos capítulos seguintes, apresentamos as principais funções da Química 
orgânica, suas nomenclaturas e a presença desses compostos em nosso cotidiano e nos processos da indústria 
química orgânica. No capítulo 6, estudamos as estruturas dos compostos orgânicos e quanto elas influem nas 
propriedades físicas desses compostos. Detalhamos, a seguir, a questão dos múltiplos casos de isomeria na 
Química orgânica. Segue-se o estudo das reações de substituição, adição e eliminação nos compostos orgânicos. 
O capítulo 11 mostra as múltiplas variantes do caráter ácido-básico na Química orgânica. O capítulo 12 estuda os 
fenômenos de oxirredução de compostos orgânicos. Os capítulos 14, 15 e 16 representam uma rápida incursão 
na Bioquímica ou, mais especialmente, nos chamados compostos naturais; falamos das importantes famílias 
dos açúcares, gorduras e proteínas. Finalizando o volume 3, temos o capítulo sobre os compostos sintéticos, ou 
melhor, os polímeros sintéticos, de tanta importância no mundo atual.
7
Questões
Atividades práticas
Exercícios básicos
Exercícios complementares
Dentro do tópico:
SP
SP
LA/SP
LA/SP
Pesquisa
Cada capítulo inicia-se com um infográfico. A seguir, os conteúdos e conceitos químicos são or-
ganizados em tópicos. As atividades estão presentes nas aberturas (Refletindo); dentro de tópicos 
(Questões, Atividades práticas, Pesquisa, Exercícios básicos e Exercícios complementares) e ao final 
dos capítulos (Questões sobre a leitura). As resoluções e as respostas das atividades das seções 
encontram-se neste Suplemento para o Professor (SP); no final do Livro do Aluno (LA), são encontradas 
as respostas, para que o aluno possa se autoavaliar. Observe abaixo o fluxograma de um capítulo, suas 
atividades e a localização das respostas.
CAPíTULO
Tópico 1
Tópico n
IV Estrutura geral da obra
SEçÕES DAS ATIVIDADES RESPOSTAS
RefletindoAbertura
Tópico 2
Leitura Questões sobre a leitura
SP
SP
SP
idem
idem
8
Cada seção está voltada para determinados fins pedagógicos. A seguir, apresentamos essas se-
ções, além de algumas sugestões e estratégias (indicadas com o símbolo ✔) que o professor poderá 
explorar em sala de aula.
Aberturas de capítulos
Em página dupla, a abertura traz um infográfico que visa a uma conexão entre 
os conceitos que serão apresentados e aplicações tecnológicas ou do cotidiano. 
✔ Ao explorar junto com os alunos uma leitura visual e suas interpretações, 
pode-se despertar neles a curiosidade e encontrar novos significados para os 
conceitos a serem estudados no capítulo.
Apresentam os tópicos abordados e 
o tema da Leitura.
Refletindo
Contém questões abertas para exploração do infográfico e de sua relação com o tema 
abordado no capítulo. Após a leitura visual, convidamos os alunos a formularem suas 
hipóteses, na tentativa de explicar (verbalmente) fatos instigantes da natureza ou da 
sociedade, que dão significado ao estudo do capítulo (e da Química). 
✔ Esta atividade visa promover o debate oral, estimular o desenvolvimento da linguagem 
científica e servir como organizador de ideias para professor (mediador) e alunos.
Uma das estratégias possíveis para o trabalho com esta seção é perguntar aos alunos se 
podem explicar o como e o porquê das ideias centrais, anotando as respostas num flip-chart, 
ou em uma cartolina, com o envolvimento da classe.
Com esses conhecimentos iniciais documentados, constrói-se um rico material que pode 
ser utilizado como:
• um mapa que permita aos professores avaliar os conhecimentos iniciais dos alunos e, 
assim, melhor planejar a relevância e a profundidade dos tópicos a serem abordados ao 
longo do capítulo;
• avaliação coletiva, refazendo-se as mesmas perguntas aos alunos, desta vez no final do 
capítulo, por exemplo, antes da seção Leitura.
Quando se compara diante da classe o que foi escrito no flip-chart, ou na cartolina, todos 
têm a oportunidade de avaliar o quanto cresceram individual e coletivamente, ao longo do 
capítulo, na compreensão dos conceitos químicos e de suas linguagens.
 ✚ TÓPICOS DO CAPÍTULO
9
Perguntas
A partir das evidências experimentais, as 
perguntas visam desenvolver nos alunos a 
capacidade de: explicar em linguagem oral e 
escrita essas transformações químicas; utilizar os 
dados quantitativos, suas estimativas e medidas 
(as relações proporcionais presentes na Química) 
e reconhecer o caráter experimental da Química.
✔ Nas atividades práticas, é muito importante 
que o professor deixe claro que a Química é 
uma Ciência experimental e que, em alguns 
dos experimentos, é possível não alcançar 
os resultados esperados, uma vez que a 
aparelhagem e as técnicas são rudimentares. 
Nesse caso, o professor pode explorar 
as prováveis fontes capazes de justificar 
os erros ocorridos, como: qualidade dos 
equipamentos e dos reagentes; o fator humano 
nos procedimentos; atitudes no trabalho, 
habilidades manuais inatas, estado de espírito 
etc.; local de trabalho inadequado; ausência de 
níveis de controle sobre as variáveis físicas que 
podem alterar (mascarar) os resultados finais.
O erro faz parte do processo de aprendizagem. 
Convém lembrar que no passado muitos 
“erros” levaram a importantes descobertas.
Pode-se ainda concluir o debate lembrando 
que as pesquisas científicas requerem 
laboratórios cadavez mais sofisticados (caros), 
o que limita o avanço das Ciências em países 
em desenvolvimento.
Reúnem atividades 
importantes para 
levar os alunos a 
se familiarizar com 
os fenômenos da 
natureza. Parte-se 
da observação do 
mundo macroscópico 
para alcançar o 
mundo microscópico 
dos conceitos 
químicos. Essas 
atividades práticas 
são encontradas em 
vários tópicos. Nesta 
edição, buscamos 
utilizar materiais, 
equipamentos e 
reagentes mais simples 
e introduzir novas 
questões.
✔ Estimular, 
questionando 
previamente, os alunos 
a formularem suas 
previsões acerca 
dessas transformações 
químicas.
Os textos de apoio (boxes) têm como objetivo aproximar o aluno da Química, possibilitando a criação 
de significados para os conceitos químicos, por meio do cotidiano dos alunos, de outras disciplinas, de 
fatos históricos, bem como de questões econômicas, de inovações tecnológicas e de questões éticas, de 
atitude ou de comportamento.
(Matemática, Biologia,
Física, História etc.)
Relaciona os saberes de outras 
disciplinas, aplicadas aos conceitos 
químicos. Visa integrar as linguagens 
entre as diferentes áreas do 
conhecimento. 
✔ Questiona diver sos assuntos mais próximos 
dos alunos e que ajudam a reconhecer o papel 
da Química na sociedade e suas aplicações.
Apresentam sucintamente alguns 
dos principais personagens do 
desenvolvimento científico: seus 
trabalhos, teorias, contribuições e, 
às vezes, os conflitos inerentes ao 
desenvolvimento das Ciências.
Atividades práticas
VOCê JÁ PAROU PARA PENSAR UM POUCO DE ...
Biografias
10
Esta seção consiste em uma série de perguntas dispostas para 
servir como roteiro ou “organizador do pensamento”, que 
permitem que os alunos reflitam mais atentamente sobre o 
assunto que acaba de ser abordado e, assim, se apropriem do 
conhecimento apresentado.
✔ Questões importantes para o aluno desenvolver o 
pensamento químico, compreender os conceitos e as relações na 
Química. Podem ser respondidas em casa, individualmente ou em 
grupos, nas aulas ou em debate aberto. Dependendo das opções 
escolhidas, dão aos alunos a possibilidade de desenvolverem as 
competências da linguagem escrita, do trabalho em grupo e/ou 
do discurso oral.
As atividades de pesquisa, também encontradas em 
vários tópicos, visam reconhecer temas relevantes 
da Química na sociedade; conhecer outras fontes 
e conteúdos complementares; selecionar fontes 
confiáveis de informações e desenvolver a linguagem 
oral e escrita na apresentação dos trabalhos.
✔ Nas pesquisas, encontram-se grandes oportunidades 
para propor aos alunos que complementem o assunto 
apresentando suas opiniões sobre a importância do 
tema para a Química e para a sociedade.
Questões
Pesquisa
11
e
(incluindo alguns resolvidos)
Constituem duas séries de exercícios, a maioria 
retirada dos últimos vestibulares de todo o Brasil 
e do Enem, organizados em grau de dificuldade 
crescente. Entre eles encontram-se 
 alguns exercícios resolvidos por serem 
“clássicos” ou por apresentarem certas 
dificuldades que “costumam” atrapalhar o 
entendimento; esse procedimento visa a auxiliar 
os alunos na resolução dos próximos exercícios.
Os exercícios complementares aparecem sempre 
que o assunto for mais longo ou importante. 
✔ Considerando que os exercícios básicos 
já garantem ao aluno o domínio do assunto 
estudado, dependendo da carga horária 
disponível, os complementares podem ser 
considerados de uso facultativo pelo professor. 
São úteis também para aprofundamento em 
classe ou em casa.
As respostas dos exercícios básicos e dos 
complementares encontram-se ao final do livro, 
e à disposição dos alunos.
Ao final de cada capítulo, é apresentado um texto (eventualmente são dois textos) de 
cunho mais geral para ampliar os horizontes e trazer novas reflexões sobre o assunto 
tratado e suas implicações no cotidiano, nas tecnologias e/ou na sociedade.
✔ A Leitura pode ser aproveitada para promover uma discussão mais abrangente e, 
assim, propiciar condições para despertar e desenvolver no aluno uma postura mais crítica.
As questões propostas chamam a atenção para os pontos principais do texto, 
ajudam a estruturar a discussão em sala de aula e, muitas vezes, remetem ao 
Refletindo. É importante que o professor sempre feche o capítulo remetendo
à ideia inicial do Refletindo.
✔ Sempre que possível, convém explorar as divergências de ideias dos alunos, 
convidando-os a se posicionar criticamente diante das opções.
Exercícios básicos
LEITURA
Questões sobre a leitura
Exercícios complementares
12
V Alguns pontos importantes
1. Como proceder com as atividades práticas e as pesquisas
No Ensino Fundamental, os alunos tiveram contato com vários campos do conhecimento químico por meio 
da disciplina de Ciências. Agora, no Ensino Médio, eles estão em condições de aprofundar, detalhar e utilizar esses 
conhecimentos, desenvolvendo, de forma mais ampla, capacidades como abstração, raciocínio, investigação, 
associação, análise e compreensão de fenômenos e fatos químicos e interpretação da própria realidade.
É importante perceber que a Química é uma Ciência experimental, não significando que todos os tópicos 
devam ser realizados experimentalmente em sala de aula, como demonstração, ou em laboratório, mas que 
alguns o sejam para que o aluno compreenda o que é Ciência e método científico. Os enunciados das ativida-
des práticas propostas trazem, propositadamente, exposições sucintas para que os alunos possam trabalhar 
também a própria capacidade de solucionar pequenos problemas de ordem prática. Para cada uma dessas 
atividades, é importante alertar o aluno acerca dos perigos a que todos estão sujeitos quando trabalham com 
materiais tóxicos, corrosivos e/ou inflamáveis. O uso de luvas e óculos apropriados sempre deve ser recomen-
dado. Havendo tempo hábil, é útil propor alguma pesquisa antes de se realizar a atividade prática, pesquisa 
esta envolvendo as propriedades dos produtos químicos utilizados, suas aplicações e relações com o meio 
ambiente e com os seres humanos.
“Uma aula experimental de Química, por gerar produtos perigosos, é uma atividade potencialmente poluidora. 
Para diminuir esse problema, durante seu planejamento, deve-se avaliar e reconhecer os riscos e os perigos dos 
produtos químicos que serão manuseados, bem como dos resíduos ou rejeitos produzidos durante esta. Caberá 
ao professor buscar formas de minimizar a quantidade dos resíduos gerados nas aulas experimentais, bem como 
planejar a recuperação ou o descarte deles. Além disso, é importante que ele debata com seus alunos sobre a 
necessidade de se dispor corretamente rejeitos perigosos [...]. Nesse debate, é oportuna a discussão de problemas 
ambientais e de saúde pública causados pela poluição, abordando a aplicação responsável dos conhecimentos 
científicos, a relevância do planejamento para prevenção de impactos negativos gerados pelo progresso e a ne-
cessidade de modificar posturas. Enfim, é imprescindível discutir com os alunos como as ações de cada indivíduo 
influenciam, de forma positiva ou não, nas questões ambientais. Apesar de um único indivíduo não mudar quadros 
tão amplos, ele pode ser o catalisador de mudanças de concepções que levam a transformações almejadas.
[...]
Deve-se dar preferência a experimentos cujos resíduos possam, posteriormente, ser úteis em outras atividades 
experimentais. Entretanto, se não for possível o reúso, o material deve ser tratado e só poderá ser descartado, na 
pia ou no lixo comum, caso obedeça a padrões de segurança e esteja de acordo com as condições e exigências 
dispostas na legislação ambiental, seja em âmbito municipal, estadual e federal, como, por exemplo, a Resolução 
Conama no 357/2005 (BRASIL, 2005a) e a Norma ABNT/NBR 9800 (1987). 
[...]
A adequada disposição final de rejeitos perigosos pode ser feita por meio de incineração, coprocessamento ou 
envio a aterros industriais [Classe 1 – NBR 10004 da ABNT (2004) e Resolução no 358/2005 do Conama (BRASIL, 
2005b)].Entretanto, isso geralmente tem custo elevado. Dessa forma, é mais razoável programar atividades 
experimentais que utilizem materiais que possam ser reutilizados ou reciclados, sem a necessidade de serem 
encaminhados para disposição fora da escola. 
[...]
Os materiais identificados e pouco impactantes podem ser dispostos no lixo (sólido) ou na rede de esgoto 
(soluções), desde que em pequenas quantidades, baixas concentrações e toxicidade e atendendo aos limites 
estabelecidos pelas legislações ambientais. Dessa forma, podem ser descartadas substâncias formadas pela 
combinação dos seguintes íons representados no Quadro 1.
Quadro 1: íons de baixa toxicidade para o ambiente quando em pequenas quantidades.
Cátions Ânions
H1, Na1, K1, Mg21, Ca21, Fe21, Fe31, Li1, 
Sn21, Sr21, Ti21 e NH14.
BO3
32, B4O7
22, Br2, CO3
22, HCO3
2, CL2, HSO32, OH2, I2, 
NO3
2, PO4
32, SO4
22 e CH3COO
2.
No caso desses íons formarem ácidos e bases, há necessidade de, antes do descarte, ajustar o pH das 
soluções para uma faixa entre 6,0 e 8,0.
Algumas substâncias orgânicas, desde que em pequenas quantidades, com até 4 átomos de carbono 
e diluídos em água a 10% ou menos, também podem ser descartadas em lixo comum ou pia. Citam-se entre 
elas os alcoóis, cetonas, aminas, aldeídos, éteres, nitrilas, ésteres e ácidos, além de açúcares com dextrose, 
frutose, glicose e sacarose [...]. Em todos esses casos, impõe-se a necessidade de se drenar grande volume 
de água de lavagem. Há que se considerar que, no Brasil, a diluição de resíduos pode ser considerada crime 
ambiental [...].
Entretanto, essa forma de descarte só deve ser utilizada após a minimização da geração dos resíduos, de 
seu reaproveitamento em outras atividades experimentais ou de sua devida inertização [...].
13
Da mesma forma, existem materiais ou substâncias que as restrições para lançamento são mais limitativas 
pelo elevado caráter tóxico, e outros que não podem ser lançados na rede de esgoto, entre os quais citamos 
como exemplo:
• solventes inflamáveis: acetona, benzeno, éter etílico, tolueno, xileno e acetonitrila;
• solventes halogenados: clorofórmio, tetracloreto de carbono, dicloroetano e tricloroetano;
• substâncias tóxicas: fenóis, hidrazinas, cianetos, sulfetos, formamida e formaldeído;
• soluções contendo íons de metais tóxicos (Be, Hg, Cd, Ba, As, Cr, Pb, Os, Se, TL e V), a menos que em con-
centrações permitidas por lei [exemplos: mercúrio total 5 0,01 mg/L; cromo VI 5 0,5 mg/L; chumbo total 
5 1,5 mg/L; cádmio total 5 0,1 mg/L (ABNT NBR 9800, 1987)]. Como tais valores são muito baixos, a melhor 
atitude é a não utilização de soluções contendo esses metais.
Entretanto, alguns dos rejeitos químicos mais comuns encontrados em laboratórios de Ensino Médio podem 
ser facilmente tratatos e adequadamente descartados, quando em pequenas quantidades e de acordo com a 
legislação. Entre esses, destacamos:
• ácidos e bases inorgânicas (isentos de metais tóxicos) devem ser neutralizados (6,0 , pH , 8,0) e diluídos 
antes de serem descartados na pia;
• soluções salinas contendo cátions que podem ser precipitados como hidróxidos, carbonatos, sulfatos e 
até sulfeto [...].
Recomenda-se a não utilização de sulfetos como ânion precipitante pela sua toxicidade, entretan-
to, se for utilizado, o sulfeto residual deve ser oxidado a sulfato com hipoclorito de sódio (água sanitária) 
[4 CLO2(aq) 1 S22(aq) # 4 CL2(aq) 1 SO422(aq)]. Os sobrenadantes podem ser jogados na pia, desde que as 
concetrações atendam aos limites permitidos por lei. Os precipitados obtidos podem ser separados por filtração 
e, se possível, reutilizados.
Materiais sólidos contendo os metais tóxicos citados anteriormente devem ser encaminhados para dispo-
sição final em aterros industriais.
[...]
A gestão de resíduos químicos favorece a percepção da Química como uma ciência que tem papel 
fundamental no compromisso ético com a vida [...]. O desenvolvimento de uma consciência ambiental só se 
consolida na relação teoria-prática e não em discursos afastados da realidade.
Por tudo isso e buscando uma melhor aprendizagem dos conceitos da Química, além da ratificação 
do papel dessa ciência na socidade moderna, o professor deve privilegiar a experimentação mais limpa, 
explorando também seu potencial socioambiental no processo de formação do educando.”
MACHADO, P. F. L & MÓL, G. S. Resíduos e rejeitos de aulas experimentais: o que fazer?.
Química Nova na Escola, no 29, p. 38-41, ago. 2008. Disponível em: <qnesc.sbq.org.br>.
Em alguns casos, as atividades práticas do livro estão diretamente relacionadas a pesquisas.
Considerando a importância da interpretação de um experimento, vale a pena construir, com os 
alunos, um relatório das atividades práticas, lembrando que ele deve conter:
• Nome do aluno ou nomes dos alunos integrantes do grupo
• Data
• Título
• Introdução 
• Objetivo
• Material e reagente utilizado
• Procedimento adotado
• Dados experimentais
• Análise dos dados experimentais (o professor pode elaborar perguntas que, por meio dos dados cole-
tados, levem o aluno à análise desses dados) 
• Discussão e conclusão (o professor pode inserir um fato ou uma notícia de jornal relacio nado ao expe-
rimento realizado)
• Referências bibliográficas 
O professor poderá utilizar o relatório das atividades práticas como instrumento de avaliação.
Os resultados alcançados podem ser discutidos em sala de aula, pois é importante que os alunos tenham 
sempre em mente que a Química é uma Ciência experimental e que, algumas vezes, os resultados esperados 
podem não ser obtidos. É essencial que o professor enfatize o fato de que “não existe experiência que não deu 
certo”. Toda experiência tem seu resultado, e cabe ao professor e ao aluno aproveitar a ocasião para explorar 
e discutir os fatores prováveis que levaram ao resultado não esperado, lembrando que alguns dos fatores 
mais comuns são:
• Qualidade do equipamento e do reagente utilizado (alguns reagentes se alteram com o tempo).
• Fator humano – grau de preparo do experimentador, capacidade de observação, atitude em relação ao 
trabalho, habilidades manuais etc.
14
• Local de trabalho – vento, umidade, temperatura etc. Muitas vezes o ambiente doméstico é impróprio 
para a realização da atividade prática.
• Erros nas medições ou unidades de medida.
• Nível de controle experimental – número de variáveis físicas e/ou químicas que podem alterar (ou “mas-
carar”) o resultado experimental.
As atividades práticas/pesquisa podem ser desenvolvidas em grupo, em duplas ou individualmente, lem-
brando que o trabalho em grupo favorece a comunicação oral, a socialização e a troca de experiências.
2. Sugestões de atividades complementares
Algumas sugestões de procedimentos e atividades que podem auxiliar o desenvolvimento do pensamento 
científico são apresentadas a seguir.
 Trabalhar atividades lúdicas com o propósito de estudar um conceito químico
As atividades lúdicas sempre fazem sucesso em sala de aula e, por esse motivo, devem ser aproveitadas. 
É necessário, porém, selecionar aquelas que tenham consequências relevantes no pensamento químico. Veja 
um exemplo a seguir.
Para que os alunos entendam o significado de um modelo e a importância da existência de modelos 
para explicar o mundo microscópico, especialmente ao iniciar o estudo sobre os modelos atômicos, o professor 
pode fazer uso de várias caixas de filmes fotográficos ou caixas de fósforos vazias (é importante que sejam 
de mesmo tamanho e mesma aparência), colocando um número diferente de clipes, pedrinhas ou bolinhas de 
gude em cada uma das caixas e fechando-as em seguida. Depois ele deve distribuir essas caixas aos grupos de 
alunos, uma caixa para cada grupo. É importante que eles não abram as caixas. O professor deve, então, pedir 
que eles anotem as observações feitas e o provável formato do material que está dentro das caixas, assim 
como a quantidade. Pode pedir também que os alunos imaginem o provável conteúdo das caixas.
Uma outra atividade lúdicainteressante pode ser utilizada para introduzir reações químicas 
(na verdade, essa atividade pode ser empregada em vários momentos, como, por exemplo, na introdução da 
Lei de Lavoisier ou no cálculo estequiométrico). O professor irá usar círculos de cartolinas de diferentes co-
res (uma cor para cada elemento químico) e tamanhos (segundo os raios atômicos), além de setas também 
feitas de cartolina. Cada grupo irá receber um conjunto de círculos com as devidas identificações e setas. 
O professor, então, deve pedir que, tomando como base uma molécula de hidrogênio e uma de cloro, cada grupo 
monte a reação de obtenção do cloreto de hidrogênio. É importante que o professor enfatize que o produto 
será formado apenas com os círculos colocados como reagentes. Os alunos devem anotar no caderno o que 
ocorreu, fazendo uso de fórmulas químicas. Em seguida, o professor irá pedir que sejam obtidos outros produtos. 
Ao final dessa atividade, os alunos deverão perceber que, para formar produtos diferentes das moléculas em 
questão, é necessário que haja um rearranjo entre os átomos dos reagentes.
 Provocar questionamentos
Quando o professor provoca uma dúvida, está empregando um dos recursos mais eficientes no processo 
de ensino e aprendizagem. Veja os dois exemplos a seguir.
Ao iniciar o estudo sobre as transformações da matéria, o professor expõe a seguinte situação: uma 
garrafa fechada, contendo água gelada, é colocada sobre uma mesa e, após certo tempo, observa-se que a 
superfície externa da garrafa fica “suada”. O professor, então, pergunta aos alunos o que aconteceu. Várias 
respostas são dadas e devem ser anotadas no quadro de giz. O professor deve orientar a discussão na classe 
por meio de perguntas, para que os alunos percebam o que realmente ocorreu.
Um outro exemplo diz respeito ao estudo das propriedades das substâncias. O professor pode colocar 
duas curvas de aquecimento de duas amostras de uma mesma substância pura, aquecidas com a mesma 
fonte de calor, e perguntar aos alunos por que elas são diferentes, já que se trata da mesma substância pura, 
ou, então, qual alteração experimental poderia ser feita para que os gráficos das duas amostras fossem iguais. 
Provavelmente várias respostas serão dadas e devem ser anotadas no quadro de giz. O professor deve orientar 
a discussão na classe por meio de perguntas, para que os alunos percebam o que varia num caso e noutro 
(por exemplo, massas diferentes).
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T (°C)
120
100
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60
40
20
10 20 30 40 50 60
140
T (°C)
120
100
80
60
40
20
40 80 120 160 200 240tempo
(min)
tempo
(min)
a
d
il
so
n
 s
ec
c
o
15
 Propor seminários
O seminário proporciona a oportunidade do trabalho em grupo, o que favorece a discussão e a 
reflexão sobre diferentes ideias a respeito de um mesmo assunto. O discurso social é essencial para 
mudar ou reforçar conceitos. 
Os resultados são significativos, em termos de aprendizagem, quando o seminário estimula a 
criatividade dos estudantes para a interpretação e a representação de fenômenos e/ou proprie dades 
químicas por meio de situações e objetos do cotidiano.
Para exemplificar, o professor pode propor e orientar, no estudo de reações de combustão em quí-
mica orgânica, um seminário sobre as vantagens e as desvantagens de alguns tipos de combustíveis. 
Cada grupo ficará responsável por um tipo de combustível, por exemplo: gás natural veicular, gasolina, 
diesel, álcool.
 Levar a mídia para a sala de aula
Levar para a classe um fato ocorrido e noticiado nos meios de comunicação (jornal, revista, rádio, 
TV, internet) é sempre muito eficaz ao ensino e à aprendizagem da Química, pois favorece situações nas 
quais os alunos poderão interpretar, analisar e associar os tópicos aprendidos com os fatos noticiados, 
além de, muitas vezes, estimular a postura crítica do aluno.
A seguir, veja um exemplo que pode ser empregado na abordagem de deslocamento do equilíbrio químico. 
Algumas cópias da notícia em questão podem ser distribuídas entre grupos de alunos ou, então, o 
professor pode ler a notícia para a classe.
Aquecimento e acidificação da água elevam risco de extinções em massa
Acúmulo de gás carbônico na atmosfera afeta também os 
oceanos; efeitos ainda não foram sentidos no Brasil 
Os recifes de coral costumam ser chamados de “as florestas tropicais do mar”. São os ecossistemas de 
maior biodiversidade nos oceanos, com um quarto a um terço de todas as espécies marinhas associadas a eles 
de alguma forma. Diferentemente das florestas tropicais, porém, os recifes ainda estão longe de virar prioridade 
nas discussões internacionais sobre mudança climática. Sua influência no clima do planeta é mínima, mas sua 
vulnerabilidade aos efeitos do aquecimento é enorme.
Os oceanos mantêm um intercâmbio permanente de carbono com a atmosfera. À medida que aumenta a 
concentração de dióxido de carbono (CO2) no ar, aumenta também a quantidade de gás carbônico dissolvido na 
água do mar. E quanto mais CO2 dissolvido na água, mais ácida ela fica. Se essa concentração aumentar demais, 
a água ficará tão ácida que os corais não conseguirão mais formar esqueletos de calcário e seus recifes come-
çarão a se dissolver, literalmente.
“Podemos dizer que o aquecimento global é a maior ameaça hoje à conservação dos recifes de corais”, mais 
até do que poluição e sobrepesca, com o agravante de que a acidificação e o aquecimento são indiferentes a leis 
ou áreas de conservação, diz a pesquisadora Lauretta Burke, do World Resources Institute (WRI).
Desde o início da era industrial, a concentração de CO2 na atmosfera aumentou de 280 para 380 partes 
por milhão (ppm), o que já resultou numa elevação de 30% no nível de acidez dos oceanos, segundo os dados de 
um relatório-síntese publicado [em dezembro de 2009] pela Convenção sobre Diversidade Biológica (CDB) das 
Nações Unidas. Cientistas acreditam que a partir de 450 ppm já haverá prejuízo significativo para a estabilidade 
dos recifes de coral. E há quem diga que o limite de segurança era de 350 ppm — ou seja, já foi ultrapassado.
Segundo o relatório da CDB, uma concentração de 560 ppm reduzirá em 30% a capacidade dos corais de for-
mar esqueletos calcários (que são a base dos recifes). Por um lado, a acidificação reduz a quantidade de minerais 
disponíveis na água para esse processo. É como se os corais perdessem os tijolos necessários para construir suas 
casas. Por outro lado, a acidificação torna a água corrosiva para os esqueletos que já foram formados. [...]
Com esqueletos enfraquecidos, os recifes ficam também mais vulneráveis ao efeito de grandes tempestades, 
como os furacões, cuja ocorrência e intensidade tendem a aumentar por causa do aquecimento global — como 
uma pessoa com osteoporose que se torna mais vulnerável a quedas, ou uma floresta parcialmente desmatada 
que se torna mais seca e mais vulnerável ao fogo.
Não bastasse tudo isso, o aquecimento do mar também tende a favorecer a ocorrência de doenças 
e branqueamentos, fenômenos que podem enfraquecer ou até matar os corais. O branqueamento é uma 
resposta natural a situações de estresse (como temperaturas extremas), em que os corais expulsam as 
microalgas fotossintetizantes que vivem em simbiose com eles e dão cor aos seus tecidos. Dois eventos 
extremos de branqueamento global já deixaram os cientistas sob alerta em 1998 e 2005 (dois anos extre-
mamente quentes), e vários eventos localizados vêm ocorrendo desde então.
Uma boa parte dos recifes conseguiu se recuperar, mas os pesquisadores temem que o aquecimento do 
planeta tornará os branqueamentos cada vez mais frequentes e mais perigosos, causando mortandade em 
massa de corais ao redor do mundo.
16
Situação brasileira
No Brasil, por enquanto, os recifes parecem estar resistindo bem aos efeitos do aquecimento, apesar de 
alguns sinais preocupantes. “Não vimos nenhuma mudança significativa até agora, nem para pior nem para me-
lhor”, diz a pesquisadora Zelinda Leão, da Universidade Federal da Bahia. “As taxas de recuperaçãoapós eventos 
de branqueamento aqui têm sido muito altas, felizmente”, confirma Guilherme Dutra, diretor do Programa Marinho 
da ONG Conservação Internacional.
A má notícia é que a ocorrência de doenças vem aumentando desde 2005 em toda a costa brasileira. “Até 
esse ano não havia nenhum registro de doença em corais no Brasil. De lá para cá já diagnosticamos seis. Foi uma 
progressão muito rápida”, afirma Zelinda.
Uma das razões pelas quais os corais brasileiros parecem ser mais resistentes ao branqueamento seria o 
fato das águas aqui serem mais turvas do que no Caribe ou no sudeste asiático, por exemplo, segundo o biólogo 
Clovis Castro, do Museu Nacional da Universidade Federal do Rio de Janeiro (UFRJ), coordenador do Projeto Coral 
Vivo. Isso reduz a incidência de radiação solar, que pode ser um fator adicional de estresse para o coral.
Outra razão seria a possibilidade de os corais brasileiros serem naturalmente mais resistentes (melhor adap-
tados) a variações de temperatura. “Como várias espécies só existem aqui, a resposta é bastante específica”, 
afirma Castro. Segundo ele, o Brasil tem só 16 espécies de corais verdadeiros (com algas simbiontes), das quais 
5 são endêmicas. No mundo, são conhecidas mais de 750 espécies. O Caribe tem mais de 100 e a Indonésia, 
mais de 400.
“Acho que os nossos recifes são hoje o que os outros serão no futuro: ecossistemas com uma biodiversidade 
baixa e prevalência de espécies resistentes a essas condições mais adversas”, prevê Zelinda, caso as emissões 
globais de gás carbônico continuem a crescer.
Diante do fracasso dos esforços internacionais de combater o aquecimento global até agora, os cientistas 
dizem que a melhor estratégia no momento é reduzir os impactos locais (como poluição e sobrepesca) para que 
os recifes tenham uma chance melhor de resistir aos impactos globais.
“Os recifes certamente têm a capacidade de se recuperar se lhes dermos uma chance. Mas só se lhes dermos 
uma chance”, conclui a americana Nancy Knowlton.
ESCOBAR, H. O Estado de S. Paulo, São Paulo, 3 jan. 2010.
Deve-se fazer o aluno perceber os trechos da notícia que estão relacionados com a Química e, então, lan-
çar um desafio a ele: pedir que procure a explicação química de como o aumento do gás carbônico dissolvido 
no oceano dificulta a formação de esqueletos e conchas de carbonato de cálcio. Após a discussão sobre as 
possíveis razões químicas para esse fato, pode-se concluir com toda a classe que uma das explicações poderia 
ser dada pelo deslocamento do equilíbrio químico.
Com o aumento de CO2 na água, o equilíbrio CO2(g) 1 H2O(l) H2CO3(aq) é deslocado para a direita, ou 
seja, há a formação de H2CO3, aumentando assim a concentração de ácido carbônico no oceano. 
Com o aumento da concentração de H2CO3, o equilíbrio H2CO3(aq) 1 CaCO3(s) Ca(HCO3)2(aq) também é 
deslocado para a direita, no sentido do aumento de concentração de Ca(HCO3)2, aumentando então a dissolução 
do carbonato de cálcio e comprometendo assim a formação de esqueletos e conchas calcárias.
 Elaborar projetos
Um projeto, desde que bem planejado e estruturado, é uma ferramenta importantíssima no ensino e 
na aprendizagem da Química, pois desperta no aluno a curiosidade, a capacidade investigativa e associa-
tiva, assim como o interesse pela Ciência e, além disso, pode levar o aluno e a comunidade a mudanças 
de postura diante da problemática abordada, estimulando e desenvolvendo a cidadania.
Para elaborar um projeto, é essencial, primeiramente, justificar a necessidade dele. Depois, é im-
portante traçar como esse projeto será implementado, o que abrange: a escolha do público-alvo, dos 
professores envolvidos, a definição de quantidade de horas semanais necessárias para a consecução 
dele, a definição da duração do projeto e como o trabalho dos alunos e/ou da comunidade poderá ser 
divulgado por ele.
Além disso, um projeto deve ter muito bem definido os objetivos a serem atingidos, as metodologias 
utilizadas, os recursos necessários, os conteúdos abordados, como será a avaliação dos alunos no projeto 
e a avaliação do projeto pelos alunos e, por fim, a bibliografia utilizada.
Um tema interessante e abrangente que pode ser trabalhado é o lixo, e a justificativa da escolha 
desse tema pode ser, entre outras, o aumento da produção de lixo nas cidades brasileiras, tornando-se 
cada vez mais importante analisar as condições que regem a produção desses resíduos, incluindo sua 
minimização na origem, seu manejo e as condições existentes de tratamento e disposição dos resíduos 
em cada cidade brasileira.
O público-alvo pode ser, por exemplo, os alunos da 1a série do Ensino Médio e a comunidade. Os 
professores envolvidos podem ser das mais variadas disciplinas, como, por exemplo: Química, Biologia, 
Física, Geografia, História e Artes.
17
Dependendo da disponibilidade dos alunos e dos professores, o projeto pode ter uma duração 
de dois a quatro meses.
A implementação pode ser feita com reuniões semanais, com duração de mais ou menos três 
horas, podendo utilizar e-mail para avisos e trocas de ideias; os professores que participarão do 
projeto devem preparar atividades, orientar os alunos na pesquisa, nos experimentos e nas discus-
sões, além de auxiliar na organização dos dados coletados para a elaboração de um trabalho final 
(como a criação de uma canção, de uma peça teatral, um pôster, uma maquete ou alguma montagem 
de imagens) que poderá ser apresentado, por exemplo, na feira de Ciências da escola.
Os objetivos de um projeto cujo tema seja o lixo podem ser vários. A seguir serão exemplifi-
cados alguns.
• Definir e classificar os resíduos sólidos quanto aos potenciais riscos de contaminação do 
meio ambiente e quanto à natureza ou à origem do resíduo.
• Conhecer os impactos ambientais provocados pelo lançamento sem controle de resíduos 
sólidos no meio ambiente urbano.
• Conhecer as técnicas e/ou os processos de tratamento (lixão, compostagem, aterro sanitário, 
incineração, plasma, pirólise) e desinfecção (desinfecção química, desinfecção térmica – au-
toclave e micro-ondas, e radiação ionizante) mais adequados a cada tipo de resíduo sólido, 
a fim de reduzir ou eliminar os danos ao meio ambiente.
• Analisar as condições relacionadas ao controle da produção dos resíduos, incluindo a mi-
nimização desses resíduos na origem, o manejo deles, além do tratamento e da disposição 
dos resíduos na cidade de São Paulo.
• Conscientizar o futuro cidadão da importância da participação dele na preservação do meio 
ambiente.
Podem-se utilizar, como metodologias, o trabalho em grupo, a exposição em classe, o trabalho 
experimental em laboratório e o debate.
Os recursos auxiliares a esse projeto podem ser: o uso de um laboratório, o uso da internet, 
uma visita ao lixão da cidade ou a uma usina de compostagem, quando a cidade possuir uma.
Os conteúdos a serem abordados em um tema como esse podem ser os resíduos sólidos (pro-
dução e destino; classificação; características; doenças provocadas; serviços de limpeza pública; 
tratamento: compostagem, aterro sanitário, incineração, plasma, pirólise, desinfecção química, 
desinfecção térmica – autoclave e micro-ondas, e radiação ionizante; disposição final dos resíduos 
provenientes do tratamento; resíduos sólidos; geração de energia) e a legislação ambiental.
 É importante que a avaliação do projeto seja feita, continuamente, em duas partes: a avalia-
ção do aluno por meio de encontros semanais para a elaboração das atividades propostas, com 
a participação efetiva, em cada atividade, do trabalho em grupo; e a avaliação do projeto pelos 
alunos e/ou pela comunidade.
3. Avaliação
A avaliação é um instrumento fundamental para se obterem informações sobre o andamen-
to do processo ensino-aprendizagem. Podem ser mobilizados vários recursos para tal, mas é 
importante que ela seja feita de maneira contínua, ocorrendo várias vezes durante o processo 
ensino-aprendizagem e não apenas ao final de cada bimestre. A avaliação praticada em interva-
losbreves e regulares serve como feedback constante do trabalho do professor, possibilitando 
reflexões e reformulações nos procedimentos e nas estratégias, visando sempre ao sucesso 
efetivo do aluno. 
 Descobrir, registrar e relatar procedimentos
Ao longo do curso, surgem inúmeras oportunidades de observação e avaliação. Descobrir, 
registrar e relatar procedimentos comuns, relevantes e diferentes contribuem para melhor avaliar 
o aluno. Tendo em mãos as anotações sobre as atividades e as produções da classe, é possível 
traçar perfis, perceber que aspectos devem ser reforçados no ensino, que conteúdos e habilidades 
convém privilegiar e quais assuntos podem ser avançados.
 Obter informações sobre a apreensão de conteúdos
Para saber o quanto o aluno apreendeu dos conteúdos estudados, podem-se observar: a 
compreensão conceitual e a interpretação do texto no que se refere aos aspectos da Química, e 
o comportamento dele (hesitante, confiante, interessado) na resolução das atividades.
 Analisar atitudes
Também pode ser útil analisar as atitudes do aluno, por exemplo, observar se ele costuma fazer 
perguntas, se participa dos trabalhos em grupo, se argumenta em defesa de suas opiniões etc.
18
 Trabalhar com diversos tipos de atividades
Além de trabalhar com atividades práticas/pesquisas, exercícios complementares e/ou leituras, 
o professor pode criar outras oportunidades de avaliação, como, por exemplo, solicitar ao aluno 
que explique o que ocorreu em determinado experimento.
 Evidenciar organização, esforço e dedicação
É interessante, também, que cada estudante organize uma pasta e/ou um caderno com todas as 
suas produções. Isso evidencia a organização dele e o esforço empenhado por ele na consecução dos 
trabalhos, de acordo com as anotações feitas, além de mostrar claramente os conteúdos aos quais 
dedicou maior ou menor atenção.
 Perceber avanços e dificuldades em relação ao conteúdo avaliado
A avaliação deve ser um processo constante, não uma série de obstáculos. As provas escritas 
são meios adequados para examinar o domínio do aluno em relação a procedimentos, interpretação 
do texto, compreensão conceitual e entendimento de contextos. Esse tipo de avaliação pode ser 
utilizado como um momento de aprendizagem, pois permite a percepção dos avanços e das dificul-
dades dos alunos no que diz respeito ao conteúdo avaliado. Há ainda a possibilidade da aplicação 
de provas elaboradas pelos próprios alunos ou da realização de provas em grupos ou duplas.
 Avaliar e instruir
Um instrumento bastante útil para avaliar e, ao mesmo tempo, instruir o aluno é a rubrica, a qual 
costuma ser muito utilizada na avaliação de tarefas, como: projetos, seminários, apresentações, 
produções escritas, entre outras.
Rubricas normalmente possuem o formato de tabelas e apresentam os critérios de qualidade 
ou de aprendizagem. Nelas deve constar o que é importante na aprendizagem, como, por exemplo, 
os critérios de correção bem definidos. Devem descrever os diferentes níveis de desempenho do 
trabalho – excelente, satisfatório e insatisfatório ou, então, números, estrelas etc. – e as dificul-
dades concretas que podem ser vivenciadas pelos alunos durante a aprendizagem. Devem conter, 
ainda, algumas habilidades de pensamento/raciocínio.
Veja uma maneira de montar uma rubrica.
Insatisfatório Satisfatório Excelente Pontos
Aspectos a 
serem avaliados
Descrição 
dos critérios 
observáveis 
que evidenciem 
um nível de 
desempenho 
abaixo do 
esperado.
Descrição dos 
critérios obser-
váveis que 
correspondam 
a um nível mais 
elaborado, 
mas que ainda 
pode ser 
aperfeiçoado.
Descrição de 
critérios visíveis 
que ilustrem o 
nível máximo 
de desempenho 
ou de traços de 
excelência.
Total
Os passos necessários para a elaboração de uma rubrica são:
• Identificar os componentes e os procedimentos a avaliar (se necessário, divida a tarefa em 
subtarefas que evidenciem as habilidades necessárias ou a compreensão/aplicação do co-
nhecimento). Esse é o passo mais importante, pois quando definido cuidadosamente o que 
será avaliado, as expectativas ficam mais claras e a avaliação é mais objetiva e formativa. 
• Selecionar um número razoável de aspectos importantes. Questione os aspectos mais impor-
tantes da tarefa proposta e classifique as principais dimensões a avaliar, da mais importante 
para a menos significativa. Escreva os aspectos selecionados na coluna da esquerda da 
rubrica-modelo, um em cada linha.
• Descrever os critérios de referência para todos os níveis de cada aspecto. Imagine um exemplo 
máximo de desempenho para cada um dos aspectos a observar. Descreva-o sucinta e claramente 
nas colunas da rubrica. Imagine, depois, um exemplo de qualidade ligeiramente inferior e preencha 
a coluna seguinte (este preenchimento será da direita para a esquerda) e assim por diante, até ter 
todas as células da rubrica preenchidas.
19
• Revisar a rubrica no momento da sua efetiva utilização e alterá-la, se necessário.
• Um dos principais objetivos da rubrica é estabelecer e organizar os critérios a serem avaliados em 
determinada atividade, no intuito de tornar essa avaliação mais clara, consistente e objetiva tanto 
para o professor (ajudando-o a estabelecer o que e como avaliar) como para o aluno (que saberá 
quais resultados são esperados e de que maneira seu trabalho será avaliado).
Mais informações e alguns exemplos de rubricas podem ser obtidos no site (em inglês)
<http://rubistar.4teachers.org/index.php>. Acesso em: fev. 2010.
 Autoavaliar-se
Outro recurso importante é a autoavaliação, pois cada estudante tem modos distintos e consistentes 
de percepção, organização e retenção do assunto. A autoavaliação pode incluir questões do tipo:
• Como você se sente em relação a seus estudos de Química? Por quê?
• Qual foi o assunto mais importante para você e o que aprendeu?
• Em que você gostaria de ser ajudado?
• Como você acha que o professor pode melhorar as aulas de Química?
A autoavaliação, além de ser uma maneira de o estudante exercitar a reflexão sobre o próprio 
processo de aprendizagem, serve, em especial, de indicador e alerta para auxiliar o professor em sua 
atuação em sala de aula.
A internet, a rede mundial de computadores, permi-
te o acesso a uma infinidade de informações, dos mais 
variados tipos. Se bem usada, é um auxiliar poderoso do 
processo ensino-aprendizagem. Apresentamos a seguir 
uma pequena lista de sites que interessam aos objetivos 
de nosso curso. Para facilitar o trabalho dos leitores, 
dividimos os sites em seis categorias:
• Educacionais e/ou de referência, que trazem infor-
mações gerais sobre educação, cultura, ensino etc.
• Ciência e tecnologia, em que se encontram dados 
sobre novas tecnologias, avanços científicos e 
resultados de pesquisas.
• Meio ambiente e ecologia, com informações 
sobre meio ambiente, conservação de recursos 
naturais e problemas ambientais.
• Museus, bibliotecas ou bancos de dados, que 
permitem a consulta a dados para a realização de 
pesquisas.
• Empresas ou fundações, que apresentam infor-
mações relativas a projetos e atividades.
• Busca, que, por meio de expressões ou palavras-
-chave, permitem localizar mais facilmente as 
informações desejadas.
Os sites a seguir foram acessados em fevereiro de 
2010.
 EDUCACIONAIS E/OU DE REFERêNCIA 
 AllChemy Web
http://allchemy.iq.usp.br
Criado e mantido pelo Instituto de Química da 
Universidade de São Paulo, é especializado em 
Química e ciências afins, cumprindo as funções de 
revista eletrônica, biblioteca virtual, banco de dados, 
divulgação de eventos e cursos, entre outras.
 Bússola Escolar 
 http://www.bussolaescolar.com.br
Destinado a estudantes, professores e a todos 
que desejem se manter atualizados sobre as 
diferentes disciplinas. A parte dedicada às Ciências e 
particularmente à Química é bem completa, com uma 
das melhores indexações de assuntos do gênero.
 Catavento Cultural 
 http://www.cataventocultural.org.br
Espaço educacional e cultural que apresentaa ciência 
e os problemas sociais ao público de forma interativa.
 ChemKeys 
 http://www.chemkeys.com/br
Criado por professores da Universidade Estadual 
de Campinas (Unicamp), contém material didático e 
textos de referência para o ensino e aprendizagem 
da Química e ciências afins.
 Centro de Divulgação Científica e Cultural (CDCC) 
 http://www.cdcc.sc.usp.br
Mantido pela Universidade de São Paulo, traz 
informações e material didático, propondo-se 
a “estabelecer um vínculo duradouro entre a 
universidade e a comunidade”. No setor de Química, 
encontram-se explicações e demonstrações de 
conceitos, experimentos e uma apresentação 
detalhada da Tabela Periódica.
 Ciência e Cultura na Escola 
 http://www.ciencia-cultura.com
Apresenta temas ligados ao estudo e aprendizagem 
de Ciências no Ensino Fundamental e Médio.
 Ciência em Casa 
 http://cienciaemcasa.cienciaviva.pt
Disponível em português e em inglês, apresenta 
experimentos científicos que podem ser feitos em 
casa, além de curiosidades e informações sobre 
temas da Química.
VI Uso da internet
20
 Educador Brasil Escola 
 http://www.educador.brasilescola.com
O site oferece sugestões de experimentos simples 
que reforçam o conteúdo aprendido em sala de aula.
 Escola do Futuro 
 http://www.futuro.usp.br
Laboratório interdisciplinar que visa aproveitar as 
novas tecnologias de comunicação para melhorar o 
aprendizado em todos os níveis de ensino.
 Estação Ciência 
 http://www.eciencia.usp.br
Centro de Difusão Científica, Tecnológica e Cultural 
da Pró-Reitoria de Cultura e Extensão Universitária 
da Universidade de São Paulo.
 Feira de Ciências 
 http://www.feiradeciencias.com.br
Experimentos que relacionam os conceitos 
aprendidos em sala de aula ao dia a dia.
 Grupo de Pesquisa em Educação Química (Gepeq) 
 http://gepeq.iq.usp.br
Mantido pelo Instituto de Química da Universidade 
de São Paulo, oferece atividades para professores e 
alunos, material de apoio para pesquisas em livros, 
revistas, vídeos, associações e na internet, além de 
cursos de formação continuada para professores de 
Química do Ensino Médio e questões atualizadas e 
interativas para testar e aprofundar conhecimentos.
 International Union of Pure and Applied 
 Chemistry (Iupac) 
 http://www.iupac.org
O site da União Internacional de Química Pura 
e Aplicada, uma organização não governamental 
internacional, traz informações atualizadas dos 
mais recentes trabalhos e pesquisas da área. 
Seu Comitê Interdivisional de Nomenclatura e 
Símbolos desenvolve padrões para a denominação 
dos compostos químicos. Em inglês.
 Ludoteca 
 http://www.ludoteca.if.usp.br
Mantido pelo Instituto de Física da Universidade 
de São Paulo, é um espaço dirigido a professores, 
estudantes e a todas as pessoas interessadas no 
ensino e no estudo das Ciências.
 Nautilus 
 http://nautilus.fis.uc.pt/
Contando com o apoio do Ministério de Ciência e 
Tecnologia de Portugal, o site do Departamento de 
Física da Universidade de Coimbra oferece downloads 
gratuitos de programas destinados ao ensino, 
aprendizagem e divulgação das áreas de Química, Física, 
Matemática e Ciências em geral. A página Molecularium 
traz interessantes simulações em físico-química.
 Portal do Professor 
 http://portaldoprofessor.mec.gov.br
O site apresenta notícias, recursos educacionais, 
como animações e experimentos, além de cursos e 
materiais de apoio.
 Química Nova na Escola 
 http://qnesc.sbq.org.br
A revista Química Nova na Escola aborda temas 
relacionados à formação e à atualização da 
comunidade brasileira do Ensino de Química. Dentre 
vários artigos interessantes, pode-se explorar o 
conceito de mol, como uma nova terminologia, e de 
ligações químicas: iônica, covalente e metálica.
 Sociedade Brasileira de Química (SBQ) 
 http://www.sbq.org.br
Site da Sociedade Brasileira de Química.
 CIêNCIA E TECNOLOGIA 
 ACS Publications 
 http://pubs.acs.org
A página da American Chemical Society (ACS) traz as 
publicações mais importantes da área. Em inglês.
 Associação Brasileira da Indústria Química 
(Abiquim) 
http://www.abiquim.org.br
Além de informações voltadas para indústrias ligadas 
ao setor químico, o site traz um Espaço do Estudante, 
apresentando temas relevantes em linguagem 
acessível.
 Centro Brasileiro de Pesquisas Físicas 
 http://portal.cbpf.br
Vinculado ao Ministério da Ciência e Tecnologia, tem 
como objetivo a investigação científica básica e o 
desenvolvimento de atividades acadêmicas de pós- 
-graduação em Física teórica e experimental.
 Instituto Brasileiro de Informação em Ciência 
e Tecnologia (Ibict) 
http://www.ibict.br
Mantido pelo Ministério da Ciência e Tecnologia, 
propõe-se a desenvolver a comunicação e a 
informação nessas áreas, com o objetivo de 
contribuir para a inovação tecnológica no Brasil.
 Ministério da Ciência e Tecnologia (MCT) 
 http://www.mct.gov.br
O site traz, entre outras informações, dados 
referentes ao patrimônio científico e tecnológico 
brasileiro, bem como à política de pesquisa, 
produção e aplicação de novos materiais e serviços 
de alta tecnologia no Brasil.
 Química Nova 
 http://quimicanova.sbq.org.br
Órgão de divulgação da Sociedade Brasileira de Química. 
Contém artigos com resultados originais de pesquisa, 
trabalhos de revisão, divulgação de novos métodos e 
técnicas, educação e assuntos gerais da área.
 Revista Com Ciência 
 http://www.comciencia.br/comciencia
Revista eletrônica de jornalismo científico, 
publicada pela SBPC em associação com o Labjor 
(Laboratório de estudos avançados em jornalismo 
da Unicamp).
 Revista Fapesp 
 http://revistapesquisa.fapesp.br
Editada pela Fundação de Amparo à Pesquisa do 
Estado de São Paulo (Fapesp), tem por objetivo 
difundir e valorizar os resultados da produção 
científica e tecnológica brasileira.
 Scientific American 
 http://www.scientificamerican.com
Site oficial da revista estadunidense de divulgação 
científica, traz informações atualizadas sobre 
ciências em geral. Em inglês.
21
 Museu de História Natural “Prof. Luiz Trajano da Silva”
 http://www.faficp.br
O museu, pertencente à Faculdade Estadual de Filosofia, 
Ciências e Letras de Cornélio Procópio (Faficop), do 
Paraná, traz em seu site informações sobre Arqueologia, 
Antropologia Indígena, Entomologia e Zoologia, além 
de dados sobre os principais biomas brasileiros.
 Programa de Informação para Gestão de Ciência, 
Tecnologia e Inovação (Prossiga) 
http://www.prossiga.br
Vinculado ao Instituto Brasileiro de Informação em 
Ciência e Tecnologia (IBICT), oferece bases de dados, 
bibliotecas virtuais e informações sobre cursos, entre 
outros, voltados para as áreas de Ciência e Tecnologia.
 Serviço Geológico do Brasil (CPRM) 
 http://www.cprm.gov.br
Ligado ao Ministério de Minas e Energia, propõe-se a 
organizar e sistematizar o conhecimento geológico 
do território brasileiro. No site encontram-se, entre 
outras, informações técnicas sobre Geologia, 
recursos minerais e hídricos, bem como uma 
biblioteca e um museu de Geologia.
 EMPRESAS OU FUNDAçÕES 
 Companhia de Gás de São Paulo (Comgas) 
 http://www.comgas.com.br
No site da empresa, privatizada, encontram-se dados 
sobre o gás natural, suas aplicações e sua relação 
com o meio ambiente, entre outros.
 Companhia de Tecnologia de Saneamento 
Ambiental (Cetesb) 
http://www.cetesb.sp.gov.br
Ligada à Secretaria de Estado do Meio Ambiente de São 
Paulo, a Cetesb é responsável pelo controle, fiscalização, 
monitoramento e licenciamento de atividades geradoras 
de poluição, visando preservar e recuperar a qualidade 
das águas, do ar e do solo. No site, encontram-se 
informações e dados relacionados ao tema.
 Fundação Oswaldo Cruz (Fiocruz)
http://www.fiocruz.br
A Fiocruz, vinculada ao Ministério da Saúde, é a mais 
respeitada instituição de Ciência e Tecnologia em saúde 
da América Latina. Desenvolve atividades de pesquisa 
básica e aplicada, assistência hospitalar, formulação 
de estratégias de saúde pública, entre muitas outras. O 
portal oferecedados sobre a área.
 Petrobras 
 http://www.petrobras.com.br
Além de trazer informações sobre petróleo e seus 
derivados, o site oferece também dados sobre 
biocombustíveis e outras energias renováveis.
 BUSCA 
 AltaVista 
 http://www.altavista.com
 Google 
 http://www.google.com.br
 Lycos
http://www.lycos.com
 Yahoo! 
 http://br.yahoo.com
 Sociedade Brasileira para o Progresso 
 da Ciência (SBPC) 
 http://www.sbpcnet.org.br
A SBPC é uma entidade voltada especialmente para 
a defesa do avanço científico e tecnológico e do 
desenvolvimento educacional e cultural do Brasil. 
O site destina-se a divulgar suas atividades e a 
apresentar informações ligadas a elas.
 MEIO AMBIENTE E ECOLOGIA 
 Compromisso Empresarial para Reciclagem 
(Cempre) 
http://www.cempre.org.br
O Cempre é uma associação sem fins lucrativos 
dedicada à promoção da reciclagem a partir do 
conceito de gerenciamento integrado do lixo. 
No site, encontram-se fichas técnicas de vários 
tipos de materiais recicláveis e resumo das 
publicações da associação.
 Empresa Brasileira de Pesquisa Agropecuária 
(Embrapa) 
http://www.embrapa.br
Vinculada ao Ministério da Agricultura, Pecuária e 
Abastecimento, a Embrapa visa ao desenvolvimento 
sustentável do espaço rural. O portal divulga, 
entre outras, informações sobre biotecnologia e 
nanotecnologia, indústria de alimentos, transferência 
de tecnologia e desenvolvimento social.
 Instituto Brasileiro do Meio Ambiente e dos 
Recursos Naturais Renováveis (Ibama) 
http://www.ibama.gov.br
O site do Ibama, autarquia ligada ao Ministério do 
Meio Ambiente, traz não apenas informações sobre 
a política ambiental brasileira, mas também bancos 
de dados e um Thesaurus de Meio Ambiente em que 
podem ser consultados os principais conceitos 
ligados ao tema.
 Ministério do Meio Ambiente (MMA) 
 http://www.mma.gov.br
Além de dados sobre meio ambiente, o site traz 
uma biblioteca virtual com jornais, revistas e outras 
publicações específicas.
 MUSEUS, BIBLIOTECAS OU BANCOS DE DADOS 
 Agência Nacional de Energia Elétrica (Aneel) 
 http://www.aneel.gov.br
Na Biblioteca Virtual, podem ser consultados 
dados catalográficos, artigos de periódicos, atos 
legislativos, livros, materiais especiais (CDs, vídeos 
e mapas) e trabalhos acadêmicos, entre outros, 
sobre temas referentes à geração de energia 
elétrica.
 Biblioteca Virtual de Educação (BVE) 
 http://bve.cibe.inep.gov.br
Ferramenta de pesquisa de sites educacionais 
do Brasil, dirigida a pesquisadores, estudiosos, 
professores e alunos de todas as séries escolares.
22
Educação E Educação Em química 
Alves, R. Filosofia da ciência: introdução ao jogo e suas regras. 
São Paulo: Loyola, 2000.
Bachelard, G. A formação do espírito científico. Rio de Janeiro: 
Contraponto, 1996. 
Benite, a. M. c. & Benite, c. r. M. O laboratório didático no ensino 
de Química: uma experiência no ensino público brasileiro. 
Revista Iberoamericana de Educación, jan. 2009.
Branco, S. M. Água: origem, usos e preservação. 2. ed. São 
Paulo: Moderna, 2003. (Col. Polêmica.)
. Energia e meio ambiente. 2. ed. São Paulo: Mo-
derna, 2004. (Col. Polêmica.)
CaMpos, M. C. & Nigro, R. G. Didática de Ciências: o ensino-apren-
dizagem como investigação. São Paulo: FTD, 1999.
Canto, E. L. Plástico: bem supérfluo ou mal necessário? 2. ed. 
São Paulo: Moderna, 2004.
Carraro, G. Agrotóxico e meio ambiente: uma proposta de ensi-
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1996. (Col. Polêmica.)
. Como se faz Química: uma reflexão sobre a Química 
e a atividade do químico. 3. ed. Campinas: Editora da 
Unicamp, 2006. 
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1993. 
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na educação. São Leopoldo: Editora da Unisinos, 
1998.
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São Paulo: Ática, 1994.
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Scipione, 1995. 3 V.
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tal. São Paulo: EPU, 2008.
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Janeiro: Paz e Terra, 2008.
. Pedagogia da esperança: um reencontro com a 
pedagogia do oprimido. 14. ed. Rio de Janeiro: Paz e 
Terra, 2007.
. Pedagogia do oprimido. 46. ed. Rio de Janeiro: Paz 
e Terra, 2007.
Fundação RoBerto Marinho. Telecurso 2000: Ciências – 1o grau. 
São Paulo: Globo, 1996.
Gepeq – Grupo de Pesquisa para o Ensino de Química. Intera-
ções e transformações: Química para o Ensino Médio. 
São Paulo: Edusp, 2005, 2003, 2002. v. I, II, III; livro 
do aluno, guia do professor.
gil-peréz, D. & carvalho, A. M. P. de. Formação de professores 
de Ciências: tendências e inovações. 8. ed. São Paulo: 
Cortez, 2006. (Col. Questões de Nossa Época.)
GoldeMBerg, J. Energia nuclear: vale a pena? 9. ed. São Paulo: 
Scipione, 1998. (Col. O Universo da Ciência.)
Grün, M. Ética e educação ambiental: a conexão necessária. 
Campinas/Rio de Janeiro: Papirus/Paz e Terra, 2003.
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para a mudança e a incerteza. São Paulo: Cortez, 
2000. (Coleção Questões de Nossa Época.)
JardiM, N. S. et al. Lixo municipal: manual de gerenciamento 
integrado. 2. ed. São Paulo: Instituto de Pesquisas 
Tecnológicas, 2000.
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Lisboa: Gradiva, 1995. (Col. Ciência Aberta 74.)
lopes, A. R. C. Conhecimento escolar: ciência e cotidiano. 
Rio de Janeiro: Editora da Uerj, 1999.
luFti, M. Os ferrados e os cromados: produção social e 
apropriação privada do conhecimento químico. 2. ed. 
Ijuí: Editora da Unijuí, 2006.
Machado, A. H. Aula de Química: discurso e conhecimento. 
Ijuí: Editora da Unijuí, 2000.
Maldaner, O. A. A formação inicial e continuada de professo-
res de Química. Ijuí: Editora da Unijuí, 2000.
. A formação inicial e continuada de professores 
de Química: professores/pesquisadores. Ijuí: Editora 
da Unijuí, 2000.
Mano, E. B. Introdução aos polímeros. 2. ed. São Paulo: 
Edgard Blücher, 1999.
Mateus, A. L. Química na cabeça. Belo Horizonte: Editora 
da UFMG, 2001.
VII Sugestões de leituras 
para o professor
23
Mól, G. de S. & Santos, W. L. P. dos (coords.). Química e socie-
dade. Módulos 1, 2, 3 e 4 – Química, suplementados 
com o Guia do Professor. São Paulo: Nova Geração, 
2003-2004. (Col. Nova Geração.)
Montanari, V. & Strazzacappa, C. Pelos caminhos da água. 
2. ed. São Paulo: Moderna, 2003. (Col. Desafios.)
Moran, J. M.; Maaseto, M. T. & Behrens, M. A. Novas tecno-
logias e mediação pedagógica. 16. ed. Campinas: 
Papirus, 2009.
MortiMer, E. F. Linguagem e formação de conceitos no ensino 
de Ciências. Belo Horizonte: Editora da UFMG, 2006.
Nardi, R. (org.). Questões atuais no ensino de Ciências. São 
Paulo: Escrituras, 1998.
Perrenoud, P. Avaliação: da excelência à regulação das 
aprendizagens. Entre duas lógicas. Porto Alegre: 
Artmed, 1999.
. Dez novas competências para ensinar. Porto 
Alegre: Artmed, 2000.
. Pedagogia diferenciada: das intenções à ação. 
Porto Alegre: Artmed, 2000.Reigota, M. Meio ambiente e representação social. 7. ed. 
São Paulo: Cortez, 2007.
Rios, T. A. Compreender e ensinar: por uma docência de 
melhor qualidade. 3. ed. São Paulo: Cortez, 2002.
Rodrigues, S. A. Destruição e equilíbrio: o homem e o 
ambiente no espaço e no tempo. 16. ed. São Paulo: 
Atual, 2004. (Col. Meio Ambiente.)
RoManelli, L. I. & Justi, R. da S. Aprendendo Química. Ijuí: 
Editora da Unijuí, 1998.
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Russel, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: McGraw-Hill 
do Brasil, 1994. v. 2.
Santos, W. L. P. dos & Schnetzler, R. P. Educação em Quí-
mica: compromisso com a cidadania. Ijuí: Editora 
da Unijuí, 1999.
Sato, M. & Santos, J. E. Agenda 21 em sinopse. São Carlos: 
EdUFSCar, 1999.
Scarlatto, F. & PontiM, J. A. Do nicho ao lixo. São Paulo: 
Atual, 1992.
Souza, M. H. S. & Spinelli, W. Guia prático para cursos de 
laboratório: do material à elaboração de relatórios. 
São Paulo: Scipione, 1998.
Tajra, S. F. Informática na educação. 8. ed. São Paulo: 
Érica, 2008. 
Valadares, J. & Pereira, D. C. Didática da Física e da Química. 
Lisboa: Universidade Aberta, 1991.
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Martins, 2008.
WeissMann, H. (org.). Didática das ciências naturais: contri-
buições e reflexões. Porto Alegre: Artmed, 1998.
Zago, O. G. & Del Pino, J. C. Trabalhando a Química dos sa-
bões e detergentes. Disponível em: <www.iq.ufrgs.
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HISTóRIA DA QUíMICA
Chassot, A. A ciência através dos tempos. 2. ed. São Paulo: 
Moderna, 1994.
Ferri, M. G. & MotoyaMa, S. História das Ciências no Brasil. 
São Paulo: EPU/Edusp, 1979. 
GoldFarB, A. M. A. Da alquimia à Química. São Paulo: 
Landy, 1991.
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& MotoyaMa, S. (coords.). História das ciências no 
Brasil. São Paulo: EPU, 1979.
Vanin, J. A. Alquimistas e químicos. 2. ed. São Paulo: 
Moderna, 2005.
DOCUMENTOS OFICIAIS
Brasil. Ministério da Educação (MEC), Instituto Nacio-
nal de Estudos e Pesquisas Educacionais (Inep). 
SAEB 2001: novas perspectivas. Brasília: MEC/
Inep, 2001.
Brasil. Ministério da Educação (MEC), Secretaria de 
Educação Básica (SEB) Parâmetros Curricula-
res Nacionais: Ensino Médio. Brasília: MEC/SEB, 
2000.
Brasil. Ministério da Educação (MEC), Secretaria de 
Educação Básica (SEB). Orientações Curricula-
res para o Ensino Médio – Ciências da Natureza, 
Matemática e suas Tecnologias. Brasília: MEC/
SEB, 2006.
Brasil. Ministério do Meio Ambiente. Educação para um 
futuro sustentável: uma visão transdisciplinar para 
uma ação compartilhada. Brasília: Ibama, 1999.
Secretaria da Educação do Estado de São Paulo. Organização 
e segurança no laboratório de Química no Ensino 
Médio. São Paulo: Coordenadoria de Estudos e 
Normas Pedagógicas/Secretaria de Estado da 
Educação, 1993. (Col. Prática Pedagógica.)
REVISTAS
Ciência Hoje
Química Nova 
Química Nova na Escola
American Chemical Society
Education in Chemistry
Enseñanza de las Ciencias 
International Journal of Science Education
Journal of Chemical Education
Scientific American Brasil
24
25
VIII Conteúdos e objetivos específicos 
dos capítulos
Capítulo 1 Soluções
Conteúdos Objetivos específicos
 1. Conceitos gerais
 2. Concentração das soluções
 3. Diluição das soluções
 4. Mistura de soluções
Ao final do capítulo, o aluno deve estar preparado para:
• perceber a existência de diferentes tipos de soluções e a 
diversidade na utilização delas na prática;
• entender o processo de classificação das soluções;
• compreender o processo de dissolução;
• conceituar e entender o processo de saturação, construindo 
e interpretando curvas de solubilidade de uma substância 
em função da temperatura;
• compreender o significado de concentração e perceber a 
importância dela na prática, conhecendo e exercitando as 
diferentes formas de expressá-la;
• compreender o significado de diluir e concentrar, e aplicar 
esse conhecimento em exercícios;
• entender o processo de mistura de soluções com reação, 
aplicado na resolução de exercícios;
• compreender os processos práticos de análise quantitativa 
de uma solução e sua utilidade.
Capítulo 2 Coloides e nanotecnologia 
Conteúdos Objetivos específicos
 1. Introdução
 2. Conceituação de sistema coloidal
 3. Dispersibilidade das partículas coloidais
 4. Preparação dos coloides
 5. Propriedades dos coloides
 6. Precipitação dos coloides
 7. A explosão da nanociência e da nanotecnologia
 8. A nanofabricação
 9. Aplicações da nanotecnologia
Ao final do capítulo, o aluno deve estar preparado para:
• perceber que as soluções coloidais estão sempre presentes 
no cotidiano;
• entender o conceito de soluções coloidais;
• compreender o fenômeno da dispersão;
• reconhecer os métodos de produção de soluções coloidais;
• reconhecer as propriedades dos coloides, seus usos e 
aplicações na sociedade;
• desenvolver conexões e relações hipotético-lógicas entre os 
mundos macroscópico e microscópico da matéria;
• reconhecer as relações da catálise na Química aplicada;
• reconhecer o papel da Química no desenvolvimento 
científico e tecnológico ao longo do tempo, e as 
possibilidades para o futuro;
• compreender as relações entre a Química teórica, a 
experimental e suas aplicações práticas;
• reconhecer que a nanotecnologia está cada vez mais 
presente em nossa vida, nas empresas e no futuro 
desenvolvimento econômico;
• relacionar os pontos positivos e as preocupações com a 
sociedade no uso das nanopartículas para a saúde e o meio 
ambiente.
26

Capítulo 4 Termoquímica
Conteúdos Objetivos específicos
 1. Introdução
 2. A energia e as transformações da matéria
 3. Por que as reações químicas liberam ou absorvem 
calor?
 4. Fatores que influem nas en tal pias (ou calores) das 
reações
 5. Equação termoquímica
 6. Casos particulares das ental pias (ou calores) das 
reações
 7. Lei de Hess
Ao final do capítulo, o aluno deve estar preparado para:
• perceber que o estudo das quantidades de calor, liberadas 
ou absorvidas durante as reações químicas, auxilia na 
compreensão de fatos observados no dia a dia;
• entender que as quantidades de calor podem ser medidas;
• compreender por que as reações ocorrem com liberação ou 
absorção de calor mediante os conceitos de energia interna e 
entalpia, entendendo quais fatores influenciam nas entalpias 
das reações;
• entender, escrever e interpretar uma equação termoquímica;
• reconhecer os principais casos de entalpias de reação e as 
respectivas definições;
Capítulo 3 Propriedades coligativas
Conteúdos Objetivos específicos
 1. Introdução
 2. Detalhando as mudanças de estado físico
 3. Os efeitos coligativos
 4. A Lei de Raoult
 5. O efeito osmótico
 6. As propriedades coligativas nas soluções iônicas
Ao final do capítulo, o aluno deve estar preparado para:
• compreender os processos de evaporação e de condensação 
por meio do equilíbrio dinâmico existente entre eles;
• entender o significado de pressão máxima de vapor de um 
líquido puro, compreendendo os fatores que a afetam; 
• entender e interpretar tabelas e gráficos contendo dados 
sobre pressão máxima de vapor e temperatura;
• compreender quando ocorre a ebulição de um líquido puro;
• diferenciar os processos de evaporação e de ebulição;
• entender e interpretar as regiões de um diagrama de fases 
de uma substância pura;
• explicar, utilizando diagrama de fases, alguns fatos 
observados na prática;
• entender o significado de efeito tonométrico, ebuliométrico 
e criométrico, conceituando esse conjunto de propriedades 
coligativas;
• compreender os efeitos que a adição de um soluto não 
volátil a um líquido puro ocasionam no diagrama de fases do 
líquido puro;
• entender e aplicara Lei de Raoult na resolução de problemas;
• entender o movimento de difusão;
• definir membrana semipermeável ideal;
• entender o fenômeno da osmose mediante conceitos de 
difusão e de membrana semipermeável;
• definir pressão osmótica de uma solução;
• aplicar as leis da osmometria na resolução de problemas;
• classificar soluções à mesma temperatura, levando em 
conta as pressões osmóticas delas;
• perceber a importância da pressão osmótica nos seres vivos;
• entender por que os efeitos coligativos são mais acentuados 
nas soluções iônicas do que nas soluções moleculares, 
ambas nas mesmas condições;
• perceber a aplicação das propriedades coligativas na 
resolução de problemas práticos como a dessalinização de 
água de alguns países.
27


Capítulo 5 Cinética química
Conteúdos Objetivos específicos
 1. Velocidade (ou rapidez) das reações químicas
 2. Como as reações ocorrem?
 3. O efeito das várias formas de energia sobre a 
velocidade das reações químicas
 4. O efeito da concentração dos reagentes na 
velocidade das reações químicas
 5. O efeito dos catalisadores na velocidade das 
reações químicas
Ao final do capítulo, o aluno deve estar preparado para:
• entender o conceito de velocidade de uma reação química;
• compreender as condições necessárias para a ocorrência 
de uma reação química por meio dos conceitos de contato e 
afinidade química entre os reagentes;
• entender e utilizar a teoria das colisões para explicar e 
prever alterações na velocidade das reações químicas;
• calcular a velocidade de uma reação química;
• compreender o efeito da energia na velocidade das reações 
químicas mediante o conceito de energia de ativação, 
associando isso com os conceitos de entalpia aprendidos 
em Termoquímica;
• entender, interpretar, analisar e traçar gráficos de energia 
de reação em função do tempo (ou caminho da reação);
• perceber e compreender como as concentrações dos 
reagentes afetam a velocidade das reações químicas;
• ler e interpretar tabelas de concentrações de reagentes 
e produtos, relacionando os dados com a velocidade e 
escrevendo-os em forma de equação – denominada lei de 
velocidade ou lei cinética;
• entender o significado de mecanismo de uma reação;
• entender o que é um catalisador e como ele afeta a 
velocidade das reações químicas;
• ler, interpretar e construir gráficos de energia em função do 
tempo (ou caminho da reação) de reações químicas com e 
sem catalisador;
• conhecer os principais catalisadores utilizados na prática.
Capítulo 6 Equilíbrios químicos homogêneos
Conteúdos Objetivos específicos
 1. Estudo geral dos equilíbrios químicos
 2. Constante de equilíbrio em termos de pressões 
parciais
 3. Deslocamento do equilíbrio
Ao final do capítulo, o aluno deve estar preparado para:
• conceituar reação reversível;
• entender o que é equilíbrio químico, por meio dos conceitos 
de velocidade direta e inversa de uma reação química;
• diferenciar equilíbrio homogêneo de equilíbrio heterogêneo;
Conteúdos Objetivos específicos
• entender a lei experimental de Hess e suas consequências, 
além de aplicá-la na resolução de exercícios;
• perceber a aplicação da Termoquímica na resolução de 
problemas práticos, além do aumento de pesquisas para 
descobrir novas fontes de energia.
28
Capítulo 7 Equilíbrios iônicos em soluções aquosas
Conteúdos Objetivos específicos
 1. Equilíbrios iônicos em geral
 2. Equilíbrio iônico na água/pH e pOH
 3. Hidrólise de sais
Ao final do capítulo, o aluno deve estar preparado para:
• entender que equilíbrio iônico é o caso particular dos 
equilíbrios químicos;
• compreender que grau e constante de ionização servem, 
também, para indicar se o eletrólito é forte ou fraco;
• observar que, por causa de os valores da constante de 
equilíbrio de eletrólitos fracos em soluções diluídas serem 
muito baixos, torna-se usual expressá-los por meio de 
logaritmos;
• deduzir a lei de Ostwald com base em dados tabelados, além 
de entender e interpretá-la graficamente;
• entender e relacionar o efeito da adição do íon comum e do 
não comum ao princípio de Le Chatelier;
• determinar o produto iônico da água partindo dos conceitos 
de grau de ionização e constante de ionização;
• compreender como é determinado o caráter ácido-básico de 
uma solução, tomando como base o conceito de equilíbrio 
iônico na água;
• perceber que o uso de logaritmos simplifica a determinação 
do caráter ácido ou básico de uma solução e permite a 
cons trução de uma escala de acidez (ou de basicidade);
• relacionar os valores de uma escala de acidez com as 
concentrações de ácido ou base em uma solução;
• medir, na prática, o pH de uma solução;
• compreender o que é e como ocorre a hidrólise de um sal, 
observando que a hidrólise pode alterar o pH de uma solução;
• definir grau e constante de hidrólise;
• estabelecer relações entre a constante de hidrólise e a 
constante do ácido e/ou da base fracos;
Conteúdos Objetivos específicos
• identificar, graficamente ou utilizando dados de tabela, 
quando uma reação atingiu o equilíbrio;
• diferenciar equilíbrio homogêneo de equilíbrio heterogêneo; 
• entender grau de equilíbrio;
• entender e determinar a fórmula de constante de equilíbrio 
em função das concentrações, em mol/L, identificando-a 
com a lei da ação das massas (ou lei de Gulderg-Waage) para 
o equilíbrio químico;
• aplicar os conceitos de grau e constante de equilíbrio de 
uma reação na resolução de exercícios;
• compreender que grau e constante de equilíbrio servem 
para medir a extensão de uma reação reversível, isto é, 
para indicar o ponto em que a reação alcança o equilíbrio 
– logo no início (com pouca formação de produtos e muita 
sobra de reagentes), no “meio do caminho” ou mais adiante 
(com bastante formação de produtos e pouca sobra de 
reagentes);
• entender que qualquer alteração na velocidade da reação, 
direta ou inversa, provoca modificações nas concentrações 
dos reagentes e dos produtos, deslocando o equilíbrio e 
levando o sistema a um novo estado de equilíbrio;
• observar que o deslocamento do equilíbrio obedece sempre 
ao princípio de Le Chatelier.


29
Capítulo 8 Equilíbrios heterogêneos
Conteúdos Objetivos específicos
 1. Introdução
 2. Aplicação da Lei da Ação das Massas aos 
equilíbrios heterogêneos
 3. Deslocamento do equilíbrio heterogêneo
 4. Produto de solubilidade (KPS)
Ao final do capítulo, o aluno deve estar preparado para:
• entender o significado de equilíbrio heterogêneo;
• perceber que, em um equilíbrio heterogêneo, a lei da ação 
das massas só pode ser aplicada a cada uma das fases do 
sistema;
• entender por que, em um equilíbrio entre sólidos (ou líquidos) 
e gases, a lei da ação das massas é aplicada apenas aos 
gases;
• perceber que a influência de alguns fatores no deslocamento 
de um equilíbrio heterogêneo obedece, com algumas 
ressalvas, ao princípio de Le Chatelier;
• compreender o termo solubilidade por meio do equilíbrio 
químico entre processos de dissolução e de precipitação, 
definindo, então, produto de solubilidade;
• resolver exercícios sobre equilíbrio químico que envolvam 
cálculos, interpretação de dados, tabelas e gráficos;
• relacionar equilíbrio químico com formação de estalactites, 
estalagmites e corais.
Capítulo 9 Eletroquímica — Pilhas e baterias elétricas
Conteúdos Objetivos específicos
 1. Introdução
 2. Reações de oxirredução
 3. O acerto dos coeficientes ou balanceamento das 
equações de oxirredução
 4. A pilha de Daniell 
 5. A força eletromotriz (fem) das pilhas
 6. Eletrodo-padrão de hidrogênio
 7. Tabela dos potenciais-padrão de eletrodo
 8. Cálculo da força eletromotriz (fem) das pilhas
 9. Previsão da espontaneidade das reações de 
oxirredução
 10. As pilhas e as baterias em nosso cotidiano
 11. Corrosão
Ao final do capítulo, o aluno deve estar preparado para:
• definir Eletroquímica; 
• diferenciar os processos que ocorrem em uma pilha 
(energia química transformada em elétrica) dos que ocorremna eletrólise (energia elétrica transformada em energia 
química);
• compreender que a oxidação, a redução e, consequentemente, 
a reação de oxirredução envolvem transferências de 
elétrons, definindo agentes oxidante e redutor;
• entender o significado de número de oxidação nos íons e nos 
compostos covalentes;
• calcular o número de oxidação de um elemento que aparece 
em uma substância;
• reconhecer equações de oxirredução;
• entender que balancear uma equação de oxirredução 
significa igualar o número de elétrons cedidos pelo redutor 
com o número de elétrons recebidos pelo oxidante, levando 
em conta que o número total de átomos de cada elemento 
permanecerá o mesmo durante a reação; 
Conteúdos Objetivos específicos
• perceber e entender a importância na escolha de um 
indicador apropriado na titulação ácido-base;
• resolver exercícios envolvendo equilíbrios iônicos em 
soluções aquosas.


30
Capítulo 10 Eletroquímica — Eletrólise
Conteúdos Objetivos específicos
 1. Introdução
 2. Eletrólise ígnea
 3. Eletrólise em solução aquosa com eletrodos 
inertes
 4. Prioridade de descarga dos íons
 5. Eletrólise em solução aquosa com eletrodos ativos 
(ou reativos)
 6. Comparando o funcionamento das pilhas com a 
eletrólise
 7. Aplicações da eletrólise
 8. A estequiometria das pilhas e da eletrólise
Ao final do capítulo, o aluno deve estar preparado para:
• entender que a eletrólise é a reação de oxirredução 
provocada pela corrente elétrica;
• compreender como e quando ocorre a eletrólise;
• identificar eletrólise ígnea e perceber, por meio das reações, 
a diferença entre nomes e sinais dos eletrodos quando com-
parados aos da pilha;
• entender o que ocorre na eletrólise em solução aquosa;
• compreender a diferença dos resultados, ocasionada pela 
presença da água, de uma eletrólise ígnea e uma eletrólise 
em solução aquosa;
Conteúdos Objetivos específicos
• fazer o balanceamento de equações de oxirredução, escritas 
ou não na forma iônica;
• escrever, na forma iônica, uma reação de oxirredução, 
assim como as respectivas equações das semirreações de 
oxidação e de redução;
• entender a montagem e o funcionamento da pilha de 
Daniell por meio de definições de meias-células e eletrodos, 
negativo (ou ânodo) e positivo (ou cátodo);
• escrever e interpretar a reação global e as semirreações que 
ocorrem em uma pilha;
• representar e interpretar, esquematicamente, uma pilha;
• entender o significado de força eletromotriz de uma pilha e 
como é feita a medida dessa força;
• perceber que a força eletromotriz de uma pilha é consequên cia de 
uma reação de oxirredução e, portanto, depende da natureza 
dos metais formadores da pilha, das concentrações das 
soluções empregadas e da temperatura em que a pilha 
estiver funcionando;
• compreender o significado de potencial-padrão de eletrodo;
• ler e interpretar dados, ou dados de uma tabela, de 
potencial-padrão de eletrodo, identificando os potenciais 
de oxidação e de redução dos redutores e dos oxidantes em 
relação ao eletrodo-padrão de hidrogênio;
• calcular a força eletromotriz de uma pilha mediante os 
potenciais-padrão dos eletrodos;
• prever se uma reação de oxirredução será ou não 
espontânea, utilizando os valores de potencial de redução;
• prever, utilizando o valor calculado da força eletromotriz de 
uma pilha, se o funcionamento dela será ou não espontâneo 
no sentido considerado;
• entender a montagem, o funcionamento e a aplicação de 
algumas pilhas comuns:
 – acumulador ou bateria de automóvel ou bateria de chumbo;
 – pilha seca comum ou de Leclanché;
 – pilhas alcalinas;
 – pilha de níquel-cádmio;
 – pilha de lítio ou lítio-iodo;
 – pilha ou célula combustível;
• perceber os cuidados necessários para o descarte de pilhas 
e baterias;
• compreender a corrosão como um processo eletroquímico, 
entendendo a necessidade prática e a importância na 
proteção, ou de retardamento da corrosão, de alguns materiais.


31
Capítulo 11 Reações nucleares
Conteúdos Objetivos específicos
 1. Introdução
 2. O início da era nuclear — A descoberta da 
radioatividade
 3. Os efeitos das emissões radioativas
 4. Recordando alguns conceitos sobre a estrutura 
atômica
 5. A natureza das radiações e suas leis
 6. Cinética das desintegrações radioativas
 7. Famílias radioativas naturais
 8. Reações artificiais de transmutação
 9. Fissão nuclear
 10. Fusão nuclear
 11. Aplicações das reações nucleares
 12. Perigos e acidentes nucleares
Ao final do capítulo, o aluno deve estar preparado para:
• perceber que a descoberta das emissões radioativas se deu 
com a evolução de pesquisas envolvendo explicações sobre 
a estrutura atômica;
• conhecer, por meio de exemplos, os principais efeitos 
provocados pelas emissões radioativas;
• definir nuclídeo;
• determinar se um nuclídeo é isóbaro, isótono ou isótopo de 
outro mediante o número atômico (prótons) e o número de 
massa (prótons e nêutrons);
• identificar os três tipos de emissão (alfa, beta e gama) 
presentes em um feixe radioativo;
• definir emissão alfa e entender o que ocorre com um núcleo 
quando uma partícula alfa é emitida por ele;
• definir emissão beta e entender o que ocorre com um núcleo 
quando uma partícula beta é emitida por ele;
• definir emissão gama e entender por que não se costuma 
escrever a emissão gama nas equações nucleares;
• ler, escrever e interpretar as emissões colocadas na forma 
de equação de partículas alfa e beta;
• entender como a velocidade com que um elemento 
radioativo se desintegra pode ser determinada;
• entender o conceito de meia-vida;
• definir série ou família radioativa natural;
• definir reação nuclear ou de transmutação;
• definir elementos transurânicos;
• compreender o que é e o que ocorre no processo de fissão 
nuclear;
• perceber as aplicações práticas do processo de fissão 
nuclear;
• compreender o que é e o que ocorre no processo de fusão 
nuclear, diferenciando-o do processo de fissão nuclear;
• perceber aplicações práticas do processo de fusão nuclear;
• perceber os maiores e os menores perigos das emissões 
radioativas para os seres vivos.
Conteúdos Objetivos específicos
• prever, numa eletrólise em solução aquosa, se ocorrerá 
decomposição apenas do soluto ou apenas do solvente ou, 
então, de ambos, por meio da maior ou da menor facilidade 
de descarga dos íons durante a eletrólise;
• resolver exercícios sobre eletrólise;
• entender o problema de recarga de uma bateria comparando 
pilhas e eletrólise;
• perceber as várias aplicações da eletrólise nos processos 
industriais;
• relacionar a quantidade da substância transformada com a 
quantidade de eletricidade associada a essa transformação 
e aplicar esses conhecimentos em cálculos eletroquímicos, 
podendo prever o aspecto econômico do processo;
• compreender alguns processos naturais e industriais por 
meio da eletroquímica.

32
IX Comentários sobre os capítulos
Refletindo
Nesse momento, é possível abordar a concentração de soluções, que é o ponto central deste 
capítulo.
A urina é um bom exemplo para explorar a presença dos resíduos filtrados pelos rins.
A urina é uma solução complexa, formada por diversas substâncias, sendo a ureia o soluto predo-
minante. O objetivo da atividade é abordar as concentrações das partículas em solução, deixando as 
propriedades dos solutos para o momento oportuno.
Resposta:
Podemos avaliar o grau de hidratação pela coloração, pela quantidade e pelo odor da urina — solu-
ção aquosa por meio da qual são eliminados os resíduos e as substâncias indesejadas em excesso no 
organismo.
Quanto menos hidratada a pessoa está, mais escura é a urina e mais forte seu odor.
Em geral, uma urina de cor clara, “sem odor” e em quantidade normal (cerca de 1,5 L por dia) é 
sinal de uma hidratação adequada do organismo.
Soluções
C
a
p
ít
u
lo
1
É importante iniciar este capítulo retomando o conceito de misturas, visto no Ensino Fundamental 
e na 1a série do Ensino Médio, e ampliá-lo.
Este capítulodeve merecer atenção especial, visto que o conhecimento do assunto continua 
a ser maciçamente cobrado nos principais exames do país. Além disso, o domínio do cálculo de 
concentrações, expressas das mais variadas maneiras, é fundamental para a resolução de vários 
tipos de problemas que surgirão daqui em diante em nosso curso, como os que envolvem soluções 
que reagem entre si, problemas de volumetria, questões de cinética e de equilíbrios químicos, de 
eletroquímica etc.
infográfico 
No infográfico na abertura do capítulo observamos o quanto as soluções fazem parte de nosso 
dia a dia e como suas características são importantes para a vida e para o ambiente, mostrando ao 
aluno, no exemplo, como as baleias jubarte reagem a essas diferentes características em relação 
às águas oceânicas. Pode-se estabelecer um paralelo com a leitura do final do capítulo, mostrando 
aos alunos a importância da água para a manutenção da vida dos seres vivos, destacando também 
a importância de se conhecer a concentração, a temperatura ou a densidade de uma solução.
Neste primeiro contato com o assunto, o professor pode pedir exemplos de soluções aos 
alunos, propondo que eles tentem diferenciar, por exemplo, um suco de laranja de uma laranjada, 
pensando em termos de soluções mais concentradas e soluções menos concentradas.
1. Conceitos gerais
1.1 introdução
1.2 Mecanismos de dissolução
1.3 Regra de solubilidade
Professor, ressalte aos alunos que essa regra depende da intensidade da polaridade das subtâncias. 
Moléculas pouco polares podem se dissolver em substâncias apolares em pequenas quanti-
dades.
33
1.4. o fenômeno da saturação de uma solução
Se possível, mostrar aos alunos o fenômeno da saturação de uma solução. Deve-se lembrar que, 
para muitos deles, o aparecimento de um precipitado parece mágica ou um grande mistério. Por isso, 
usando um tubo de ensaio, pode-se mostrar algumas reações que produzem precipitado, como as que 
ocorrem entre o AgNO3 e o NaCL, entre o CuSO4 e o NaOH, entre o BaCL2 e o Na2SO4 etc.
1.5 Curvas de solubilidade
1.6 Solubilidade de gases em líquidos
Questões 
a) Soluções são misturas homogêneas de duas ou mais substâncias. Soluto é a substância 
que está dispersa na solução, e solvente é a substância que possibilita a dissolução do 
soluto.
b) O sal é formado por cátions Na1 e ânions CL2. Quando é colocado em contato com a água, a 
“extremidade negativa” da molécula de água atrai os cátions Na1 e a “extremidade positiva” da 
molécula de água atrai os ânions CL2. Desse modo, a água desfaz o retículo cristalino e os íons 
entram em solução, cada um deles envolvido por várias moléculas de água.
c) O iodo, substância apolar, tende a se dissolver mais no óleo, substância apolar, que na água, 
substância polar. Sendo assim, o iodo, inicialmente dissolvido na água, migrará para o óleo.
d) Não, pois o sal de cozinha, cloreto de sódio, apresenta um coeficiente de solubilidade (357 g/L a 
0 °C). Se o coeficiente de solubilidade for ultrapassado, passaremos a ter uma mistura heterogê-
nea, constituída por uma solução saturada de cloreto de sódio e o corpo de fundo, formado pelo 
sal que não se dissolveu.
e) Como a solubilidade do oxigênio em água aumenta com a diminuição da temperatura e 
levando em conta que a menor temperatura apresentada nos dados da tabela é a da truta, 
podemos concluir que a truta necessita de maior quantidade de oxigênio para sobreviver.
f) O menor índice de oxigênio dissolvido é registrado em dois dias. São necessários quatro dias 
para que o teor de oxigênio dissolvido volte à normalidade.
Pesquisa 
Podem-se encontrar informações sobre o tema proposto nos sites:
• http://portal.saude.gov.br/portal/arquivos/pdf/vigilancia_controle_qualidade_agua
 Disponibiliza o relatório “Vigilância e controle da qualidade da água para consumo humano”, 
desenvolvido pelo Ministério da Saúde, o qual fornece diversas informações sobre a avaliação da 
qualidade das águas e os efeitos da sua contaminação na saúde humana. 
• http://www.cetesb.sp.gov.br/Agua/rios/variaveis.asp
 Fornece dados sobre as variáveis analisadas para se acessar a qualidade das águas.
 Acessos em: mar. 2010.
Pesquisando esses sites, o aluno poderá concluir que a quantidade de alguns gases dissolvidos 
em água interfere no odor e sabor, no grau de acidez (pH), no teor de oxigênio dissolvido (que é de 
importância vital para os seres aquáticos aeróbios), no grau de fotossíntese (a presença de oxigênio 
e de gás carbônico permite a ocorrência da fotossíntese e da respiração aeróbia do meio).
Atividade prática 
Professor, não se esqueça de descartar/destinar corretamente o material utilizado nesta atividade. 
Comente com os alunos a importância dessa atitude e as possíveis consequências do descarte 
feito de maneira incorreta. Sobre esse assunto, se necessário, releia o texto das páginas 12 e 13 
deste Suplemento para o professor.
Solubilidade de gases na água
Observação: Os refrigerantes, a água com gás etc. possuem gás carbônico dissolvido na solução. 
Devem ser incolores para que se possa perceber a alteração na cor do indicador, 
alaranjado de metila.
34
Respostas das perguntas
a) No início, o refrigerante ou a água com gás fornecerão coloração vermelha ao indicador, pois 
possuem gás carbônico dissolvido na solução, conferindo-lhe caráter ácido (lembre que o 
gás carbônico é um óxido ácido que, na presença de água, forma o ácido carbônico).
b) Com o aquecimento, o gás se tornará menos solúvel na solução, inflando o balão de borracha 
e fazendo com que a cor do indicador passe para amarelo.
c) Ao resfriarmos a solução, o balão perde volume, pois o gás volta a se solubilizar melhor na 
solução, fazendo com que o indicador adquira novamente a coloração vermelha.
d) Gás carbônico. A solubilidade desse gás em água diminui com o aquecimento.
exercícios básicos 
 1. São solúveis em água substâncias polares, como vinagre e álcool etílico.
Alternativa b
 2. O iodo, I2 é uma substância apolar. Dessa forma, de acordo com a regra que diz “semelhante dissolve 
semelhante”, o procedimento correto para retirar a mancha de iodo consiste em aplicar sobre a 
mancha uma outra substância apolar, como por exemplo, tetracloreto de carbono.
Alternativa e
 3. O aumento da pressão e diminuição da temperatura favorecem a dissolução de gás em um 
líquido.
Alternativa e
 4. a) O sistema I encontra-se em equilíbrio, pois temos o sólido (corpo de chão) em contato com a 
solução saturada. 
 b) Se for adicionada uma quantidade muito pequena de NaCL sólido no sistema I (solução saturada 
com corpo de chão), ocorrerá a precipitação do soluto excedente. Se for adicionado no sistema 
II (solução saturada), o sólido também irá precipitar. E no sistema III o sólido será dissolvido.
 5. Uma solução supersaturada é aquela que já ultrapassou o coeficiente de solubilidade e só pode 
existir em condições especiais, pois é instável. Fato que se observa com refrigerante em recipiente 
fechado.
Alternativa c
 6. Analisando as curvas de solubilidade de cada sal, o aluno deve notar que a 40 °C somente os sais 
KNO3 e NaNO3 estarão totalmente dissolvidos, pois nessa temperatura esses sais apresentam 
solubilidade maior que 40 g de soluto/ 100 g de H2O.
Alternativa a
 7. a) O ponto D representa uma solução saturada homogênea.
 b) Existem soluções saturadas heterogêneas nos pontos em que há soluções supersaturadas, 
portanto, nos pontos A e C.
 c) Sabendo-se que uma solução insaturada é aquela que ainda não atingiu o ponto de saturação, 
temos essa situação no ponto B.
 d) Pode-se utilizar diminuição da temperatura da solução.
 8. O primeiro sal a precipitar é o CaSO4, pois é o menos solúvel em água (2,1 g/L).
Alternativa b
 9. A solução de NH4CL, a 60 °C, satura-se com uma massa inferior a 60 g/100 g de água.
Alternativa d
 10. Alternativa c 
 11. Exercício resolvido.
 12. Do próprio gráfico, tiramos que:
 • a 70 °C: 90 g/100 g de H2O; logo, em 50 g de H2O, temos: 45 g de AX2
 • a 10 °C:20 g/100 g de H2O; logo, em 50 g de H2O, temos: 10 g de AX2
 A diferença (45 g 2 10 g 5 35 g) é o que precipita e 10 g de AX2 permanecem em solução.
Alternativa c
35
 13. a) Houve a precipitação, pois a solubilidade diminui com o abaixamento da temperatura. A partir 
dos dados do gráfico, podemos calcular a massa de precipitado formada:
 Na solução inicial (a 40 °C): 40 g do sal
 Na solução final (a 20 °C): 34 g do sal
 massa precipitada 5 massa do soluto inicial 2 massa do soluto final 5
	 	 40 g 2 34 g 5	6 g do sal
 b) A dissolução do cloreto de potássio em água é um processo endotérmico, pois a solubilidade 
do sal aumenta com o aumento da temperatura.
 14. Exercício resolvido.
 15. De acordo com os dados do exercício, temos:
25 mL de solução saturada 13 g de sal
x 5 52 g de sal
100 mL de solução saturada x g de sal
 Portanto, o sal que apresenta solubilidade igual a 52 g/100 mL de água é o KNO3.
Alternativa d
 16. Estão incorretas as afirmações I, III e IV.
 i. Em regiões com baixa concentração de nutrientes, a produção de cardumes não é favorecida 
devido à falta de nutrientes.
 iii. As profundezas das fossas oceânicas são regiões com baixa intensidade de luz.
 iV. A presença de metais pesados e a acidez excessiva das águas nas regiões próximas à costa, 
também prejudicam o desenvolvimento dos cardumes.
Alternativa b
exercícios complementares 
 17. Analisando o gráfico podemos verificar a solubilidade de NH4CL:
 • a 80 °C: 60 g/100 g de água
 • a 40 °C: 40 g/100 g de água
 Assim, com o resfriamento (de 80 °C para 40 °C) precipitam 60 g 2 40 g 5 20 g (em 100 g de água).
 Como foram utilizados 200 g de água, temos:
100 g de água 20 g de sal
x 5 40 g de sal
200 g de água x g de sal
 18. Fazendo o cálculo para cada recipiente:
1o recipiente
do gráfico # 30 °C: 
20 g
 ______ 100 g de água # considerando que no recipien-
te há apenas 15 g de K2Cr2O7 V solução insaturada 
V homogênea
2o recipiente
do gráfico # 30 °C: 100 g de água 20 g de sal
x 5 4 g de sal
20 g de água x g de sal
Como há apenas 3,5 g de sal no recipiente V solução insaturada V homogênea
3o recipiente
do gráfico # 30 °C: 100 g de água 20 g de sal
x 5 2 g de sal
10 g de água x g de sal
no recipiente há 2 g de sal V solução homogênea
4o recipiente
do gráfico # 70 °C: 60 g de sal 100 g de água
x 5 180 g de sal
x g de sal 300 g de água
Com 200 g de K2Cr2O7 no recipiente V solução saturada V heterogênea
5o recipiente
do gráfico # 70 °C: 100 g de água 60 g de sal
x 5 300 g de sal
500 g de água x g de sal
Há 320 g de sal no recipiente V solução heterogênea
36
6o recipiente
do gráfico # 70 °C: 100 g de água 60 g de sal
x 5 150 g de sal
250 g de água x g de sal
Como há 150 g de sal no recipiente V solução homogênea
Alternativa b
 19. A adição de 100 g de KNO3 a 100 g de água a 80 °C produzirá uma mistura homogênea, visto que a 
solubilidade desse sal a 80 °C é 169,6 g de sal/100 g de água.
Alternativa e
 20. Da solubilidade dada, resulta que 1 litro do refrigerante contém 3,0 g de CO2.
 1 mol de CO2 5 44 g (dado) 25 L (dado)
V 5 1,7 L de CO2
3,0 g V L
 Essa é a resposta, pois o enunciado diz que todo o CO2 saiu da garrafa.
Alternativa c
 21. a) Não ocorre formação de bolhas de gás no sangue, porque com o aumento da pressão à medida que o 
mergulhador desloca-se para regiões mais profundas a dissolução do ar no sangue é favorecida.
 b) Ao subir lentamente para a superfície, o ar é expelido do sangue sem atingir a saturação.
 c) Na subida rápida, não há tempo para o ar sair do sangue, atinge a saturação e forma bolhas no 
sangue do mergulhador.
 22. O pesticida com maior potencial de se espalhar no ambiente é o de maior solubilidade em água 
— no caso o malation. O de maior toxicidade é o que, em menor quantidade, consegue matar 50% 
das calorias — no caso o paration.
Alternativa d
2. Concentração das soluções
2.1. Concentração comum ou, simplesmente, concentração (C)
Questões 
a) A concentração é a quantidade de soluto, em gramas, existente em um litro de solução. Se o 
volume da solução não é um litro, mas mantém-se a mesma proporção entre a massa de soluto 
e o volume da solução, a concentração permanece a mesma.
b) • A amostra I, pois em um mesmo volume de solução (água do mar) apresenta, além da massa 
do solvente, massa maior de sais dissolvidos que a água da torneira (amostra II).
 • A amostra I, pois em um mesmo volume há maior massa de sais dissolvidos que na água da 
torneira (amostra II).
c) Sim, pois a densidade de uma solução é a soma das massas do soluto e do solvente correspon-
dente por unidade de volume, e a concentração, em g/L, de uma solução é o quociente entre a 
massa do soluto e o volume da solução.
 Matematicamente:
 Se d 5 
(m1 1 m2) __________ V , então podemos escrever a mesma fórmula da seguinte maneira:
 d 5 @ m1 ___ V # 1 @ 
m2 ___ V # (fórmula I)
 C 5 
m1 ___ V (fórmula II)
 Substituindo II em I, temos que: d 5 C 1 
m2 ___ V 
 Portanto, se a concentração for alta, a densidade também será alta.
d) Apresentará concentração menor, pois o volume de solvente na solução final é maior que o desejado
 @ C 5 m1 ___ V # .
exercícios básicos 
 23. Exercício resolvido.
37
 24. Sabendo-se que C 5 
m1 ___ V , onde C 5 50 g/L e V 5 150 mL, temos
 C 5 
m1 ___ V V m1 5 C ? V
 m1 5 50 ? (150 ? 10
23)
 
 converter para L
 m1 5 7,5 g
 25. Pelo próprio significado de concentração, temos:
20 g de NaOH 1 L
x 5 0,4 L 5 400 mL
8,0 g de NaOH x L
Alternativa d
 26. Utilizando as informações de volume e massa do sal em cada recipiente, podemos calcular a con-
centração (g/L) em cada caso:
 Recipiente 1: V 5 2 L e msal 5 0,5 g 
C 5 m __ V V C1 5 
0,5 g _____ 
2 L
 5 0,25 g/L
 Recipiente 2: V 5 3 L e msal 5 0,75 g 
C 5 m __ V V C2 5 
0,75 g
 ______ 3 L 5 0,25 g/L
 Recipiente 3: V 5 5 L e msal 5 1,25 g 
C 5 m __ V V C3 5 
1,25 g
 ______ 5 L 5 0,25 g/L
 Recipiente 4: V 5 8 L e msal 5 2,0 g 
C 5 m __ V V C4 5 
2,0 g
 _____ 8 L 5 0,25 g/L
 Recipiente 5: V 5 10 L e msal 5 2,5 g 
C 5 m __ V V C5 5 
2,5 g
 _____ 10 L 5 0,25 g/L
Alternativa d
 27. Sabendo-se que 1 cm3 equivale a 1 mL, temos:
1 cm3 1 mL
x 5 2 ? 106 mL 5 2 ? 103 L
2 ? 106 cm3 x mL
 Se em 1 L de água do mar há 30 g dos principais sais, em 2 ? 103 L, temos:
1 L 30 g dos sais
y 5 6,0 ? 101 kg
2 ? 103 L y g dos sais
Alternativa a
 28. Exercício resolvido.
 29. 1 mL 20 mg de Cr31
x 5 20.000 mg ou 20 g de Cr31
1.000 mL x mg de Cr31
1 Cr31 2 CrCL2 ? 6 H2O
 
52 g 266,5 g
y 5 102,5 g de CrC,3 ? 6 H2O
20 g y g
Alternativa d
 30. O íon metálico mais tóxico, no caso o Hg21, é o íon de menor concentração máxima tolerada.
Alternativa e
 31. Se 1 L de água mineral contém 12 mg de K1, então 4 L de água mineral conterão 48 mg de K1. 
Portanto:
1 mol de K1 5 39 g 6 ? 1023 átomos de K1
x 5 7,38 ? 1020 átomos de K1
0,048 g x átomos de K1
Alternativa d
 32. Exercício resolvido.
38
 33. 1 kg de massa corporal 5 mg de H3PO4 x 5 300 mg ou 0,3 g de H3PO460 kg x mg de H3PO4
1 L de refrigerante 0,6 g de H3PO4 y 5 0,5 L de refrigerante
y L de refrigerante 0,3 g de H3PO4
Exercícios complementares 
 34. Dados, volume da solução (V) igual a 200 mL e massa do aspartame (m1) de 58 mg, podemos calcular 
a concentração (g/L) de aspartame no suco preparado:
 V 5 200 mL 5 0,2 L
 m1 5 58 mg 5 0,058 g 
 C 5 m1 ___ 
V
 V C 5 0,058 ______ 
0,2
 V C 5 0,29 g/L
Alternativa a
 35. Sendo:
 V 5 25 cm3 5 25 mL 5 0,025 L
 m1 5 0,2625 g 
 C 5 
m1 ___ V V C 5 
0,2625
 _______ 0,025 V C 5 10,5 g/L
Alternativa c
 36. Partindo do próprio conceito de concentração, podemos montar as seguintes regras de três:
Para o cloreto de sódio: 3,5 g 1 L
x 5 1,75 g 5 1.750 mg
x g 0,5 L
Para sacarose: 11 g 1 L
x 5 5,5 g 5 5.500 mg
y g 0,5 L
Alternativa c
 37. A única diferença entre os refrigerantes é a presença de açúcar. Consequentemente,a massa de 
açúcar será a diferença de massa entre as latas: 331,2 g2 316,2 g 5 15 g de açúcar.
 A concentração será:
300 mL (lata) 15 g de açúcar
C 5 50 g/L
1.000 mL C
Alternativa e
 38. 1 L de água 30 mg de óleo
x 5 30.000 mg ou 30 g de óleo
1 m3 5 1.000 L de água x mg de óleo
Alternativa d
 39. 1 kg de massa corporal 5 mg de H3PO4 x 5 210 mg ou 0,210 g de H3PO4 
(ingestão máxima)42 kg de massa corporal x mg de H3PO4
1 L 5 1.000 mL de refrigerante 0,6 g de H3PO4 x 5 350 mL de refrigerante
x mL de refrigerante 0,210 g de H3PO4
 Portanto, um indivíduo de 42 kg pode ingerir uma lata de refrigerante (350 mL) por dia.
Alternativa a
2.2. Título ou fração em massa (T)
Questões 
a) • Significa que em cada 100 g de vinagre existem 4 g de ácido.
4 g de ácido 100 g de vinagre
x 5 20 g
x g de ácido 500 g de vinagre
 Há 20 de gramas de ácido nesse frasco de vinagre.
b) 4,3 g de água; 12%
39
Pesquisas 
As pesquisas podem ser diversas, como por exemplo:
Soluções Porcentagem em massa Fração em massa
Soro fisiológico 1% 0,01
Vinagre 4,5% 0,045
exercícios básicos 
 40. Exercício resolvido.
 41. Se o título percentual é igual a 20%, então a massa da solução será:
100 g de solução 20 g de soluto
x 5	400 g de solução
x g de solução 80 g de soluto
 Logo, massa de água será:
 400 g 5 80 g de soluto 1	massa de água V massa de água 5	320 g
Alternativa d
 42. 100% 1 kg (ou 1.000 g) de solução
x 5 50 g de soluto
5% x g de soluto
Alternativa d
 43. Exercício resolvido.
 44. 1,2 g 1 mL
x 5 250 mL de solução
(10 1 290) g x mL
250 mL de solução 10 g de sal
x 5 40 g V C 5 40 g/L
1.000 mL de solução x g de sal
 45. 5 L 5 5.000 mL de etanol (d 5 0,8 g/mL) V m 5 dV 5 0,8 g/mL ? 5.000 mL 5 4.000 g de etanol
1 kg de etanol _____________ 0,50 mol 5 0,50 ? 127 ? 2 5 127 g de I2
x 5 508 g de I2
4 kg de etanol ____________________________________________ x g de I2
Alternativa b
 46. Exercício resolvido.
 47. 1 L de álcool hidratado: 
96% 0,960 L de álcool 
d 5 0,800 g/L 768 g de álcool
4% 0,040 L de água 
d 5 1.000 g/L 40 g de água
massa total 5 808 g de mistura
 densidade do álcool hidratado: d 5			808 g ______ 
1 L
 5 808 g/L
 Combustível com densidade superior a 808 g/L contém mais água que o permitido.
Alternativa e
2.3. Concentração em mols por litro ou molaridade (M)
Questões 
a) Sim, pois a concentração em g/L de uma solução é igual à sua concentração em mol/L multipli-
cada pela massa molar do soluto.
b) As fontes 1 e 8, pois apresentam concentração de flúor menor que a especificada pela legislação 
(0,1 mg/L).
40
exercícios básicos 
 48. Exercício resolvido.
 49. Cálculo da quantidade em mols de NaCL:
58,5 g de NaCL 1 mol
x 5	0,015 mol de NaCL
0,900 de NaCL x mol
 Em 100 mL (0,1 L) de solução, a concentração do soro fisiológico é de 0,15 mol/L.
Alternativa d
 50. Calculando a massa molar do ácido ascórbico:
 M 5 (6 ? 12,0) 1 (8 ? 1,01) 1 (6 ? 16,0) V M 5 176,08 g/mol
 Cálculo da quantidade de mols de ácido ascórbico:
176,08 g de ácido ascórbico 1 mol
n1 5	3,4 ? 10
23 mol de ácido ascórbico
0,6 g de ácido ascórbico n1 mol
 Pelo próprio significado da molaridade, temos:
200 mL 3,4 ? 1023 mol
x 5	0,017 mol V  M 5	0,017 mol/L ou 17 mmol/L
1.000 mL x mol
Alternativa d
 51. Exercício resolvido.
 52. Para preparar 6 litros de solução 3 molar, são necessários 18 mols de AL2(SO4)3.
 Massa molar de AL2(SO4)3: M 5 (2 ? 27) 1 (3 ? 32) 1 (12 ? 16) V M 5 342 g/mol
 Logo, a massa de sulfato de alumínio para preparar 6 L de uma solução 3 molar, será:
342 g de AL2(SO4)3 1 mol
m 5 6.156 g de AL2(SO4)3
m 18 mols
Alternativa e
 53. Massa molar de NaF: M 5 (1 ? 23) 1 (1 ? 19) V M 5 42 g/mol
 Com a concentração molar da solução de fluoreto de sódio que é adicionada à água, podemos obter 
o número de mols em 500 mL dessa solução:
2,0 ? 1025 mol de NaF 1 L
n1 5 1,0 ? 10
25 mol de NaF
n1 mol de NaF 0,5 L
 Cálculo da massa de NaF:
42 g de NaF 1 mol
m 5 4,2 ? 1024 g de NaF
m g de NaF 1,0 ? 1025 mol
Alternativa c
 54. Sendo a concentração molar da solução de sulfato de cobre igual a 0,5 mol/L, podemos obter o 
número de mols em 500 mL:
0,5 mol de sulfato de cobre 1 L
n1 5 0,25 mol de sulfato de cobre
n1 mol de sulfato de cobre 0,5 L
 Com a massa molar do sulfato de cobre pentaidratado (249,6 g/mol), podemos calcular a massa de 
reagente que deve ser pesada:
249,6 g 1 mol
m 5 62,4 g de CuSO4 ? 5 H2O
m g 0,25 mol
 55. Exercício resolvido.
41
 56. De acordo com a massa molar do CaBr2 e a concentração da solução de 10 g/L:
 Massa molar de brometo de cálcio 5 200 g/mol
200 g 1 mol
n1 5 0,05 mol de CaBr2
10 g n1
 Logo, a concentração molar dessa solução é de 0,05 mol/L.
Alternativa c
 57. Exercício resolvido.
 58. Pela definição de molaridade:
1 mol de NaF 42 g x 5 2,1 ? 10
23 g V 
V C 5 2,1 ? 1023 g/L 5 2,1 mg/L de NaF5,0 ? 1025 mol de NaF (por litro) x g
Alternativa b
 59. Exercício resolvido.
 60.
Solução 20% m ___ m : 100 g de solução
20 g de HCL
M 5 20 _______________ 36,50 ? 0,0909 V M 5 6 mol/L
80 g de H2O
d 5 m ___ V V V 5 
m ___ d 5 
100
 ____ 1,10 V V 5 90,9 mL
Alternativa b
 61. Para 100 g de água do mar com 3,5% de NaCL, tem-se:
3,5 g de NaCL M 5 
3,5
 ______________ 58,5 ? 0,0965 V M 5 0,6 mol/Ld s 1 g/mL
96,5 g de H2O 96,5 mL
(somente H2O ou solução)
Alternativa c
Exercícios complementares 
 62. Calculando a massa molar de CaCL2 ? 2 H2 O: M 5 (1 ? 40) 1 (2 ? 35,5) 1 (2 ? 18) V M 5 147 g/mol 
 Pela regra de três, podemos achar o número de mols correspondente à 1,47 g de CaCL2 ? 2 H2 O:
147 g 1 mol
n1 5 0,01 mol de CaCL2 ? 2 H2O
1,47 g n1 mol
 Em 200 mL dessa solução, a concentração molar é de:
 M 5 
n1 __ V V M 5 
0,01
 _____ 0,2 V M 5 0,05 mol/L 5 5,0 ? 10
22 mol/L
Alternativa a
 63. Pela definição de molaridade:
1 mol de HCLO 52,5 g x 5 1,05 ? 1023 g V 
V C 5 1,05 ? 1023 g/L V C 5 1,05 mg/L de HCLO2,0 ? 1025 mol de HCLO (por litro) x g
Alternativa a
 64. M 5 
m1 ____ M1V
 V 0,1 5 0,8 ________ 
M1 ? 0,2
 V M1 5 40 g/mol
 Com as massas atômicas, concluímos que a massa molar de MOH é x 1 16 1 1 5 40 (isto é, 
x 5 23 u, que é a massa atômica do sódio).
Alternativa d
 65. Calculando a massa molar de C6H8O6: M 5 (6 ? 12) 1 (8 ? 1) 1 (6 ? 16) V M 5 176 g/mol 
 Pela regra de três, podemos achar o número de mols correspondente à 0,5 g de C6H8O6:
176 g 1 mol
n1 5 2,8 ? 10
23 mol de C6H8O6
0,5 g n1 mol
 Em 200 mL dessa solução, a concentração molar é de:
42
 M 5 
n1 __ V V M 5 
2,8 ? 1023
 __________ 0,2 V 
M 5 0,0142 mol ? L21
Alternativa b
 66. Porcentagem em massa:
(210 1 1.000) g 100%
x 5 17,35 V x s 17,4%
210 g x %
 Volume da solução:
d 5 1,05 g/mL V 1,05 g 1 mL
y 5 1.152 mL ou 1,152 L
(210 1 1.000 g) y mL
 Molaridade:
 M 5 
m1 ____ M1V
 V M 5 210 __________ 60 ? 1,152 V  M 5 3,038 V M s 3,04 mol/L
Alternativa a
 67. Calculando a concentração molar no balão A:
 Em 1 L da solução há 24 g de HAc e sendo a massa molar do ácido acético igual a 60 g/mol, 
temos:
60 g 1 mol
n1 5	4,0 ? 10
21 mol de HAc
24 g n1 mol
 Concentração molar do ácido no balão A 5 4,0 ? 1021 mol/L 
 Calculando o número de mols no balão B:
 Concentração molar do ácido no balão B é de 0,1000 mol/L, em 32,0 mL (0,032 L), temos:
0,1000 mol 1 L
n1 5	3,2 ? 10
23 mol de HAc
n1 mol 0,032 L
Alternativa e
exercícios básicos 
 68. Exercício resolvido.
 69. Molaridade do nitrato de cobre (II) com M1 5	187,5 g/mol:
 M 5 
m1 ____ M1V
 V M 5 93,75 __________ 187,5 ? 1,0 V M 5 0,5 mol/L
 Concentração molar de íons nitrato:
 Cu(NO3)2 # Cu21 1 2 NO32
 1 mol 1 mol 2 mol
1 mol de Cu(NO3)2 2 mol de NO3
2
	 n1 5	1,0 mol de NO3
2
0,5 mol de Cu(NO3)2 n1 mol de NO3
2
 Concentração molar de íons nitrato = 1,0 mol/L
Alternativa e
 70.
1 L de solução
0,10 mol de KCL UV 0,10 mol de CL2
0,20 mol de MgCL2
? 2UV 0,40 mol de CL2
0,05 mol de CrCL3
? 3UV 0,15 mol de CL2
 Somando, temos:
 
0,10 mol 1 0,40 mol1	0,15 mol
 _______________________________ 1 L 5 0,65 mol/L de C,
2
Alternativa d
43
 71. Massa molar de Na1 5 23 g/mol
 Em 100 mL de uma solução aquosa de 3 mol/L de Na2CO3, há:
3 mol de Na2CO3 1 L
x 5	0,3 mol de Na2CO3
x mol de Na2CO3 0,1 L
 Na2CO3 # 2 Na1 1 CO322
 1 mol 2 mol 1 mol
1 mol de Na2CO3 2 mol de Na
1
n1 5	0,6 mol de Na
1
0,3 mol de Na2CO3 n1 mol de Na
1
 Massa de íons Na1:
23 g de Na1 1 mol
m1 5	13,8 g de Na
1
m1 g de Na
1 0,6 mol
Alternativa e
 72. Professor, é muito importante acostumar seus alunos aos cálculos com potências de dez.
 Em 1 mol de sacarose, há: 6,0 ? 1023 moléculas (partículas).
 Em 0,5 mol de NaCL, há: 0,5 ? 6,0 ? 1023 unidades de NaCL.
 Na reação: NaCL Na1 1 CL2, temos 2 partículas (1 de Na1 e 1 de CL2) por unidade de NaCL. 
Então:
 2 ? 0,5 ? 6,0 ? 1023 V 6,0 ? 1023 partículas de Na1 e CL2
 O número total de partículas é:
 6,0 ? 1023 1 6,0 ? 1023 5 12,0 ? 1023 V 1,2 ? 1024 partículas
Alternativa d
 73. A concentração máxima de íons Pb21 em mmol/L é:
207 g de Pb21 1 mol de Pb21 x 5 2,5 ? 10
27 mol V 
V M 5	2,5 ? 1027 mol/L 5 2,5 ? 1024 mmol/L5,2 ? 1025 g de Pb21 x mol de Pb21
 Logo, as amostras que apresentam concentração menor que 2,5 ? 1024 mmol/L estão dentro dos 
padrões permitidos.
Alternativa d
 74.
200 mL: 
4 ? 1023 mol de Na1 V 4 ? 1023 ? 23 V 92 ? 1023 g ou 92 mg de Na1
a) errada
2 ? 1023 mol de CL2 V 2 ? 1023 ? 35,5 V 71 ? 1023 g ou 71 mg de CL2
 Na1: M 5 4 ? 10
23
 ________ 0,2 V M 5 20 ? 10
23 mol de Na1/L V b) errada
 Massa de CL2 é 71 mg V c) correta
 2 ? 1023 mol de CL2 V 2 ? 1023 mol de NaCL V d) errada
Alternativa c
2.4. fração em mols ou fração molar (x)
Questões 
a) Não, pois a fração molar de um soluto é o quociente entre a quantidade de mols desse soluto 
e a quantidade total de mols na solução e, por sua vez, a quantidade de mols do soluto é dada 
pelo quociente entre a massa do soluto e sua massa molar. Embora possuindo massas iguais, os 
solutos são diferentes e, portanto, apresentarão diferentes quantidades de mols (pois possuem 
massas molares diferentes), e, consequentemente, diferentes frações molares.
b) Primeiramente, é preciso usar uma base de cálculo (por exemplo, se uma mistura possui 30% de 
A e 70% de B, podemos utilizar como base de cálculo 100 g da mistura. Sendo assim, tem-se, a 
cada 100 g da mistura, 30 g de A e 70 g de B) e conhecer as massas molares dos componentes 
da mistura. Tendo-se a massa e a massa molar dos componentes, pode-se calcular a quantidade 
de matéria de cada um deles e, então, calcular a fração de cada um na mistura.
44
Exercícios básicos 
 75. Exercício resolvido.
 76. Cálculo das frações molares:
 da glicose: x1 5 
n1 ___ 
n
 V 1 ____ 100 5 0,01
 da água: x2 5 
n2 ___ 
n
 V 99 ____ 100 5 0,99
Alternativa e
 77. Cálculo das quantidades de mols de:
 1) glicose: n1 5 
m1 ___ M1
 V n1 5 
18 ____ 180 V n1 5 0,1 mol
 2) ácido acético: n2 5 
m2 ___ M2
 V n2 5 
24 ___ 60 V n2 5 0,4 mol
 3) água: n3 5 
m3 ___ M3
 V n3 5 
81 ___ 18 V n3 5 4,5 mol
 • Cálculo da fração molar do ácido acético:
 x 5 
n2 ___ 
n
 V x 5 0,4 _______________ 0,1 1 0,4 1 4,5 V x 5 
0,4
 ____ 5,0 V x 5 0,08
Alternativa b
 78. A solução a 11,70% de NaCL em massa tem 11,70 g de NaCL e (100 2 11,70) g 5 88,30 g de água. 
Sendo assim, temos:
 • para o NaCL: n1 5 
11,70
 _____ 58,5 V n1 5 0,2 mol
 • para o H2O: n2 5 
88,30
 ______ 18 V n2 5 4,9 mol
 Resulta uma quantidade total de 0,2 mol 1 4,9 mol 5 5,1 mol. Com esse valor, calculamos:
 • para o NaCL: x1 5 
0,2
 ____ 5,1 V x1 5 0,0392
 • para o H2O: x2 5 
4,9
 ____ 5,1 V x2 5 0,9608
 Chame a atenção de seus alunos para o fato de que: 0,0392 1 0,9608 5 1.
 79. 1 L de solução (d 5 1,008 g/mL) “pesa” 1.008 g. Da concentração dada, concluímos que 1 L de 
solução contém 126 g de HNO3 e, portanto: 1.008 g 2 126 g5 882 g de H2O. Temos então:
HNO3: n1 5 
m1 ___ M1
 V n1 5 
126 ____ 63 V n1 5 2 mol x1 5 
2 ___ 51 V x1 5 0,0392
H2O: n2 5 
m2 ___ M2
 V n2 5 
822 ____ 18 V n2 5 49 mol x2 5 
49 ___ 51 V x2 5 0,9608
Total 5 51 mol
Alternativa c
2.5. Outros tipos de concentração
Questões 
a) Para soluções muito diluídas, a concentracão assume valores muito pequenos. O uso da concen-
tração em ppm evita o uso desses valores muito pequenos.
b) A qualidade do ar pode ser considerada má, pois 24 mililitros equivalem a 24 ppm.
c) • 1 ? 1023 mol/L
 • 20 mg de cálcio e 30 mg de carbonato.
Pesquisa 
Podem-se encontrar informações sobre o tema proposto no portal da Cetesb: www.cetesb.sp.gov.br, 
nas páginas:
• http://www.cetesb.sp.gov.br/Ar/ar_indice_padroes.asp#indice
 Fornece, entre outros dados, padrões e índices do ar.
• http://www.cetesb.sp.gov.br/Agua/rios/indice_iva_ipmca.asp
 Traz o Indice de Parâmetros Mínimos para a Preservação da Vida Aquática (IPMCA).
Acessos em: mar. 2010.
45
Exercícios básicos 
 80. ppm 5 
Massa do soluto em mg
 _________________________ Massa do solvente em kg V ppm 5 
5,0 ? 1024 mg de Hg
 ___________________ 
1023 kg de água
 V ppm 5 0,5
Alternativa c
 81. Dado 15 ppm de CO (V/V), temos:
1.000.000 L de ar 15 L de CO
x 5 0,015 L de CO/m3 de ar
1 m3 (ou 1.000 L) de ar x L de CO
 82.
70 ppb de Ag 
(m/m)
1 bilhão (ou 109) g da crosta 70 g de Ag
x 5 0,070 g de Ag
1 tonelada (ou 106) g da crosta x g de Ag
 83. C 5 MM1 V C 5 4 ? 1024 ? 24 V C 5 9,6 ? 1023 g ? L21 V C s 10 mg ? L
21
Alternativa b
 84. Em 1 ppm há 1 mg de F2 por litro de solução:
1 L de solução 1 mg de F2
x 5 38.000 mg ou 38 g de F2
38.000 L x mg de F2
1 F2 1 NaF	
19 g 42 g
y 5 84 g de NaF
38 g y g
 85. 1.000.000 g de H2O 0,2 g de CL2
x 5 2 ? 1024 g V C 5 2 ? 1024 g ? L21
1.000 g de H2O x g de CL2
Alternativa b
 86. Água oxigenada a 11,2 volumes V 1 L solução libera 11,2 L de O2 (CNPT):
2 H2O2 2 H2O 1 O2	 	
2 ? 34 g 22,4 L (CNPT)
x 5 34 g V C 5 34 g/L
x g 11,2 L (CNPT)
 87. 1 L de solução V 20 L de O2 (CNPT):
22,4 L de O2 (CNPT) 1 mol de O2
x 5 0,89 mol de O2 (CNPT)
20 L de O2 (CNPT) x mol de O2
Alternativa c
 88. 2 H2O2 2 H2O 1 O2	 	
2 ? 34 g 22,4 L (CNPT)
x 5 30,3 g de H2O2
x g 10 L (CNPT)
Alternativa c
3. Diluição das soluções
Questões 
a) Apenas a massa de soluto permanece constante. A concentração, o volume de solução e o volu-
me de solvente são alterados.
b) O procedimento mais adequado é transferir quantitativamente o conteúdo do balão volumétrico 
para um béquer e aquecê-lo lentamente até evaporar parte da água. Após esse procedimento, 
transferir quantitativamente a solução já fria para o balão volumétrico inicial e acrescentar água 
lentamente até atingir a marca de referência.
c) A soda cáustica sofrerá uma diluição.
46
Atividade prática 
Solução 
Solução  Solução 
Solução  Solução 
il
u
st
ra
ç
õ
es
: a
D
il
sO
N
 s
eC
C
O
il
u
st
ra
ç
õ
es
: a
D
il
sO
N
 s
eC
C
O
il
u
st
ra
ç
õ
es
: a
D
il
sO
N
 s
eC
C
O
Professor, não se esqueça de descartar/destinar corretamente o material utilizado nesta atividade. 
Comente com os alunos a importância dessa atitude e as possíveis consequências do descarte fei-
to de maneira incorreta. Sobre esse assunto, se necessário, releia o texto das páginas 12 e 13 deste 
Suplemento para o professor.
Diluição de soluções
Respostas das perguntas
a) 6,38 g
b) Preparação da solução 1:
100 mL 100 mL
100 mL 100 mL
Solução 3
 Preparação da solução 2:
100 mL100 mL 100 mL 100 mL 100 mL
Solução 3Solução 1
25 mL
 Preparação da solução 3:
100 mL 100 mL 100 mL 100 mL100 mL
Solução 3Solução 2
25 mL
c) Diluição.
d) Pela cor. A solução mais concentrada (solução 1) apresenta a cor azul mais intensa e a 
solução mais diluída (solução 3) apresenta a cor azul menos intensa.
e) Solução 2: 0,1 mol/L; 15,95 g/L
 Solução 3: 0,025 mol/L; 3,99 g/L
f) Quanto maior a concentração de íon cobre II (Cu21), mais intensa é a coloração azul.47
exercícios básicos 
 89. Exercício resolvido.
 90. Através da equação da diluição, tem-se:
 VM 5 V´M´ V 200 ? 5 5 250 ? M´ V M´ 5 4 mol/L
 91. Para encontrar o volume final de solução utiliza-se a equação da diluição.
 VM 5 V´M´ V 200 ? 5 5 V´ ? 2 V V 5 500 mL
 92. VM 5 VM V V ? 0,5 5 200 ? 0,1 V V 5 40 mL
Alternativa d
 93. Por meio da equação de diluição, tem-se:
 VM 5 V´M´ V V ? 5 5 200 ? 2 V V 5 80 mL
 94. Exercício resolvido.
 95. Praticamente não há cálculos a fazer. Para reduzir uma concentração pela metade, deve-se do-
brar o volume da solução. No caso, passar de 1,5 L para 3,0 L, bastando, para isso, acrescentar 
mais 1,5 L de água.
Alternativa b
 96. 60 ? 2 5 (60 1 540) ? M V M 5 0,2 mol/L
Alternativa b
 97. Da equação de diluição, tem-se:
 VM 5 V´M´ V 3 ? 1 5 0,4 ? M´ V M´ 5 7,50 mol/L
Alternativa e
 98. Deve-se calcular a volume inicial de água (antes de evaporar) e, por diferença, calcular o volume 
de água evaporada.
 VM 5 V´M´ V V ? 0,05 5 100 ? 0,5 V V 5 1.000 mL
 O volume de água evaporado é: 1.000 2 100 V	 V 5 900 mL
Alternativa d
 99. Exercício resolvido.
 100. Inicialmente deve-se calcular a massa de AL2(SO4)3 adicionada à piscina, porque na diluição a 
massa é constante. A seguir calcula-se a concentração após a diluição.
 Cálculo da massa de AL2(SO4)3: 
 Se a molaridade é de 1 mol para cada litro de solução, então na solução terá 5 mols de sulfato 
de alumínio.
 Massa molar de AL2(SO4)3: 342 g/mol
 A massa de sulfato de alumínio na piscina será: m 5 5 ? 342 V  m 5 1.710 g
 Cálculo da concentração de AL2(SO4)3 na piscina:
 C 5 m __ V V C 5 
1.710
 _______ 10.000 V C 5	0,171 g/L
Alternativa a
 101. a) 1 __ 3 da piscina significa 
1 __ 3 ? 300 m
3 5 100 m3 ou 100.000 L; portanto:
M 5 
m1 ____ M1V
 V M 5 10.000 ________________ 159,5 ? 100.000 V M 5 6,269 ? 10
24 mol/L
 b) Temos aqui um problema de diluição:
VM 5 VM V 100 ? 3 ? 1023 5 300 ? M V M 5 1023 mol/L
 102. Em 1 L há:
1 mol de CN2 _________________ 26 g de CN2
x 5 0,0312 g ou 31,2 mg/L
0,0012 mol de CN2 _________________ x g de CN2
 VC 5 VC V 1 ? 31,2 5 V ? 0,01 V V 5 3.120 V V s 3.200 L de solução
 Assim para cada L de água contaminada, deve-se adicionar 3.200 L de água limpa para atingir 
o limite de cianeto doméstico. Então a água deve ser diluída 3.200 vezes.
Alternativa b
48
103. Exercício resolvido.
104. Deve-se calcular a molaridade da solução de HCL através da densidade e da porcentagem. A seguir 
calcula-se o volume da solução de HCL pedido.
 Cálculo da molaridade da solução de HCL para 1.000 L de solução: 
 d 5 m __ V V m 5 d ? V V m 5 1,185 ? 1.000 V m 5 1.185 g
 A massa de 1.185 g corresponde a solução.
 A massa de HCL é:
 1.185 ? 0,365 5 432,5 g de HCL
 O número de mol de HCL é:
 n 5 m ___ M   V n 5 
432,5
 ______ 36,5 V n 5 11,85 mols
 Lembrando que se tem 11,85 mols em um litro de solução de HCL, então a molaridade é de 
11,85 mol/L.
 Calculo do volume final de solução de HCL:
 VM 5 V´M´ V 50 ? 11,85 5	V ? 0,25 V V 5 2.370 mL
105. Calcula-se a molaridade da solução de H2SO4 através da sua densidade, da porcentagem em massa 
e da massa molar. Depois calcula-se o volume de ácido concentrado necessária para preparar a 
solução diluída.
 Cálculo da molaridade da solução de H2SO4.
 Se 1 mL contém 1,84 g, então em 1.000 g tem-se 1.840 g de solução.
 A massa de ácido é: 1.840 ? 0,98 V m 5 1.803,2 g de H2SO4
 O número de mols de H2SO4 é: n 5 
1.803,2
 ________ 98 V n 5 18,4 mols
 Como esse número de mols representa um litro da solução, então a molaridade desta solução é de 
18,4 mol/L.
 Cálculo do volume de ácido concentrado:
 VM 5 V´M´ V V ? 18,4 5	9,2 ? 2 V V 5 1 L
106. Exercício resolvido.
107. 100 g de solução a 90% têm 90 g de H2SO4 e 10 g de água. Adicionando 400 g de água, tere-
mos os mesmos 90 g de H2SO4 em 10 g 1 400 g 5 410 g de água, resultando um total de 
90 g 1 410 g 5 500 g de solução. A porcentagem de H2SO4 será agora:
500 g de solução 90 g de H2SO4
x 5 18% de H2SO4100 g de solução x g de H2SO4
Alternativa c
108. Alternativas (01), (02) e (16):
 
1 L de
solução
tem 464 g de NaOH 11,6 mol/L
9 M � 40
d � 1,37
1.370 g de solução V T � V T � 0,339 V T � 33,9%
464
1.370
 Alternativa (04):
1.370 g de solução 2 464 g de soluto 5 906 g de H2O 
9 M � 18 50,33 mol de H2O
906 g de H2O 11,6 mol de NaOH x 5 12,8 mol V W 5 12,8 mol/kg
1 kg 5 1.000 g de H2O x mol de NaOH
 Alternativa (08):
 Fração em mols 5 
11,6
 _____________ 11,6 1 50,33 5 0,1872  0,19
 Alternativa (32):
 Essa alternativa está errada, pois o enunciado já nos dá C 5 464 g/L.
 Portanto, são corretas as alternativas
 (01), (02), (04), (08) e (16).
exercícios complementares 
109. VM 5 VM V V ? 10 5 V ? 0,2 V V __ V' 5 
0,2
 ____ 10 5 
1 ___ 50 , ou seja, 50 vezes
110. M 5 m ____ MV V 
m ___ M 5 n 5 VM V n 5 0,010 ? 0,1 V n 5 10
23 mol
Alternativa c
49
111. VM 5 V9M9 V 50 ? 2 5 1.000 ? M9 V M9 5 0,1 mol de MgCL2/L
  MgCL2  CL2	 	
1 mol 2 mol
x 5 0,2 mol de CL2/L
0,1 mol x mol
Alternativa b
112. a) 1 L 5 1.000 mL 2 kg de açúcar
x 5 0,1 kg ou 100 g de açúcar
50 mL x kg de açúcar
 b) M 5 m ____ MV # M 5 
2.00
 _______ 342 ? 1 V M 5 5,85 mol/L
 c) VM 5 V9M9 V 200 ? 2 5 V9 ? 5,85 V V9 5 68,38 mL, devem ser diluídos até com-
pletar 200 mL de solução.
113. Lembrando que a molaridade da solução é proporcional à massa do soluto, temos:
solução 0,5 M 3 g de soluto
x 5 15 g de soluto
solução 2,5 M x g de soluto
114. a) Vamos supor que fossem misturados x L de água do mar com os 300 L de água potável, resul-
tando (300 1 x) L do soro final. Desse modo, teríamos:
VC 5 V9C9 V x ? 25 5 (300 1 x) ? 10 V x 5 200 L
Portanto o volume do soro final seria igual a: 300 L 1 200 L 5 500 L
 b) O volume total ingerido por pessoa seria: 500 L ______ 50 5 10 L. Considerando que cada litro de soro fisioló-
gico tem 10 g de NaCL, concluímos que cada pessoa irá ingerir 10 ? 10 g 5 100 g de NaCL
 c) Na evaporação da água do mar, apenas a água passa para o estado gasoso (o sal continua dis-
solvido no mar). Sendo assim, o que se condensa nas nuvens e depois se precipita como chuva 
é apenas água pura.
115. No suco M, a quantidade de vitamina será 20 mg , pois o suco foi diluído a 200 mL. No suco T, 
temos:
1 L 5 1.000 mL 75 mg de vitamina
x 5 15 mg
200 mL x mg de vitamina
Alternativa c
116. A alternativa c está incorreta porque tanto a única gota ou as 15 gotas provém do mesmo medi-
camento, então a concentração é mesma. Além disso, a concentração é uma relação entre massa 
e volume, então quanto maior o número de gotas maior a massa e o volume, porém a relação (con-
centração) é a mesma.
117. a) 4 NH3 1 5 O2 4 NO 1 6 H2O
 2 NO 1 O2 2 NO2
 3 NO2 1 H2O 2 HNO3 1 NO
 b) Cálculo da molaridade da solução:
 A partir da densidade calcula-se a massa da solução de HNO3 a 63,0% para um volume de 
1.000 cm3, ou seja, 1.000 L. A seguir calcula-se a massa de HNO3 na solução e então o número 
de mols nessa massa calculada. Finalmente calcula-se a molaridade.
1,40 g de HNO3 1 cm
3
x 5 1.400 g de solução de HNO3
x g de HNO3 1.000 cm
3
1.400 g de solução de HNO3 100%
x 5 882,0 g de HNO3
x g de HNO3 63,0%
1 mol de HNO3 63 g de HNO3
x 5 14,0 mol de HNO3
x mol de HNO3 882,0 g de HNO3
50
 Como utilizou-se o volume de 1.000 L e tem-se 14,0 mol, então a molaridade é 14,0 mol/L.
 Cálculo do volume necessário para preparar 250,0 mL a 0,5 M:
 VM 5 V´M´ V V ? 14 5 250 ? 0,5 V V 5 8,93 mL V  V  9,0 mL
118. A solução inicial a 10% tem 10 g de H2SO4 para cada 90 g de água. Acrescentando-se x g de água, 
obtém-se a nova solução (a 5%), que contém os mesmos 10 g de H2SO4 em (90 1 x) g de água, 
perfazendo 10 g 1 90 g 1 x g 5 (100 1 x) g de solução.
 Nessa nova solução, temos:
100% de solução 5% de H2SO4 x 5 100 g de água
(100 1 x) g de solução 10 g de H2SO4
 Portanto:
 
Massa final de água
 _____________________Massa inicial de água 5 
190
 ____ 90 5 
 19 ___ 9 
119. Análise da afirmativa (01):
1 mol de AL2(SO4)3 342 g 
x 5 34,2 g de AL2(SO4)3
0,1 mol de AL2(SO4)3 x g
 Correta.
 Análise da afirmativa (02):
 Errada, pois na solução contém apenas 0,1 mol do soluto, conforme a sua molaridade.
 Análise da afirmativa (04):
 Errada, pois aumentando-se o volume de 25 para 250 mL a solução resultante fica 10 vezes mais 
diluída.
 Análise da afirmativa (08):
 Errada, porque houve apenas a transferência da solução para outro recipiente, não houve diluição, 
então a concentração é a mesma.
 Análise da afirmativa (16):
 A dissociação da solução de AL2(SO4)3 liberará 2 íons AL13, então 20% de dissociação representa a 
concentração de íons AL13 de: 0,1 ? 0,20 ? 2 V M 5 0,04 M.
 Correta.
As afirmativas corretas são a (01) e (16).
4. Misturas de soluções
4.1. Mistura de duas soluções de um mesmo soluto
Questões 
a) Uma resolução possível é:
b) A concentração final, 40 g/L, é menor que a concentração da solução B (50 g/L) e maior que a 
concentração da solução A (25 g/L).
NaOH
10 g
Solução A Solução B
Solução final
400 mL 600 mL
1.000 mL
NaOH
30 g
NaOH
 40 g
a
d
il
so
n
 s
ec
c
o
51
exercícios básicos 
120. Exercício resolvido.
121. A massa da solução final é a soma das massas de cada solução, então:
5 mols de NaOH 1.000 mL de solução
x 5 0,3 mol de NaOH
x mol de NaOH 60 mL
2 mols de NaOH 1.000 mL de solução
x 5 0,6 mol de NaOH
x mol de NaOH 300 mL de solução
 Na mistura tem-se 0,9 mol de NaOH e o volume final é de 360 mL, a molaridade será:
0,9 mol de NaOH 360 mL
x 5 2,5 mol/L
x mol de NaOH 1.000 mL
 Alternativa c
122. Na mistura de três ou mais soluções, o raciocínio continua sendo exatamente o mesmo já utilizado 
para as misturas de duas soluções, a saber:
 • ou somamos as quantidades de soluto proveniente das três soluções e dividimos pelo volume 
total final;
 • ou aplicamos a fórmula da média ponderada:
 M 5 
MAVA 1 MBVB 1 MCVC ____________________ VA 1 VB 1 VC
 V M 5 1 M ? 200 mL 1 2 M ? 500 mL 1 0,2M ? 300 mL _____________________________________________ 200 mL 1 500 mL 1 300 mL V
    V M 5 1,26 mol/L
123. Exercício resolvido.
124. Através da equação de mistura de soluções tem-se:
 M 5 
MaVa 1 MbVb ____________ Va 1 Vb
 V 1,8 5 
1,5 ? Va 1 2 ? 300 _________________ 
Va 1 300
 V Va 5 200 mL
Alternativa a
125. M 5 
MAVA 1 MBVB _____________ VA 1 VB
 V 0,3 5 200 ? 3 ? Y 1 600 ? Y ____________________ 200 1 600 
 Da expressão acima, vem: Y 5 0,20 M e X 5 3Y V X 5 0,60 M
Alternativa a
126. Exercício resolvido.
127. • Na primeira solução: em 100 g de solução a 20%, há 20 g de H2SO4 e 80 g de água.
 • Na segunda solução: 150 mL de solução, multiplicados pela densidade (1,3 g/mL), resultam 195 g 
de solução; por outro lado, pelo valor da concentração (C 5 520 g/L), conclui-se que 150 mL de 
solução encerram 78 g de H2SO4 e, em consequência, haverá 195 g 2 78 g 5 117 g de água.
 • Na solução final, temos: 20 g 1 78 g 5 98 g de H2SO4 e 100 g 1 195 g 5 295 g no total; 
portanto, o título em massa será:
 T 5 98 ____ 295 V T 5 0,33 ou 33%
128.
Solução desejada: 100 mL de NaCL 0,9% (m/V)
0,9 g de NaCL
100 mL 
• 1a solução dada: 1,5% de NaCL (m/V)
100 mL____________ 1,5 g de NaCL
m1 5 
1,5V1 _____ 100 V1 mL____________ m1 g de NaCL
• 2a solução dada: 0,5% de NaCL (m/V)
100 mL____________ 0,5 g de NaCL
m2 5 
0,5V2 ______ 100 V2 mL____________ m2 g de NaCL
 A massa final desejada de NaCL é 0,9 g: m1 1 m2 5 0,9 V 
1,5V1 _____ 100 1 
0,5V2 ______ 100 5 0,9
 O volume final desejado é de 100 mL: V1 1 V2 5 100
52
 Resolvendo o sistema final de duas equações temos:
 V1 5 40 mL e V2 5 60 mL
exercícios complementares 
129. Cálculo da molaridade da primeira solução:
 C 5 dT V C 5 1,47 ? 0,6 V C 5 0,882 g/mL ou 882 g/L
 Logo: M1 5 
C ___ M V M1 5 
882 _____ 98 V M1 5 9 mol/L
 Cálculo da molaridade da solução final:
 M 5 
M1V1 1 M2V2 _____________ V1 1 V2
 V M 5 9 ? 30 1 5 ? 20 _______________ 30 1 20 V M 5 7,4 mol/L
130. Se a solução final deve ter 600 mL e a primeira solução tem 400 mL, a segunda solução deverá ter:
 Y 5 600 2 400 V Y 5 200 mL
 Portanto:
 0,2 5 400X 1 200 ? 0,4 _________________ 600 V X 5 0,10 mol/L
Alternativa c
131. Em 100 mL de soro, temos 0,9 g de NaCL. Juntando mais 10,8 g, teremos:
 0,9 1 10,8 5 11,7 g de NaCL (em 100 mL de soro)
 M 5 
m1 ____ M1V
 V M 5 11,7 __________ 58,5 ? 0,1 V M 5 2 mol/L
Alternativa e
132. Solução a ser obtida: 1 L ou 1.000 mL de H2SO4 de 3,5 mol/L
Usaremos
(x) mL da solução A: H2SO4 de 5 mol/L
(1.000 2 x) mL da solução B: H2SO4 de 3 mol/L
 M 5 
MAVA 1 MBVB _____________ V V 3,5 5 
5x 1 3 ? (1.000 2 x)
 ____________________ 1.000 V x 5 250 mL da solução A
 E, consequentemente, 1.000 mL 2 250 mL 5 750 mL da solução B
Alternativa e
133. Aquário final: 80 L com 0,50 mol de NaCL/L
 Mistura: M 5 25 ? 0,4 1 35 ? 0,75 ___________________ 25 1 35 V M  0,60 mol de NaCL/L
 a) acima do esperado: 60 ? 0,6 5 (60 1 12) ? M V M 5 0,5 mol/L (correta)
 b) errada
 c) errada
 d) M 5 60 ? 0,6 1 12 ? 0,4 __________________ 72 V M  0,56 mol/L (errada)
Alternativa a
4.2. Mistura de duas soluções de solutos diferentes que reagem entre si
exercícios básicos 
134. Solução de NaOH: n 5 MV V n 5 0,8 ? 5 V n 5 4 mol de NaOH
H2SO4 1 2 NaOH Na2SO4 1 2 H2O	 	
1 mol ____ 2 mol
x 5 2 mol de H2SO4
x mol ____ 4 mol
 Solução de H2SO4: n 5 MV V 2 5 M ? 2 V M 5 1 mol/L
Alternativa e
53
135. • NaOH: n 5 MV V n 5 0,2 ? 0,2 V n 5	0,04 mol de NaOH
 • H2SO4: n 5 MV V n 5 0,2 ? 0,2 V n 5	0,04 mol de H2SO4
2 NaOH 1 H2SO4 Na2SO4 1 2 H2O
2 mol __________ 1 mol
x 5 0,02 mol de H2SO4
0,04 mol __________ x mol
 • Conclusão:
2 NaOH 1 H2SO4 Na2SO4 1 2 H2O	 	
0,04 mol reage com 0,02 mol excesso 0,02 mol de H2SO4
 a) A solução será ácida devido ao excesso de H2SO4.
 b) Molaridade do H2SO4 em excesso: M 5 
n __ V V M 5 
0,02
 __________ 0,2 1 0,2 V M 5 0,05 mol/L
136. H2SO4: n 5 MV V n 5 0,01 ? 0,200 V n 5 0,002 mol de H2SO4
H2SO4 1 2 NaOH Na2SO4 1 2 H2O	 	
0,002 mol 0,004 mol V m 5 nM V m 5 0,004 ? 40 V m 5 0,16 g de NaOH
Alternativa d
137. Através da equação química balanceada calcula-se o número de mol de bicarbonato de sódio ne-
cessário. A seguir, através da massa molar, calcula-se a massa do antiácido.
 n 5 MV V n 5 0,1 ? 0,1 V n 5 0,01 mol de HCL
NaHCO3 1 HCL  # NaCL 1 H2O 1 CO2
1 mol 1 mol x 5 0,01 mol de NaHCO3
x mol 0,01 mol
1 mol de NaHCO3 84 g de NaHCO3 x 5 0,840 g NaHCO30,01 mol de NaHCO3 x g de NaHCO3
Alternativa c
138. Deve-se calcular o número de mol do ácido sulfúrico necessário para neutralizar o carbonato de 
cálcio. Com a molaridade e o número de mol de H2SO4, calcula-se o volume.
 Massa molar de CaCO3 5 100 g/mol
CaCO3 1 H2SO4  # CaSO4 1 H2O 1 CO2
100 g 1 mol
x 5 0,25 mol de H2SO4
25,0 g x mol
 Da molaridade tem-se:
0,50 mol de H2SO4 1.000 mL de solução
x 5 500 mL de solução
0,25 mol de H2SO4 x mL de solução
Alternativa d
139. Quantidade inicial, em mols, de HCL: 1,6 mol/L ? 0,040 L 5 0,064 mol de HCL
 Quantidade inicial, em mols, de NaOH: 2 mol/L ? 0,060 L 5 0,120 mol de NaOH
Na reação: HCL 1 NaOH NaCL 1 H2O
No início há: 0,064 0,120 0 0
Reagem/São produzidos: 0,064 0,064 0,064 0,064
No final há: zero 0,056 0,064 0,064
 Ao final, em 0,056 mol de NaOH, há 0,056 mol de Na1.
 Ao final, em 0,064 mol de NaCL, há 0,064 mol de Na1 e 0,064 mol de CL2.
 Portanto, na solução final (de volume igual a 40 mL 1 60 mL 5 100 mL), há:
 0,056 mol 1 0,064 mol 5 0,120 mol de Na1 e 0,064 mol de CL2
 Conclui-se que a molaridade, em relação a cada íon, será
 em relação ao Na1: 
0,120 mol
 __________ 0,1 L 5 
1,2 mol/L e em relação ao CL2: 0,064 mol __________ 0,1 L 5 0,64 mol/L
54
 • 0,056 mol de NaOH em excesso produz 0,056 mol de OH2, que, estando tambémnos 100 mL da 
solução final, nos dará:
 
0,056 mol
 __________ 0,1 L 5 
0,56 mol/L em relação ao OH2
Alternativa e
exercícios complementares 
140. Inicialmente monta-se a equação química balanceada e calcula-se o número de mol dos reagen-
tes envolvidos na reação. A seguir, através da molaridade, calcula-se o volume de suco gástrico 
neutralizado.
 Equação química balanceada (massa molar de Mg(OH)2 5 58,3 g/mol):
Mg(OH)2 1 2 HCL  # MgCL2 1 H2O
58,3 g 2 mol
x 5 0,12 mol de HCL
(1,2 ? 3) g x mol
 Da molaridade do HCL, tem-se:
0,16 mol de HCL 1.000 mL de solução
x 5 750 mL de solução
0,12 mol de HCL x mL de solução
Alternativa d
141. a) Equação química balanceada do processo:
 2 KI 1 Pb(NO3)2 # 2 KNO3 1 PbI2 
 precipita
 b) O reagente limitante é a solução de nitrato de chumbo (II), portanto deve-se calcular o número 
de mol desse reagente e relacionar com o PbI2 e, através da massa molar, calcular a massa 
formada.
 Massa molar de PbI2 5 461 g/mol
2 KI 1 Pb(NO3)2 #  2 KNO3 1 PbI2
1 mol 461 g
x 5 4,61 g de PbI2 
(0,1000 ? 0,1) mol x g
142. HCL 1 NaOH NaCL 1 H2O 1 caráter alcalino
0,2 mol 0,2 mol 0,2 mol há excesso de NaOH
concluído da equação dado do enunciado
 I. errada, pois havia 0,2 mol de HCL
 II. correta, pois houve excesso de NaOH
 III. correta, pois houve excesso de NaOH
 IV. correta, pois não houve sobra de HCL
 V. correta, pois M 5 n __ V V  M 5 
0,2
 ____ 0,5 V M 5 0,4 mol/L
Alternativa d
143. 1.960 kg de “ácido sulfúrico” teor 50% 0,50 ? 1.960 V 980 kg de H2SO4 puro 
 n 5 m ___ M V n 5 
980.000
 _________ 98 V n 5 10.000 mol de H2SO4
 d 5 m __ V V 
1.960.000
 ___________ 1,40 V V 5 1.400.000 mL 5 1.400 L
 Portanto: M 5 n __ V V M 5 
10.000
 _______ 1.400 V M  7,1 mol/L
Alternativa a
144. Quantidade inicial de NaOH V 2.800 kg de “NaOH” teor 100% 2.800 kg de NaOH
 n 5 m ___ M V n 5 
2.800.000
 ___________ 40 V n 5 70.000 mol de NaOH no início
55
 • NaOH que reagiu com o H2SO4:
 H2SO4 1 2 NaOH Na2SO4 1 2 H2O 	 
 10.000 mol 20.000 mol de NaOH
 Quantidade de HF presente no início:
 n	5 m ___ M V n 5 
600.000 ? 0,5
 ______________ 20 V n 5 15.000 mol de HF
 • NaOH que reagiu com o HF:
 HF 1 NaOH NaF 1 H2O 	 
 15.000 mol 15.000 mol
 • NaOH que reagiu: 20.000 1 15.000 V 35.000 mol de NaOH
 • NaOH que sobrou: 70.000 2 35.000 V 35.000 mol de NaOH
 Massa deste NaOH: m 5 nM V m 5 35.000 ? 40 V m 5 1.400.000 g ou 1.400 kg
Alternativa b
Questões sobre a leitura 
Águas — Rios e reservatórios
145. A água potável pode ser obtida também por meio de fontes subterrâneas e até da água do mar, que 
pode ser dessalinizada. No entanto, o custo para a obtenção é alto. A alternativa de menor custo 
é o uso das águas superficiais, captadas em rios, lagos e represas. 
146. Os poluidores mais comuns são: esgoto doméstico; micro-organismos causadores de doenças; fertilizan-
tes agrícolas; compostos orgânicos sintéticos, como detergentes; compostos inorgânicos, como ácidos, 
bases e sais; e compostos de metais tóxicos, como cobre, zinco, chumbo, cádmio, mercúrio etc.
147. Grande parte do esgoto é formada por matéria orgânica, que é decomposta por micro-organismos pre-
sentes na água. Nesse processo, os micro-organismos utilizam o oxigênio, aumentando a DBO da água.
148. A eutrofização é o processo pelo qual um corpo de água adquire níveis altos de nutrientes como o 
nitrogênio e o fósforo. Esse excesso de nutrientes permite a proliferação de algas, que consomem 
o oxigênio. Como consequência, a falta de oxigênio provoca a morte dos peixes.
149 Uma resposta possível: a detecção de bactérias, protozoários e vírus na água é extremamente 
difícil. Mesmo a análise da presença de coliformes só pode ser feita por meio de procedimentos 
de laboratório. Por isso, devemos ingerir água somente se tivermos certeza de que ela é potável, 
pois uma água aparentemente limpa pode provocar doenças. 
150. Uma possível resposta: por ser um poderoso solvente, a água consegue levar por todas as partes 
do nosso corpo várias substâncias essenciais à vida, além de dissolver as impurezas que serão 
eliminadas através da urina, por exemplo. Mas essa característica torna-se uma desvantagem pela 
facilidade com que a água dissolve vários tipos de poluentes, ficando contaminada. 
151. Alternativa d
152. Deve-se multiplicar o valor de consumo diário por habitante (150 L) pelo número de habitantes da cidade 
até que o valor atinja os 6 milhões. Então extrapola-se o número de habitantes (2.000) por ano.
Ano Habitantes Consumo (milhões de litros)
2005 31.990 4,80
2006 33.990 5,10
2007 35.990 5,40
2008 37.990 5,70
2009 39.990 6,00
 Em 2009 o consumo de água atingirá 6 milhões de litros de água por dia.
Alternativa e
153. Deve-se analisar a relação (área alagada / potência produzida) e escolher o menor valor, haja vista 
que um alto valor de razão significa maior impacto ambiental, pois precisa de uma grande área para 
produzir potência.
Usina Razão (área alagada / potência)
Tucuruí 0,57
Sobradinho 4,01
Itaipu 0,11
Ilha Solteira 0,33
Furnas 1,11
56
 Assim, a usina de Sobradinho é a que mais compromete o meio ambiente.
Alternativa e
154. Alternativa e
 155. a) Uma das causas da escassez de água é o aumento de consumo da mesma por setores agrícolas 
para a produção de alimentos. Além disso, com o aumento da atividade econômica, aumentam o 
número de indústrias, acarretando maior consumo de água. Assim a disponibilidade para consumo 
humano acaba diminuindo.
 As duas consequências resultantes da interferência da atividade humana no ciclo da água no 
planeta são: a poluição das águas superficiais e subsolos, e a perda de biodiversidade devido à 
contaminação do meio marinho.
 b) Um processo que pode contribuir para diminuir o consumo doméstico de água é a água de reúso 
nas atividades que não envolvam alimentação e higiene humanas. 
 c) Para determinar a variação, deve-se calcular a tangente do triângulo retângulo formado pelos 
dados da tabela. 
 Triângulo formado a partir da tabela:
 
11,7
5,9
1970
�
2010
 Variação: tangente a 5 
cateto oposto
 _________________ cateto adjacente 
 tg a 5 
11,7 2 5,9
 ______________ 2.010 2 1.970 5 
5,8
 ____ 40 5 0,145
 Então, entre 1970 e 2010, houve, a cada ano, redução de 145 m3 de água per capita por ano.
156. a) Resposta pessoal.
 b) Uma ação sustentável que permite a diminuição de devastação das matas é criar zonas de re-
florestamento longe das matas ciliares. Um processo de separação física do mercúrio do ouro 
é o de destilação, pois quando a temperatura atingir 357 °C o mercúrio entrará em ebulição e 
sobrará o ouro, já que formam uma mistura homogênea.
157. Sendo a água o solvente universal, ela tende a se tornar poluída facilmente, passando a se tornar impró-
pria à vida vegetal e animal. Com a poluição das águas dos rios e dos mares, a base da cadeia alimentar 
marinha (fitoplânctons, microalgas) é afetada e, consequentemente, a alimentação das baleias jubarte 
é também afetada.
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Coloides e nanotecnologia
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infográfico 
No infográfico na abertura do capítulo observamos a evolução histórica do rádio, desde sua 
popularização após a Primeira Guerra Mundial até os anos 2000, quando foram desenvolvidos chips, 
receptores e transmissores de rádio cada vez menores. Ainda é mostrado o nanorrádio, construído 
por pesquisadores da Universidade de Berkeley, em 2007. Temas relacionados à tecnologia estão 
presentes na rotina do aluno, o que instiga sua curiosidade e facilita o uso de exemplos em sala 
de aula.
É importante que o professor relembre a ideia de microscopia com a sala, resgatando o que foi 
aprendido sobre átomos e moléculas. Deve estar clara a noção sobre o que é e o que não é visível a olho 
nu. Não é necessário que o aluno memorize de imediato a relação entre 1 metro e 1 nanometro, masé 
desejável que, ao longo do capítulo, ele desenvolva a percepção de que as estruturas nanométricas são 
extremamente pequenas e que compreenda os processos de transformação de unidades.
57
1. Introdução
2. Conceituação de sistema coloidal
3. Dispersibilidade das partículas coloidais
4. Preparação dos coloides
5. Propriedades dos coloides
6. Precipitação dos coloides
Questões 
a) Os sistemas coloidais são encontrados nos reinos vegetal e animal. Eles podem ser sintetizados 
para o bem-estar da humanidade na forma de bens de consumo e para processos industriais que 
propiciam melhores condições de vida.
b) • A mistura III representa uma solução.
 • A mistura II representa uma suspensão.
 • A mistura I representa um sistema coloidal.
c) Adsorção é a retenção de um material na superfície de outro, por meio de forças de superfície. 
Podemos citar como aplicações de materiais adsorventes a purificação da água, a adsorção de 
gases tóxicos em máscaras de gás por meio do uso de carvão ativado e o controle da umidade 
em locais fechados usando matérias que adsorvam a água.
Atividades práticas 
RefletInDo
As questões do Refletindo objetivam despertar o interesse do aluno pela nanotecnologia, que está 
presente em diversas áreas do conhecimento científico.
Respostas:
a) A tecnologia em escala nanométrica ainda é recente e, à medida que o conhecimento evoluiu, 
surgem novas estruturas e materiais. Vão surgindo, também, equipamentos que permitem reali-
zar experimentos, análises e sínteses dessas moléculas em dimensões atômicas.
b) A principal dificuldade nesse campo de estudo são as dimensões atômicas (nanométricas) 
que envolvem os experimentos, as análises, a produção e a separação desses materiais.
Professor, não se esqueça de descartar/destinar corretamente o material utilizado nesta 
atividade. Comente com os alunos a importância dessa atitude e as possíveis consequências do 
descarte feito de maneira incorreta. Sobre esse assunto, se necessário, releia o texto das páginas 
12 e 13 deste Suplemento para o professor.
1a) Preparação de maionese
A preparação da maionese é um processo de preparação de um coloide. De fato, o suco de 
limão é uma solução aquosa de caráter ácido (e que contém sais). O óleo vegetal normalmente 
não iria se misturar com o suco de limão. No entanto, várias substâncias existentes no ovo agem 
como coloides protetores (emulsificadores) das gotículas de óleo, que acabam se dispersando 
no suco de limão. Por fim, o ar que é incorporado à mistura, pela agitação, ajuda a completar a 
consistência cremosa da maionese. As pessoas com experiência na cozinha dizem que a adição 
de óleo e a agitação devem ser cuidadosas, para não “desandar” a maionese (isto é, para não 
separar o óleo da fase aquosa). De fato, qualquer alteração (na agitação, nas quantidades dos 
ingredientes, na acidez ou na salinidade da mistura etc.) pode provocar a precipitação das goti-
nhas coloidais de óleo que se encontram dispersas na fase aquosa.
58
Respostas das perguntas
a) Heterogênea.
b) Coloidal.
c) Emulsificador ou emulsificante.
d) Por meio da agitação (liquidificador) o ar é incorporado à mistura e ajuda a formar a consis-
tência cremosa da maionese.
2a) Preparação de tintas
Respostas das perguntas
a) O tijolo.
b) O giz colorido.
c) No primeiro, a fase aquosa é o dispersante, e o emulsificante é a gema de ovo; no segundo, 
a fase aquosa é o dispersante, e o emulsificante é a cola branca.
exercícios básicos 
 1. Uma solução coloidal é uma dispersão na qual as partículas têm um tamanho médio entre 1 e 
1.000 nanometros (nm). A alternativa e trata de uma suspensão, e em suspensões o tamanho das 
partículas é maior que 1.000 nm.
Alternativa e
 2. A afirmação 1 está incorreta, pois sol é uma dispersão coloidal na qual o dispergente é líquido e o 
disperso é sólido.
Alternativa d
 3. Alternativa d
 4. A resposta b está incorreta, pois é possível se obter coloides irreversíveis ou liofóbicos, ou seja, 
coloides que não se dispersam espontaneamente no dispersante. É o caso do enxofre coloidal em 
água, onde partículas de enxofre são fragmentadas até atingirem o tamanho coloidal.
 Alternativa b
 5. O efeito Tyndall é o rastro luminoso que notamos quando um feixe intenso de luz atravessa um 
sistema coloidal.
 Alternativa c
 6. As partículas de um coloide hidrófobo não podem ser separadas de uma dispersão aquosa por meio de 
filtração através de papel de filtro comum, pois o tamanho das partículas é menor que o poro do filtro.
 Alternativa b
 7. Quando uma solução coloidal líquida é submetida a um campo elétrico, todas as partículas coloidais 
migram para o mesmo eletrodo, é o fenômeno denominado eletroforese.
 Alternativa c
exercícios complementares 
 8. Alternativa a
 9. Alternativa c
 10. Alternativa d
7. A explosão da nanociência e da nanotecnologia
8. A nanofabricação
9. Aplicações da nanotecnologia
Questões 
a) Porque o ouro é um elemento que possui alta estabilidade física e química e as minúsculas quan-
tidades empregadas não tornam o custo do material uma questão proibitiva.
b) O ouro, em macroescala, é um ótimo condutor de eletricidade. Mas, quando o nanofio de ouro cres-
ce além de determinada dimensão, ele simplesmente passa a se comportar como um isolante.
59
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c) Cobre e prata. Estes metais, juntamente com o ouro, são metais nobres, ou seja, apresentam 
baixa reatividade química.
exercícios básicos 
 11. Alternativa c
 12. Alternativa d
 13. A internet, como meio de comunicação e acesso a informações de forma mais rápida; a biotecno-
logia, usada na produção de organismos geneticamente modificados, na indústria de alimentos e 
farmacêutica; a nanotecnologia, que permite a manipulação de materiais em escala muito reduzi-
da, possibilitando o desenvolvimento de produtos industriais, o controle da qualidade ambiental e 
incrementando o uso da robótica.
 14. Cálculo da concentração molar da solução (A):
 M 5 
n1 __ V V M 5 
3 __ 5 V M 5 0,6 mol/L
 Para obtermos uma solução de açúcar sensível às línguas eletrônica e humana, simultaneamente, 
sua concentração deve ser no mínimo de 10 mmol/L. Logo, temos que calcular a molaridade para 
cada alternativa:
a) M1V1 5 M2V2
 0,6 ? 0,001 5 M2 ? 0,1 V M2 5 6,0 ? 1023 mol/L
b) M1V1 5 M2V2
 0,6 ? 0,001 5 M2 ? 1 V M2 5 6,0 ? 1024 mol/L
c) M1V1 5 M2V2
 0,6 ? 0,002 5 M2 ? 0,2 V M2 5 6,0 ? 1023 mol/L
d) M1V1 5 M2V2
 0,6 ? 0,002 5 M2 ? 0,5 V M2 5 2,4 ? 1023 mol/L
e) M1V1 5 M2V2
 0,6 ? 0,001 5 M2 ? 0,05 V M2 5 1,2 ? 1022 mol/L
 Alternativa e
 15. 6 ? 1023 átomos de Ti 80 g de Ti
x 5 0,08 g de Ti
6 ? 1020 átomos de Ti x g de Ti
 
50 cm
100 cm
espessura � (e) cm
volume da película 5 (área) ? (espessura)
 d 5 m __ V V  V 5 
m __ d V V 5 
0,08
 _____ 4,0 V V 5 0,02 cm
3
 0,02 5 (100 ? 50) ? e V e 5 4 ? 1026 cm
1 nm 1027 cm
x 5 40 nm
x nm 4 ? 1026 cm
Alternativa c
 16. a) É a zeólita, que adsorve a maior quantidade de boro (Y/m) em qualquer concentração da solução 
aquosa (a curva da zeólita está acima das demais).
 b) Do gráfico, na concentração de 600 µmol/mL (600 micromol/mililitro), temos:
• na zeólita: adsorção q 115 µmol ? kg21
1
2
3
diferença 5 40 µmol ? kg21 5 40.000 µmol ? t21 
• no solo: adsorção q 75 µmol ? kg21
 c) Em Matemática, a equação geral de uma reta é y 5 ax 1 b. No gráfico, na linha da lama de 
esgoto, vamos escolher dois pontos:
• o ponto C 5 600 µmol/mL e Y/m 5 100 µmol/kg V 100 5 a ? 600 1 b
• o ponto C 5 400 µmol/mL e Y/m 5 75 µmol/kg V 75 5 a ? 400 1 b
60
Propriedades coligativas
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infográfico 
No infográfico na abertura do capítulo são apresentadas as propriedades do peixe-gelo, verte-
brado que vive nas águas da Antártida. Conforme mostrado, suas adaptações estão relacionadas a 
características fisiológicas próprias como não possuir hemácias, possuir coração e vasos sanguíneos 
maiores que os de outros peixes, não possuir escamas etc.
O tema pode ser introduzidodiscutindo-se sobre a temperatura da água em que o peixe-gelo 
vive, por volta de -2 °C, que é menor que a temperatura de congelamento da água pura, igual a 0 ºC. 
Isso ocorre porque, quando começa a formar gelo na superfície do mar, a parte líquida (água e sal) 
fica com maior concentração de sais dissolvidos (já que parte da água se solidificou), possibilitando 
ficar ainda mais fria e não congelar — abaixando de seu ponto de congelamento.
Uma opção é o professor pedir aos alunos uma pesquisa sobre outras características de seres 
vivos que permitem que eles não congelem em situações como essas.
O objetivo é que, ao longo do capítulo, o aluno vá aprofundando seus conhecimentos sobre o 
tema, pois, assim, poderá estender a ideia de diminuição do ponto de congelamento aos outros 
efeitos coligativos.
Subtraindo a segunda equação da primeira, temos:
100 2 75 5 600a 2 400a V a 5 0,125
Substituindo o valor de a, por exemplo, na 1a equação, temos:
100 5 0,125 ? 600 1 b V  b 5 25
Portanto, a equação é Y/m 5 0,125C 1 25
Questões sobre a leitura 
As perspectivas da nanotecnologia
 17. Resposta pessoal. A nanotecnologia pode trazer muitos benefícios em diversas áreas, como na 
indústria têxtil, tornando os tecidos mais leves, na área de cosméticos, aumentando o poder de 
penetração dos cremes, na Medicina, tenta-se criar nanopartículas contendo fármacos que seriam 
liberados em determinados locais do organismo, entre outros.
 18. As nanopartículas apresentam propriedades físicas, químicas e biológicas diferentes dos materiais 
tradicionais. Por exemplo, toneladas de catalisadores poderão ser substituídas por quilogramas 
ou gramas de nanocatalisadores, sem perda de área superficial, reduzindo custo e diminuindo a 
produção de rejeitos.
 19. Resposta pessoal. As ameaças em torno das nanopartículas estão no fato de não se conhecerem 
os efeitos globais dos nanomateriais sobre o meio ambiente.
 20. A meta, a longo prazo, almejada pela nanociência e pela nanotecnologia é a obtenção de nanos-
sistemas moleculares que desempenham funções especiais e que procuram “imitar” o complexo 
mecanismo das “moléculas na vida”.
Sites sobre nanotecnologia 
• http://www.renami.com.br
Rede de Nanotecnologia Molecular e Interfaces
• http://lqes.iqm.unicamp.br
Laboratório de Química do Estado Sólido
• http://www.lnls.br
Laboratório Nacional de Luz Síncroton
Acessos em: mar. de 2010.
61
Refletindo
O objetivo dessa questão é associar o efeito da adição de um soluto não volátil à temperatura 
de congelamento dos líquidos. Compreender que, no início do congelamento de soluções diluídas, 
apenas o solvente puro se solidifica e que o restante da solução se concentra, fazendo com que a 
temperatura de congelamento da solução caia gradativamente, é importante para a compreensão ge-
ral do capítulo. Por meio de perguntas, leve os alunos a citar aplicações práticas de tal fenômeno.
Resposta:
Os objetivos de se colocar gelo sobre os peixes são:
• conservar a carne adequadamente resfriada;
• evitar o “cheiro de peixe” no ambiente e, assim, atrair a freguesia. A diminuição da tempera-
tura causada pelo gelo reduz a evaporação dos compostos que dão o característico “cheiro 
de peixe”.
1. introdução
2. detalhando as mudanças de estado físico
Questões 
a) O álcool, pois as ligações de hidrogênio entre suas moléculas são mais fracas que as presentes 
na água.
b) Sim, é possível. Se a pressão sobre a superfície da água líquida é muito reduzida, as moléculas 
de água passam para o estado de vapor rapidamente, causando a ebulição da água.
c) Como a altitude de La Paz é bem maior que a de Recife (nível do mar), a pressão atmosférica na-
quela cidade boliviana é menor e, portanto, a água entra em ebulição a uma temperatura menor. 
Com menor temperatura, o macarrão demorará mais que 6 minutos para cozinhar.
exercícios básicos 
 1. Analisando o gráfico, o aluno deve recordar que a substância mais volátil é aquela que tem maior 
pressão máxima de vapor em uma dada temperatura.
 Alternativa a
 2. Afirmativas incorretas:
 II. Quando um líquido se encontra em equilíbrio com seu vapor, há uma transferência de moléculas 
entre o líquido e o vapor, pois trata-se de um equilíbrio dinâmico.
 IV. A concentração do vapor depende da condição de equilíbrio em que o sistema se encontra.
 Alternativa b
 3. A proposição 4 é falsa, pois a pressão de vapor depende da natureza de cada substância.
 Alternativa e
 4. A temperatura de ebulição, em °C, do CCL2F2 no nível do mar (1 atm) é aproximadamente 225 °C.
 Alternativa d
 5. a) Em São Paulo.
 b) A altitude em São Paulo é menor que na Cidade do México. Sendo assim, a pressão atmosfé-
rica em São Paulo será maior e, portanto, a temperatura de ebulição da água será maior.
 6. Na panela de pressão fechada, a evaporação da água aumenta, e a pressão de seus vapores se 
soma à pressão do ar já existente, produzindo uma pressão total maior que a do ambiente. Assim, 
a temperatura de ebulição da água aumenta, e o tempo de cozimento dos alimentos diminui.
 Alternativa b
 7. A afirmativa I está correta, basta comparar as curvas 1 e 3 na mesma pressão.
 A afirmativa II está incorreta. Na ebulição as pressões de vapor são iguais.
 A afirmativa III está correta, pois a curva 1 possui maior variação da pressão de vapor em função 
da temperatura.
62
 A afirmativa IV está correta, pois quanto mais fortes as forças intermoleculares menos volátil será 
o líquido.
 Alternativa c
 8. Alternativa d
 9. No ponto D coexistem as fases sólida e gasosa.
 Alternativa e
 10. O granizo é formado pela passagem da água pura da fase líquida (6) para a sólida (5).
 Alternativa e
3. os efeitos coligativos
4. A lei de Raoult
Questões 
a) A água contendo açúcar evaporará mais lentamente e o nível dessa solução descerá mais lenta-
mente.
Pr
es
sã
o 
(m
m
H
g)
Água pura
Água com açúcar
Temperatura (°C)
b) Para evitar o superaquecimento ou o congelamento da água, pois esses aditivos diminuem a 
pressão de vapor da solução formada em relação à água pura, causando um aumento na tempe-
ratura de ebulição e uma diminuição na temperatura de congelamento.
c) Lembre-se de que:
 • molaridade 5 n
o de mols do soluto ____________________ 1 litro da solução 
 • molalidade 5 n
o mols do soluto _________________ 1 kg do solvente 
 Ora, havendo pouco soluto, podemos dizer que 1 litro de solução aquosa e diluída é formado 
praticamente por 1 litro de água, que corresponde a 1 kg de água, pois a densidade da água é 
1 g/mL.
Atividade prática 
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Professor, não se esqueça de descartar/destinar corretamente o material utilizado nesta ativida-
de. Comente com os alunos a importância dessa atitude e as possíveis consequências do descarte 
feito de maneira incorreta. Sobre esse assunto, se necessário, releia o texto das páginas 12 e 13 
deste Suplemento para o professor.
ebulição de uma solução
Respostas das perguntas
a) A água “parou” de ferver, pois as moléculas do açúcar “dificultam” a movimentação das mo-
léculas de água.
b) A temperatura de ebulição do líquido aumenta, pois sua pressão máxima de vapor diminui.
exercícios básicos 
 11. Exercício resolvido.
 12. Sendo:
 p0 5 pressão máxima de vapor da água pura 5 760 mmHg
 p 5 pressão máxima de vapor da solução 5 ?
63
 Dp 5 p0 2 p
 M1 5 342 g/mol de sacarose
 M2 5 18 g/mol de água
 m1 5 1,71 g de sacarose
 m2 5 100 g de água
 Kt 5 
M2 ______ 1.000 V  Kt 5 
18 ______ 1.000 V  Kt 5	 0,018 
 
Dp
 ___ p0 5 Kt ? W V 
Dp
 ___ p0 5 Kt ? 
1.000 ? m1 __________ m2 ? M1
 V 
760 2 p
 _________ 760 5 0,018 ∙ 
1.000 ? 1,71
 ___________ 100 ? 342 V 
 V  
760 2 p
 _________ 760 5 9 ? 10
24 V  p 5 759,316 mmHg
 13. Dados:
 Dp 5 0,004
 p0 5 pressão máxima de vapor da água pura 5 1 atm
 M2 5 18 g/mol de água
 m1 5 20,0 g de açúcar
 m2 5 500 g de água
 M1 5 ?
 Kt 5 
M2 ______ 1.000 V Kt 5 
18 ______ 1.000V Kt 5 0,018 
 
Dp
 ___ p0 5 Kt ? 
1.000 ? m1 __________ m2 ? M1
 V 0,004 ______ 1 5 0,018 ? 
1.000 ? 20,0
 ____________ 500 ? M1
 V  M1 5 180 u
 14. No enunciado não se diz qual é o soluto. Esse dado, porém, não é necessário para a resolução do 
exercício, visto que os efeitos coligativos independem da natureza do soluto — desde que este seja 
não volátil e não iônico. Como observamos, é comum considerar, nas propriedades coligativas, a 
molalidade e a molaridade numericamente iguais, já que as soluções devem ser diluídas.
 Considerando que o solvente é a água, temos:
 
 
Dp
 ___ p0 5 Kt ? W V   
Dp
 ___ p0 5 
M2 ______ 1.000 ? 
1.000 m1 _________ m2M1
 V 
Dp
 ___ p0 5 
M2 ______ 1.000 ? 
1.000 m1 _________ m2M1
 V 
Dp
 ___ p0 5 
M2m1 ______ m2M1
 V 
Dp
 ___ p0 5 
M2 ? n1 _______ m2 
 Em 1 L de água (M2 5 18 g/mol), temos 1.000 g de água e 0,001 mol de soluto, portanto:
 
 
Dp
 ___ p0 5 0,000018
 15. O aluno deve recordar que a pressão de vapor de uma solução é mais baixa que a do solvente puro. 
 Alternativa b
 16. a) A curva de linha contínua é relativa ao líquido puro e a de linha tracejada, à solução. Isso se deve 
ao fato de a pressão de vapor da solução ser mais baixa que a do líquido puro.
 b) Sabendo-se que ao nível do mar a pressão atmosférica é de 1 atm, o ponto de ebulição do líquido 
puro será de aproximadamente 76 °C.
 17. Exercício resolvido.
 18. São dados:
 Ke 5 constante ebulioscópica 5 0,52 °C/molal
 W 5 0,50 molal
 Dte 5 ?
 Dte 5 Ke ? W V Dte 5 0,52 ? 0,50 V Dte 5 0,26 °C
 Alternativa d 
 19. O aluno deve observar que o solvente, neste caso, é o etanol.
 t0 5 temperatura de ebulição do solvente puro 5 78,52 °C
 te 5 temperatura inicial da ebulição solução 5 ?
 Dte 5 te 2 t0
 Ke 5 1,22 °C ? kg/mol
 M1 5 94 g/mol
 m1 5 4,7 g de fenol
64
 m2 = 500 g de álcool
 Dte 5 te 2 t0 5 Ke ? 
1.000 ? m1 __________ m2M1
 V te 2 78,52 5 1,22 ? 
1.000 ? 4,7
 ___________ 500 ? 94 V  te 5 78,64 °C
 20. Dados:
 t0 5 100 °C
 te 5 100,12 °C
 Dte 5 te 2 t0
 Ke 5 0,52 °C ? kg/mol
 Mx 5 ?
 m1 5 12,0 g 
 m2 5 500 g de água
 Dte 5 te 2 t0 5 Ke ? 
1.000 ? m1 __________ m2 ? M1
 V 100,12 2 100 5 0,52 ? 1.000 ? 12 __________ 500 ? M1
 V  M1 5 104 u
 Alternativa b
 21. Exercício resolvido.
 22. Dtc 5 t0 2 tc 5 Kc ? 
1.000 ? n1 __________ m2 V 5,5 2 tc 5 5,1 ? 
1.000 ? 0,5
 ___________ 1.500 V  tc 5 3,8 °C
 Alternativa d
 23. Dtc 5 t0 2 tc 5 Kc ? 
1.000 ? m1 __________ m2 ? M1
 V Dtc 5 1,86 ? 
1.000 ? 72
 __________ 800 ? 180 V  Dtc 5 0,93 °C
 24. Dtc 5 t0 2 tc 5 Kc ? 
1.000 ? m1 __________ m2 ? M1
 V 0 2 (210) 5 1,86 ? 
1.000 ? m1 __________ 1000 ? 62 V  m1 5 333,3 g
 25. Alternativa a
exercícios complementares 
 26. • Massa de etanol: d 5 m __ V V m 5 dV V m 5 0,785 ? 117,2 V m 5 92 g
 • Abaixamento relativo: 
Dp
 ___ p0 5 Kt ? W ? i
 
Dp
 ___ p0 5 
M2 ______ 1.000 ? 
1.000 ? m1 __________ m2M1
 V 46 ______ 1.000 ? 
1.000 ? 3,04
 ____________ 92 ? 152 q 0,01
 27. O benzeno, sendo puro, terá a maior pressão de vapor: x 5 108,2 mmHg . As soluções y e z 
sofrem um abaixamento (diminuição) de pressão de vapor, que é proporcional às suas quantidades 
em partículas (ou quantidade em mols) na solução. Então:
 • para o naftaleno, temos: nY 5 
m
 __ M V ny 5 
5,0
 ____ 128 mol
 • para o naftaleno, temos: nZ 5 
m
 __ M V nz 5	 
5,0
 ____ 228 mol
 Sendo ny . nz, o abaixamento da pressão será também Dpy . Dpz, portanto o valor das pressões 
será py , pz, isto é:
y 5 105,0 mmHg e z 5 106,4 mmHg
Alternativa c
 28. Alternativa d
 29. a) Admitindo que os líquidos puros e as soluções estejam sob pressão normal (760 mmHg), pode-
mos concluir, pelo gráfico, que a curva III representa o líquido puro de ponto de ebulição 90 °C; 
consequentemente, o líquido puro mais volátil é o da curva I.
 b) Considerando agora que as curvas das soluções estão sempre abaixo das curvas dos respecti-
vos líquidos puros (efeito tonométrico), concluímos que as curvas das soluções serão: II, para 
o líquido I; e IV, para o líquido III.
 30. a) Dtc 5 t0 2 tc 5 Kc ? 
1.000 ? m1 __________ m2 ? M1
 V 2108,65 2 (2108,90) 5 3,83 ? 1.000 ? 12,8 ____________ 766 ? M1
 V 
 V M1 5 256 u
 b) Atomicidade do enxofre:	 256 ____ 32 5 8
 31. Alternativa d
65
5. o efeito osmótico
Questões 
a) Não existe uma membrana semipermeável que permita apenas a passagem do solvente, retendo 
qualquer soluto. Todas elas permitem a passagem de moléculas e íons menores, retendo apenas 
os solutos formados por partículas maiores.
b) Devido à pressão osmótica, o fluxo de água que “entra” na uva-passa (ou na ameixa-preta) é 
maior que o fluxo de substâncias que saem da fruta.
c) O soro fisiológico deverá apresentar pressão osmótica igual à do sangue, que é da ordem de 
7,8 atm.
d) As propriedades são: a diminuição ou abaixamento da pressão de vapor do solvente; o aumento 
da temperatura de ebulição do solvente; o abaixamento da temperatura de congelamento do 
solvente e a pressão osmótica. Essas propriedades dependem do número de partículas disper-
sas na solução.
Atividade prática 
Professor, não se esqueça de descartar/destinar corretamente o material utilizado nesta ativida-
de. Comente com os alunos a importância dessa atitude e as possíveis consequências do descarte 
feito de maneira incorreta. Sobre esse assunto, se necessário, releia o texto das páginas 12 e 13 
deste Suplemento para o professor.
efeito osmótico
Respostas das perguntas
a) O meio mais diluído é o da solução interna da folha de alface.
b) Sim.
c) Eles murcharam.
d) Não, não são iguais.
e) O meio hipotônico é o da solução interna da folha de alface.
f) Elas se igualam.
g) Isotônica.
exercícios básicos 
 32. Alternativa a
 33. As proposições 0 e 2 estão incorretas.
 0. A água de coco é uma solução homogênea.
 1. Sim, pois a água começaria a penetrar através da membrana, levando ao rompimento das hemácias.
 2. A célula não teria seu formato original alterado, porque não há diferença de pressão osmótica.
 3. A pressão osmótica é a pressão exercida sobre a solução para impedir sua diluição pela passa-
gem do solvente puro através de uma membrana semipermeável. 
 34. Alternativa b
 35. Exercício resolvido.
 36. pV 5 
m1 ___ M1
 RT V p ? 2 5 6,0 ____ 60 ? 0,082 ? 293 V  p 5 1,20 atm
 Alternativa c
 37. Para a glicose: pV 5 
m1 ______ M1RT
 V p ? 0,2 5 9 ____ 180 RT V p 5 
9 ___ 36 RT V p 5 
RT ___ 4 
 Para a ureia: p 5 MRT
 Soluções isotônicas têm valores iguais de p, portanto: 
 RT ___ 4 5 MRT V M 5 0,25 mol/L 
3 60 C 5 15 g/L
 38. pV 5 
m1 ___ M1
 RT V 7,6 ____ 760 ? 1 5 
22,8
 _____ M1
 ? 0,082 ? 300 V M1 5 56.088 g/mol
 A massa molar do As2S3 é: M 5 (75 ? 2) 1 (32 ? 3) V M 5 246 g/mol
 
56.088
 ________ 246 5	228	
 Portanto o número de moléculas é: 228 moléculas
 39. Alternativa c
66
 40. a) CaCO3 (s) 1 2 CH3 * COOH (aq) Ca(CH3 * COO)2 (aq) 1 CO2 (g) 1 H2O (L)
 b) O ovo sem casca incha quando mergulhado em água, porque a água penetra e aumenta o seu 
volume; e murcha quando mergulhado em salmoura, porque a água que ele contém é forçada a 
sair, diminuindo seu volume.
 41. a) p 5 MRT V 16,4 5 M ? 0,082 ? 320 V M 5 0,625 mol/L
 b) Pela regra de três, temos:
 
1 mol do soluto 200 g
x 5 125 g V C 5 125 g/L
0,625 mol de soluto (por litro) x g
 42. Alternativa e
 43. p 5 MRT V 7,65 5 m ____________ 180 ? 0,010 ? 0,082 ? (273 1 37) V m 5 0,54 g
Alternativa b
 44. p 5 MRT V 0,28 5 0,685 __________ 
M ? 0,010 ? 0,082 ? 280 V M q 5.616 g/mol ou 5,6 ? 10
3 g/mol
Alternativa a
6. As propriedades coligativas nas soluções iônicas
Questões 
a) A adição do sal faz com que a temperatura de congelamento da água diminua.
b) O cloreto de cálcio produz um efeito coligativo 1,5 vez maior que o cloreto de sódio,pois o núme-
ro de partículas também é 1,5 vez maior. Um mol de cloreto de sódio dissolvido em água produz 
dois mols de íons, enquanto um mol de cloreto de cálcio produz três mols de íons.
exercícios básicos 
 45. Quando se trata de abaixamento do ponto de fusão por adição de um soluto não volátil e no pro-
cesso de desidratação (no processamento do charque) ocorrem os seguintes efeitos coligativos, 
respectivamente: efeito crioscópico e pressão osmótica.
 Alternativa a
 46. Exercício resolvido.
 47. Cálculo do fator de Van´t Hoff:
 AL2(SO4)3 # 2 AL31 1 3 SO422
 i 5 1 1  ∙ (q 2 1) V i 5 1 1 0,9 ? (5 2 1) V  i 5 4,6
 48. Exercício resolvido.
 49. Se a concentração é igual a 9,8 g/L, a molaridade da solução de ácido sulfúrico será:
 n 5 m ___ M V n 5 
9,8
 ____ 98 V n 5 0,1 mol e M 5 
n __ V V M 5 
0,1
 ___ 1 V M 5 0,1 mol/L 
 Como a solução é diluída, podemos considerar que 1 L de solução é formado por 1 L de água; além 
disso, sabendo que a densidade da solução é 1 g/mL, concluímos que 1 L de solução corresponde 
a 1 kg de água; em outras palavras, admitimos que a molalidade é igual à molaridade (ou seja, 
que a solução é 0,1 molal), o que é sempre válido no caso de soluções aquosas e diluídas.
 Por outro lado, calculando o valor do fator de Van’t Hoff, teremos:
 i 5 1 1 0,75 ? (3 2 1) 5 2,5
 Por fim: 
Dp
 ___ p0 5 Ki ? W ? i V 
Dp
 ___ p0 5 
18 ______ 1.000 ? 0,1 ? 2,5 V  
Dp
 ___ p0 5 0,0045
 50. A afirmativa I é correta, pois a reação de precipitação é uma reação química.
 A afirmativa II é incorreta. No pico de uma montanha, a pressão do ar é menor que ao nível do mar, desse 
modo a água entrará em ebulição em uma temperatura menor acarretando maior tempo de cozimento.
 A afirmativa III é incorreta. Pois o tempo de cozimento no pico de uma montanha será maior que 
ao nível do mar.
67
 Afirmativa IV é correta, porque a adição de um soluto não volátil provoca o aumento do ponto 
de ebulição da água, ou seja, a água vai ferver a uma temperatura maior, o que provoca um 
cozimento mais rápido.
 A afirmativa V é incorreta, conforme a explicação da afirmativa IV.
 Alternativa d
 51. Exercício resolvido.
 52. Cálculo do fator de Van´t Hoff:
 Dt 5 0,13 °C
 0,13 5 0,52 ? 
1.000 ? 16
 __________ 800 ? 200 ? i V i 5 2,5
 A partir do fator de Van´t Hoff calcula-se o grau de ionização.
 CaBr2 # Ca21 1 2 Br2 
 i 5 1 1 a ? (q 2 1) V 2,5 5 1 1 a ? (3 2 1) V a 5 0,75 ou 75%
 Alternativa e
 53. 
Dte 5 Ke ? M ? i
1
2
3
para a solução de NaCL: Dte 5 Ke ? M ? i1
para a outra solução: Dte 5 Ke ? M ? i2
 É dado que as duas soluções (ambas aquosas e de mesma concentração) fervem à mesma tempe-
ratura; logo, o efeito ebuliométrico é o mesmo em ambas. Assim:
 Ke ? M ? i1 5 Ke ? M ? i2 V i1 5 i2
 Considerando total a dissociação do NaCL, teremos nessa solução i1 5 2; logo, para a outra solução, 
i2 5 2. Portanto, somente o MgSO4 satisfaz essa condição.
Alternativa d
 54. Exercício resolvido.
 55. Para uma solução apresentar um ponto de congelamento menor, deve sofrer um maior efeito 
criométrico, ou seja, sofrer maior efeito coligativo. Para que esse fenômeno ocorra, com maior 
intensidade, a concentração de íons deve ser a maior possível, e isso ocorre na alternativa e.
 56. Cálculo do Dtc:
 Dtc 5 Kc ? 
1.000 ? m1 __________ m2 ? M1
 ? i V Dtc 5 1,86 ? 
1.000 ? 175,0
 _____________ 500 ? 58,5 ? 2 V  Dtc 5 22,2 °C 
 O líquido do frasco que contém apenas água irá se solidificar. O líquido do outro frasco, ao qual 
se adicionou sal de cozinha, iria se solidificar apenas se a temperatura no congelador fosse 22,2 
graus abaixo de zero.
 57. Exercício resolvido.
 58. Cálculo da pressão osmótica:
 A massa molar do NaOH é 40 g/mol 
 M 5 m/(MV) V  M 5 80/(40 ? 1) V M 5 2 mol/L
 NaOH V Na1 1 OH2 i 5 2 
 p 5 MRTi
 p 5 2 ? 0,082 ? 300 ? 2 V p 5 98,4 atm
 59. Exercício resolvido.
 60. Como as duas soluções são isotônicas entre si, pode-se igualar o valor de pressão osmótica e 
calcular o valor de Van´t Hoff.
 Então:
 p1 5 p2
 M1R1T1i1 5 M2R2T2i2 V 0,28 ? 1 5 0,10 ? i2 V i2 5 2,8
 O grau de dissociação é:
 ACL2 # A21 1 2 CL2
 i 5 1 1 a ? (q 2 1) V 2,8 5 1 1 a ? (3 2 1) V a 5 0,9 ou 90%
68
 61. a) Para ser isotônica em relação aos glóbulos vermelhos a pressão osmótica da glicose na injeção 
endovenosa deve ser de 7,8 atm.
 b) Considere i 5 2, devido à dissociação do cloreto de sódio liberar 2 íons, então:
p 5 MRTi V	 p 5 0,16 ? 0,082 ? 298 ? 2 V p 5 7,81 atm
A pressão osmótica do soro fisiológico (NaCL a 0,16 mol/L) é a mesma dos glóbulos vermelhos, 
portanto é isotônico.
exercícios complementares 
 62. Deve-se considerar a maior concentração de íons possível. A solução a 0,4 mol/L de KNO3 libera 
0,8 mol/L de íons e é a mais concentrada.
 Alternativa d
 63. Na panela 1 a variação da temperatura deve ser nula, pois a temperatura de ebulição de uma subs-
tância pura é constante. Na panela 2 a temperatura de ebulição será maior que a da água pura e 
sofrerá variação. O gráfico que representa esse fenômeno é o gráfico da alternativa d.
 64. Alternativa b
 65. A temperatura de início de congelamento será mais baixa na solução de maior Dtc (abaixamento da 
temperatura de congelamento). O valor de Dtc 5 Kc ? W ? i. Como as duas soluções têm a mesma 
molalidade (W), terá maior Dtc aquela de maior valor de i. Sendo i 5 1 1 a (q 2 1) e como as 
duas soluções têm o mesmo i (i 5 2), terá maior i a de maior a, que no caso é o KOH.
 66. A substância que liberar mais íons terá o menor ponto de congelamento.
Alternativa b
 67. 
Dtc 5 KcWi
para a BaCL2: Dtc 5 Kc ? W ? 3
Kc ? W ? 3 5 Kc ? 1 ? 2 V W 5 
 2 __ 
3
 
 q 0,67 mol/kg
para o NaCL: Dtc 5 Kc ? 
 
58,5
 _____ 58,5 
 _____ 1 ? 2
 para termos o mesmo valor de Dtc.
Alternativa c
 68. Nas condições citadas, só serão isotônicas as substâncias dissolvidas em água que liberarem o 
mesmo número de partículas ou íons. Apenas a glicose e a sacarose são isotônicas.
Alternativa a
 69. a) Basta verificar que a concentração em mols de Na e CL, da primeira solução, é igual à concen-
tração em mols de glicose, da segunda solução.
Cálculo da concentração em mols, considerando o V 5 1.000 mL
1 mol de NaCL 58,5 g
x 5 0,15 mol de NaCL
x mol de NaCL 9,0 g (0,9%)
Ao todo serão 0,30 mol de íons para o NaCL
1 mol de glicose 180 g
x 5 0,31 mol de glicose
x mol de glicose 55,5 g (5,5%)
Ambos possuem a mesma concentração molar, assim são isotônicos.
 b) A solução de NaCL a 5,5% é hipertônica em relação às células vermelhas do sangue, desse 
modo a célula irá perder água com a finalidade de ficar isotônica ao meio, portanto irá 
murchar.
 70. Comparando as duas soluções a uma mesma concentração, a solução de cloreto de sódio con-
terá dois tipos de íons e a sacarose libera apenas uma partícula por sacarose dissociada. Então 
o efeito coligativo será maior na solução de cloreto de sódio e a temperatura de congelamento 
será menor.
 Alternativa e
69
 Questões sobre a leitura 
Osmose reversa
 71. Esse processo é vantajoso por ser simples e barato. Apresenta como desvantagem o fato de ocupar 
grandes áreas, e só pode ser empregado onde há luz solar abundante.
 72. A osmose é um processo em que o solvente passa do meio menos concentrado para o meio mais 
concentrado. A osmose reversa é um processo em que esse fluxo de solvente é revertido, isto é, 
força-se o líquido a passar do meio mais concentrado para o meio menos concentrado, ao contrário 
do que aconteceria naturalmente.
 73. O Ministério do Meio Ambiente possui um programa chamado “Água Doce”, que financia a instalação 
de dessalinizadores pelo método de osmose reversa em locais onde não há água potável, mas há 
disponibilidade de água salobra, como no semiárido brasileiro.
 74. Alternativa e
 75. Alternativa a
 76. Com a adição de um soluto não volátil a temperatura de congelamento diminui em função da concen-
tração de íons presentes em uma solução. Assima ordem crescente de ponto de congelamento é:
 Corrente 2 , corrente 1 , corrente 3
 77. a) Considerando o volume inicial do processo igual a um litro, tem-se:
 C 5 m __ V V C 5 
10.000
 _______ 0,250 V  C 5 40.000 mg/L
 b) Considerando que todo o cloreto de sódio se dissocia, então i 5 2.
1 mol de NaCL 58,5 g
x 5 0,17 mol
x mol de NaCL 10 g
 A molaridade do NaCL é 0,17 mol/L 
 p 5 MRTi V p 5 0,17 ? 8,314 ? 300 ? 2 V  p 5 8,5 ∙ 105 Pa
 c) A pressão seria maior porque a pressão osmótica aumenta devido ao aumento da concentração de 
íons no Na2SO4. Enquanto no NaCL são liberados dois íons por mol, no Na2SO4 são liberados três íons.
Acompanhamento e avaliação 
Esta sugestão de avaliação deverá ser realizada em conjunto com o professor de inglês e também 
poderá ter a participação de outras áreas, como: Artes, Biologia e Geografia.
Faça uma introdução do trabalho colocando a seguinte situação para os alunos:
Eles são moradores de uma cidade onde o inverno é rigoroso.
A estação do ano é o outono; o inverno está para chegar. A cidade está se preparando para o inverno 
e a prefeitura abre uma discussão sobre a aprovação ou não da lei que permite adicionar sal nas ruas 
e nas rodovias da cidade.
Para isso, a prefeitura convidou dois grupos de químicos, um grupo constituído por químicos do 
setor de segurança e o outro constituído por químicos ambientalistas, para discutir e argumentar, 
com fundamentação científica, o processo de adição de sal nas ruas e nas rodovias da cidade. 
Um grupo defenderá, perante a prefeitura da cidade, a aprovação da lei com argumentos fun-
damentados na segurança da população, elaborando um pôster que transmita visualmente, sem 
linguagem escrita, a mensagem pretendida pelo grupo.
Outro grupo defenderá a não aprovação da lei com argumentos fundamentados nos efeitos que a 
adição de sais causa ao meio ambiente, elaborando um pôster que transmita visualmente, sem linguagem 
escrita, a mensagem pretendida pelo grupo.
Explique para os alunos que a classe será dividida em dois grupos para realizar a tarefa.
Formados os grupos, os componentes deverão optar por defender ou não a aprovação da lei que 
permite a adição de sal nas ruas e nas rodovias da cidade (papel de químicos do setor de segurança ou 
de químicos ambientalistas).
Esclareça para os alunos do grupo de químicos do setor de segurança que a tarefa deles será 
defender a aprovação da lei com fundamentação na segurança da população.
Esclareça para os alunos do grupo de químicos ambientalistas que a tarefa deles será defender a 
não aprovação da lei com fundamentação nos efeitos que a adição de sais causa no meio ambiente.
70
Oriente o procedimento para a realização da tarefa. Aqui são sugeridos alguns sites, em língua estran-
geira, que poderão auxiliar os dois grupos. Sugira também alguns outros, listados nas páginas 19 a 21.
Todos os grupos poderão acessar os sites abaixo para uma maior compreensão sobre propriedades 
coligativas.
• http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/flashfiles/propOfSoln/vp3.
html (ANIMAÇÃO — pressão de vapor) — em inglês.
• http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/flashfiles/propOfSoln/
colligative.html (ANIMAÇÃO — colligative) — em inglês.
• http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/flashfiles/thermochem/ 
solutionSalt.html (ANIMAÇÃO — salt solution) — em inglês.
Acessos em: mar. 2010.
Químicos ambientalistas
Para encontrar argumentos que fundamentem a defesa dos ambientalistas, o grupo poderá acessar 
os seguintes sites ou outros listados nas páginas 19 a 21 deste Suplemento.
• http://carleton.ca/Capital-News/08032002/n4.shtml — Capital News Online How to make winter 
roads safe for drivers... an plants — em inglês.
• http://ewr.cee.vt.edu/environmental/teach/gwprimer/roadsalt/roadsalt.html — Effects of road deicing 
salt on groundwater systems — em inglês.
• http://ewr.cee.vt.edu/environmental/teach/gwprimer/group05/main.html — Deicing salt — em inglês.
Acessos em: mar. 2010.
Químicos de segurança
Para encontrar argumentos que fundamentem a defesa dos químicos de segurança, o grupo poderá 
acessar o seguinte site:
• http://www.mte.gov.br — Secretaria de Inspeção do Trabalho.
Acesso em: mar. 2010.
Depois que toda a pesquisa foi realizada, cada grupo deverá montar um pôster em cartolina 
(50 cm 3 65 cm), com figuras, desenhos ou colagens que consigam expressar a posição defendida 
pelo grupo. É interessante não permitir o uso de linguagem escrita no pôster.
Após a apresentação dos pôsteres, cada um dos grupos deverá defender sua posição perante a pre-
feitura da cidade, utilizando, para tal, argumentos consistentes, baseados em dados coletados durante 
a pesquisa para a realização do trabalho.
Avaliação
Os critérios de avaliação devem ser passados para os alunos assim que o trabalho for proposto.
Sugerimos que o trabalho de cada grupo seja avaliado por meio de uma rubrica, como a do exemplo a 
seguir.
 Químicos ✶ Químicos ✶✶ Químicos ✶✶✶
Figuras ou desenhos ou 
colagens
relacionados apenas 
a propriedades 
coligativas.
relacionados à posição 
defendida pelo grupo, 
além das propriedades 
coligativas, mas não 
muito organizados.
relacionados à posição 
defendida pelo grupo, 
além das propriedades 
coligativas, e bem 
organizados.
Mensagem do pôster não é possível entender 
a posição do grupo nem 
o assunto tratado.
é possível perceber o 
assunto do pôster, mas 
não ficou clara a posição 
do grupo.
é possível, pela 
observação do pôster, 
entender o assunto e a 
posição do grupo.
Argumentos utilizados 
na defesa da posição
o grupo não apresentou 
argumentação 
consistente e também 
não apresentou 
fundamentação nos 
dados coletados.
o grupo apresentou 
argumentação, mas 
faltou a fundamentação 
nos dados coletados.
o grupo apresentou 
argumentação 
consistente e 
fundamentação nos 
dados coletados.
É interessante discutir, após as apresentações dos grupos, a importância de cada um deles, se-
paradamente e em conjunto, associando ideias para a tomada de decisão na aprovação ou não, ou até 
mesmo nas modificações, das leis que regem uma cidade.
71
infográfico 
No infográfico na abertura do capítulo é apresentada a diferença de poder calorífico, ou seja, a 
diferença na quantidade de energia térmica liberada na queima do álcool e da gasolina. Neste mo-
mento, o aluno não precisa saber diferenciar os tipos de energia, nem precisa memorizar números em 
relação aos combustíveis mostrados no infográfico, mas é desejável que tenha um primeiro contato 
com o conceito de energia; é importante discutir também como a questão ambiental deve influenciar 
a escolha de um combustível, e não apenas a questão energética em termos de rendimento.
O professor pode levantar discussões, problematizando as vantagens e desvantagens de se 
utilizar álcool ou gasolina, de forma a estimular o senso crítico e, ainda, para que os alunos percebam 
a presença da Química no dia a dia.
A Termoquímica é importante, do ponto de vista teórico, pois nos possibilita saber se uma dada reação 
química é ou não espontânea; e também do ponto de vista prático, pois trata com a produção de energia 
a partir de reações químicas. Assim, torna-se fácil explicar a elevada frequência com que esse assunto é 
abordado nos exames de Química. Os exercícios, apesar de trabalhosos, são normalmente fáceis, pois, em 
geral, podem ser resolvidos com a Lei de Hess e com as definições fundamentais dos calores de reação.
termoquímica
C
a
p
ít
u
lo
4
Refletindo
O objetivo dessas questões é despertar nos alunos o conceito de energia térmica que envolve 
as reações químicas e suas proporções (equações termoquímicas).
Comprar combustível significa comprar energia, e não apenas em litros ou quilogramas de ma-
téria. Por isso, conhecer e relacionar o rendimento térmico dos materiais, por unidade de massa, é 
tão importante para a Química e para a sociedade moderna.
Respostas:
1. Primeiramente, vamoscomparar o rendimento do carro com cada um dos combustíveis. O carro 
percorre:
	 •	 7,2 km com um litro de álcool;
	 •	 10 km com um litro de gasolina.
Desenvolvendo essa relação obtemos: 72 ___ 10 5 0,72
Esse é o rendimento do álcool comparado ao da gasolina.
Portanto, se aplicarmos a mesma relação aos preços do álcool e da gasolina e ela for menor que 
0,72, será mais econômico abastecer com álcool.
Aplicando os preços do exemplo, obtemos: 
1,60
 _____ 2,40 5 0,66
Nesse caso, é mais econômico abastecer com álcool.
2. Trata-se de uma relação direta. O poder calorífico das substâncias é uma propriedade específica 
que mede a quantidade de energia térmica contida na matéria, por unidade de massa.
Fazendo a relação entre o poder calorífico do álcool e o da gasolina, teremos: 
5.097 kcal/L
 ____________ 
7.107 kcal/L
 5 0,717.
Esse número é o próprio rendimento apresentado anteriormente com arredondamento.
Comprar combustível é o mesmo que comprar uma porção de energia contida em cada litro ou 
quilograma de matéria.
1. introdução
2. A energia e as transformações da matéria
Questões 
a) Sentimos frio porque a água líquida absorve energia de nossa pele para evaporar.
72
b) Na Termoquímica, as reações se classificam em exotérmicas e endotérmicas. As reações endo-
térmicas são as que absorvem calor, e só acontecem quando se fornece continuamente o calor 
que ela necessita. As reações exotérmicas são aquelas que produzem ou liberam calor, e assim 
que ela se inicia, essa liberação de calor permite que ela prossiga sozinha.
c) Uma das propostas é:
Refeição Alimento e quantidade (em g) kcal
Café da manhã Suco de laranja (200) 90
Pão (50) 150
Manteiga com sal (5) 36,3
Banana (100) 98
Lanchinho da manhã Banana (100) 98
Laranja (100) 45
Almoço Arroz (50) 179
Feijão (50) 164,5
Tomate (100) 15
Sobrecoxa de frango (200) 510
Lanchinho da tarde Amendoim (50) 270
Jantar Sardinha (200) 228
Tomate (100) 15
Mandioca (70) 105,7
Total 2.004,5
Pesquisa 
A energia dos alimentos é normalmente medida em calorias (com c minúsculo). Uma caloria é a 
quantidade de energia necessária para elevar a temperatura de 1 g de água em 1 °C. Uma pessoa de 
porte físico médio deveria consumir 2.000.000 calorias por dia. Tabelas de alimentos e de dietas 
trazem os valores calóricos em quilocalorias, mas designadas com o Calorias (com C maiúsculo). 
Então, existem 1.000 calorias em 1 quilocaloria ou em 1 Caloria. O consumo diário de calorias reco-
mendado, 2.000.000 calorias, é igual a 2.000 kcal ou 2.000 Calorias. Uma maçã de tamanho médio 
contém cerca de 75.000 calorias ou 75 kcal, o que significa que essa fruta contém energia suficiente 
para aquecer, em 1 °C, 75.000 g (ou 75 kg) de água.
Atividade prática 
Professor, não se esqueça de descartar/destinar corretamente o material utilizado nesta atividade. 
Comente com os alunos a importância dessa atitude e as possíveis consequências do descarte feito 
de maneira incorreta. Sobre esse assunto, se necessário, releia o texto das páginas 12 e 13 deste 
Suplemento para o professor.
o efeito térmico da vaporização
Resposta da pergunta
A segunda leitura deve indicar uma temperatura mais baixa devido à evaporação do álcool, que 
“rouba” calor do bulbo do termômetro.
exercícios básicos 
 1. A combustão e a dissolução da soda cáustica em água são processos que envolvem a liberação 
de calor (exotérmicos). Para que ocorra uma vaporização ou uma fusão é necessária a absorção 
de calor (processos endotérmicos).
Alternativa d
 2. O barro é um bom isolante térmico. Nesse caso, o barro isola a água do ambiente, mantendo-a 
sempre a uma temperatura menor que a dele.
Alternativa c
73
 3. A evaporação da água é um processo endotérmico (absorve calor) e retira calor do corpo, dando a 
sensação de frio.
Alternativa b
 4. Exercício resolvido.
 5. 1 cal 4,18 J
x 5 47,8 cal
x cal 200 J
 6. Utilizando a densidade do álcool:
 
1 mL de álcool 0,782 g de álcool
x 5 78,2 g de álcool
100 mL de álcool x g de álcool
 MC2H5OH 5 46 g/mol
 1 mol de álcool — 46 g de álcool 3,6 ? 102 kcal
y 5 612 kcal 5 612 ? 103 cal
78,2 g de álcool y kcal
Alternativa a
 7. 100 mL de bebida 6,4 g de carboidratos
1
2
3
x 5 16 g de carboidratos
250 mL de bebida x g
 na metabolização
1 g de carboidratos 4,0 kcal
1
2
3
x 5 64,0 kcal
16 g de carboidratos x kcal
Alternativa b
 8. 1 g de gordura ________ 9 kcal
1
2
3
x 5 54.000 kcal
6.000 g de gordura ________ x kcal
12 kcal ________ 1 min
1
2
3
x 5 4.500 min ou 4,5 ? 103 min
54.000 kcal ________ x min
Alternativa b
exercício complementar 
 9. Calor de combustão do carbono:
1 mol 5 12 g ________ 96.000 cal
1
2
3
x 5 17,5 g de carbono
x g ________ 140.000 cal
20 g da amostra ________ 100%
1
2
3
P 5 87,5%
17,5 g ________ P%
3. Por que as reações químicas liberam ou absorvem calor?
Questões 
 a) Processo físico ou químico
Se Se 
libera calor absorve calor
é é 
exotérmico endotérmico
b) São várias as respostas possíveis. Podem-se citar, por exemplo:
 • processos exotérmicos: a queima do gás de cozinha (chama do fogão) fornecendo calor, con-
gelamento da água, pavio de uma vela acesa etc.
74
 • Processos endotérmicos: cozimento de alimentos, secagem de roupa em um varal, caminha-
das, corridas etc.
c) Processo exotérmico:
Queima do gás de cozinha
Processo endotérmico:
Cozimento de alimentos
Entalpia
Tempo
Hinicial
Hfinal
∆H
Entalpia
Tempo
Hinicial
Hfinal
∆H
d) Ao encontrar as paredes externas do frasco gelado, o vapor de água presente no ar perde calor 
e se condensa.
Pesquisa 
De acordo com os dados disponíveis em 2010, o Brasil é o quarto maior emissor mundial de gases 
causadores do efeito estufa, sendo as queimadas e o desmatamento as principais fontes de emis-
sões (representam mais de 60% das emissões brasileiras). Utilizando o conceito de calor (entalpia) 
da combustão, essa pesquisa tem como objetivo permitir que os alunos compreendam a relevância 
do combate às queimadas. Daí a importância em localizar no site essas queimadas na cidade ou na 
região onde vivem os alunos. Assim, podemos entender o real significado da situação das queima-
das no Brasil, possibilitando que se desperte nos alunos a noção de urgência na preservação das 
florestas e matas.
exercícios básicos 
 10. 
Produtos
Caminho da reação0
ReagentesH
inicial
H
final
H
∆H ∆H < 0 e a reaçãoé exotérmica 
 
Produtos
Caminho da reação0
Reagentes
H
final
H
inicial
H
∆H
∆H > 0 e a reação
é endotérmica 
 11. DH 5 Hp 2 HR
 DH 5 1.000 2 870 V DH 5 1130 kJ
 Como o DH é positivo, o processo é endotérmico e absorve 130 kJ.
Alternativa b
 12. Todas as alternativas são corretas.
 13. Numa reação exotérmica, o sistema libera calor e sua entalpia final é menor que sua entalpia inicial, 
ou seja, DH é negativo (menor que zero).
Alternativa e
4. fatores que influem nas entalpias (ou calores) das reações
5. equação termoquímica
Questões 
a) Entalpia
H2O (v)
H2O (v)
H2O (L)
H2O (L) � calor
∆H
b) Ao entrar em contato com a água presente na pele e nos olhos, a cal libera calor (processo 
exotérmico), podendo causar queimaduras.
il
u
st
ra
ç
õ
es
: a
D
il
sO
N
 s
eC
C
O
il
u
st
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C
O
a
D
il
sO
N
 s
eC
C
O
75
c) Um combustível libera mais energia no estado gasoso, pois apresenta maior entalpia. O combus-
tível no estado líquido ou sólido libera menos energia devido ao “gasto” de energia para atingir o 
estado gasoso.
exercícios básicos 
 14. Exercício resolvido.
 15. Segundo os dados do diagrama, temos:
 H2O (s) # H2O (L) V DH 5 HH2O (L) 2 HH2O (s) V DH 5 2285,5 2 (2292,6)
 V  DH 5 117,1 kJ (processo endotérmico).
 Portanto, H2O (L) # H2O (s), DH 5 27,1 kJ (processo exotérmico).
 H2O (s) # H2O (g) V DH 5 151 kJ (processo endotérmico).
 Portanto, H2O (g) # H2O (s), DH 5 251 kJ (processo exotérmico).
 H2O (L) # H2O (g) V DH 5 143,9 kJ (processo endotérmico).
 Portanto, H2O (g) # H2O (L), DH 5 243,9 kJ(processo exotérmico).
 Portanto, a alternativa a é a correta.
 16. Como DH , 0, a reação é exotérmica, liberando 286 kJ por mol de H2 consumido, 572 kJ por mol de 
O2 consumido, 572 kJ para dois mols de água produzida.
Alternativa b
 17. Exercício resolvido.
 18. 2 AL (s) 1 3/2 O2 (g) # AL2O3 (s) DH 5 21670 kJ
 
2 ? 27 g AL 1670 kJ
x q 31 kJ
1 g AL x kJ
Alternativa b
 19. Em qualquer reação de combustão há a liberação de calor (DH ,0), ou seja, há menos energia arma-
zenada nos produtos do que nos reagentes. A combustão de 228 g de C8H18 produz 704 g de CO2.
Alternativa a
 20. Cálculo da massa de gasolina queimada:
 d 5 m __ V V m 5 d ? V V m 5 0,79 ? 10 V m 5 7,9 kg
 Cálculo da massa de CO2 produzida pela queima de 7,9 kg (10 L) de gasolina:
2 C8H18 1 25 O2 16 CO2 1 18 H2O
 123 123
2 ? 114 kg ______________________ 16 ? 44 kg
1
2
3
mCO2 q 24,4 kg de CO27,9 kg ______________________ mCO2 kg
 Energia liberada na queima de 7,9 kg (10 L) de gasolina:
1 mol de C8H8 5 114 g ______________________ 940 kcal
1
2
3
x q 6,5 ? 104 kcal
7,9 ? 103 g ______________________ x kcal
Alternativa b
 21. 
Na+ (g) + C�– (g)
Na+ (aq) + C�– (aq)
+ 766 kJ/mol
NaC� (s)
– 760 kJ/mol
∆H = +6 kJ/mol
 Pode-se afirmar que a dissolução de 1 mol de NaCL (s) é pouco endotérmica, envolvendo 16 kJ.
Alternativa e
a
D
il
sO
N
 s
eC
C
O
76
exercícios complementares 
 22. Para que os reagentes X2 e Y2, ambos no estado gasoso, se transformem em um produto XY sólido, 
haverá uma maior quantidade de calor liberado em relação à formação de um produto XY líquido 
que, por sua vez, irá liberar mais calor que um produto XY gasoso.
Alternativa b
 23. Equação I: 9 Fe liberam 800,1 kcal
 123	 14424431
2
3
9 mol ______________ 800,1 kcal
1
2
3
x 5 88,9 kcal
1 mol ______________ x kcal
Equação II: 2 Fe liberam 203,5 kcal
 123	 14424431
2
3
2 mol ______________ 203,5 kcal
1
2
3
x 5 101,75 kcal
1 mol ______________ x kcal
Alternativa b
 24. 28 L de gás ______________________ 106 J
1
2
3
x 5 2,25 ? 106 J
63 L de gás ______________________ x J
225 km percorridos ______________________ 2,25 ? 106 J
1
2
3
x 5 1 ? 104 J
1 km ______________________ x J
Alternativa c
 25. C2H5OH 1 3 O2 2 CO2 1 3 H2O DH 5 21,4 ? 10
3 kJ/mol	14243	 14444244443
1 mol 5 46 g ________________________________________ 1,4 ? 103 kJ
1
2
3
x 5 138 g de etanol
x g ________________________________________ 4,2 ? 103 kJ
Alternativa a
 26. A posição (01) é correta, pois toda a combustão é exotérmica. Portanto, a posição (02) é incorrreta. 
Na proposição (08) vamos calcular as quantidades (em mols) de CO2, para produzir 1 kJ em cada 
reação:
• Reação I:
1 mol de CO2 _________________ 393 kJ
1
2
3
x 5 1 _____ 393 mol de CO2x mol de CO2 _________________ 1 kJ
• Reação II:
1 mol de CO2 _________________ 888 kJ
1
2
3
x 5 1 _____ 888 mol de CO2x mol de CO2 _________________ 1 kJ
• Reação III:
8 mol de CO2 _________________ 5.440 kJ
1
2
3
x 8 ______ 5.440 ou 
1 _____ 680 mol de CO2x mol de CO2 _________________ 1 kJ
 Considerando que: 1 _____ 888 , 
1 _____ 680 , 
1 _____ 393 , concluímos que a ordem crescente de poluição, para produzir 
a mesma quantidade de energia é: gás natural , gasolina , carvão. Portanto, a proposição (04) 
é correta e a proposição (08) é incorreta.
 Na proposição (16), temos:
• Reação I: 393 _____ 1 5 393 kJ/mol de CO2
• Reação II: 888 _____ 1 5 888 kJ/mol de CO2
• Reação III: 5.440 ______ 8 5 680 kJ/mol de CO2
 De fato, o gás natural (reação II) é o que libera maior quantidade de energia por mol de CO2 
produzido. Portanto, a proposição (16) é correta.
77
 27. Na primeira equação, temos:
 1 mol de C8H18 5 114 g _________________ 5.100 kJ
 Vamos transformar essa massa (114 g) em volume, pois os combustíveis são vendidos por volume 
(por exemplo, em litros):
 d 5 m __ V V V 5 
m __ d V V 5 
144 _____ 0,70 V V 5 162, 85 mL ou 0,16285 L
 Se o preço da gasolina for a reais por litro, o preço da gasolina para produzir 5.100 kJ será: 
(0,16285 ? a) reais.
 Vamos calcular, na segunda reação, a quantidade de álcool necessária para produzir os mesmos 
5.100 kJ:
1 mol de C2H5OH 5 46 g _________________ 1.200 kJ
1
2
3
x 5 195,5 g de álcool
x g _________________ 5.100 kJ
 Ou em volume: V 5 
195,5
 ______ 0,80 V V 5 244,37 mL ou 0,24437 L
 E se o preço do álcool for b reais por litro, teremos: (0,24437 ? b) reais de álcool.
 Quando o “gasto” com o álcool for igual ao da gasolina teremos:
 0,24473 b 5 0,16285 a V b __ a 5 
0,16285
 _________ 0,24437 V 
b __ a q 
2 __ 3 
Alternativa b
6. Casos particulares das entalpias (ou calores) das reações
6.1. estado padrão dos elementos e dos compostos químicos
6.2 entalpia (ou calor) padrão de formação de uma substância [DH0f ]
exercícios básicos 
 28. A entalpia de formação do CLF (g) corresponde à seguinte equação:
 1 __ 2 CL2 (g) 1 
1 __ 2 F2 (g) CLF (g)
 Como HCLF , Hreagentes, DH , 0; nesse caso, 213,3 kcal/mol
Alternativa d
 29. Lembre-se de que a entalpia de formação refere-se a um mol da substância que é formada. Portanto, 
da equação temos:
8 SO3 (g) 752,0 kcal	14243	 14243
8 mol __________________ 752,0 kcal
1
2
3
x 5 94,0 kcal
1 mol __________________ x kcal
 Como a reação é exotérmica, temos: DH 5 294,0 kcal
Alternativa d
 30. Exercício resolvido.
 31. Exercício resolvido.
 32. DH 5 (Hf(Mg(OH)2) 1 Hf(H2)) 2 (Hf(Mg) 1 2 ? Hf(H2O))
 DH 5 (2924,5 1 0) 2 (0 1 2 ? (2285,8)) V  DH 5 2352,9 kJ/mol
Alternativa c
 33. DH 5 (2 ? Hf(CO2)) 1 3 ? Hf(H2O))2 (Hf(C2H5OH) 1 3 ? Hf(O2))
 DH 5 (2 ? (2394) 1 3 ? (2286)) 2 (2278 1 3 ? 0) V DH 5 1.368 kJ/mol
Alternativa b
 34. Exercício resolvido.
78
 35. • Para o metanol: CH3OH 1 
3 __ 2 O2 
 CO2 1 2 H2O
DH 5 Hprod. 2 Hreag. V DH 5 (HCO
2
 1 2 HH
2
O) 2 @ HCH3OH 2 3 __ 2 HO2 # 
DH 5 [2394 1 2 ? (2242)] 2 [2320 1 0] V DH 5 2558 kJ/mol
 • Para o etanol: C2H5OH 1 3 O2 2 CO2 1 3 H2O
DH 5 Hprod. 2 Hreag. 5 (2 HCO
2
 1 3 HH
2
O) 2 (HC
2
H
5
OH 1 3 HO
2
)
DH 5 [2 ? (2394) 1 3 ? (2242)] 2 [2296 1 3 ? 0] V DH 5 21.218 kJ/mol
Levando-se em conta somente a energia liberada por 1 mol de combustível, o melhor combustível 
é o etanol.
Alternativa b
 36. C (s) 1 O2 (g) CO2 (g) DH 5 2393,51 kJ/mol
 
12 g de C 2393,51 kJ
1
2
3
DH°(298 k) 5 232,79 kJ
1 g de C DH°(298 K)
Alternativa b
6.3 entalpia (ou calor) de combustão de uma substância
6.4 entalpia (ou calor) de neutralização
exercícios básicos 
 37. Combustão de 1 mol de SO2: SO2 (g) 1 1/2 O2 (g) SO3 (g)
 DH 5 HP 2 HR # DH 5 294 2 (271) V DH 5 223 kcal
Alternativa b
 38. 1 kg 5 1.000 g de metano _______________ 5,5 ? 104 kJ
1
2
3
x 5 880 kJ ou 8,8 ? 102 kJ
1 mol 5 16 g de metano _______________ x kJ
Alternativa d
 39. a) C2H6O 1 3 O2 2 CO2 1 3 H2O DH 5 21.400 kJ	 123	 144424443
46 g ________________________________________ 1.400 kJ
1
2
3
x 5 1,4 ? 106 kJ
46.000 g ________________________________________ x
 b) C2H6O 1 3 O2 2 CO2 1 3 H2O
 c) A tabela indica que 1 mol de gasolina produz 5.400 kJ. Portanto, a quantidade de gás natural que 
produz a mesma energia será:
1 mol de gás _______________ 900 kJ
1
2
3
n 5 6 mol de gás
n mol de gás _______________ 5.400 kJ
Sendo de 22,4 L (CNTP) o volume de cada mol, teremos:
6 ? 22,4 5 134,4 L de gás (CNTP)
 40. Cálculo da massa de álcool consumida nos 46 km percorridos pelo automóvel:
10 km _______________ 1 kg de álcool
1
2
3
x 5 4,6 kg de álcool
46 km _______________ x
 Cálculo da energia necessária para o automóvel percorrer 46 km:
1 mol de álcool 5 46 g _______________ 103 kJ
1
2
3
x 5 105 kJ
4,6 kg 5 4.600 g _______________ x
Alternativa e
79
 41. S 1 3 __ 2 O2 SO3 	 DH 5 2395 kJ
SO3 SO2 1 
1 __ 2 O2 	 DH 5 198 kJ
S 1 O2 SO2 	 DH 5 2297 kJ
Alternativa b
 42. a) C2H5OH (L) 1 3 O2 (g) 2 CO2 (g) 1 3 H2O (L)
 C2H5OH (L) 2 C (s) 1	 3 H2 (g) 11 __ 2 O2 (g) DH 5 1278 kJ/mol
 2 C (s) 1 2 O2 (g) 2 CO2 (g) DH 5 2 ? (2394) kJ/mol
 3 H2 (g) 1 
3 __ 2 O2(g) 3 H2O (L) DH 5 3 ? (2286) kJ/mol
 C2H5OH (L) 1 3 O2 (g) 2 CO2 (g) 1 3 H2O (L)
 π DH 5 278	1 [2 ? (2394)] 1 [3 ? (2286)] V DH 5 278 1 [2788] 1 [2858] V DH 5 21.368 kJ/mol
 b) Exotérmica, pois DH , 0.
6.5 energia de ligação
Questões 
a) A afirmação não está correta. Qualquer entalpia (calor) medida será sempre um valor relativo, 
pois toda matéria contém energia interna na forma de calor.
b) A afirmação está correta. A quantidade de entalpia (calor) envolvida na quebra, ou formação, de 
uma ligação é sempre igual e com “sentidos opostos”: toda quebra de ligação é endotérmica e 
toda formação de ligação é exotérmica.
exercícios básicos 
 43. As soluções são todas de mesma concentração, mas:
 • em III, o ácido e a base são fortes;
 • em II, a base é fraca;
 • em I, só há diluição;
 • em IV, há mistura de mesmo soluto.
Alternativa d
 44. Exercício resolvido.
 45. H3C * CH2H * H 1 Br * Br1442443 H3C * CH2 * Br144424443 1 H * Br14243
99 46 68 87
144444424444443
energia para romper
as ligações iniciais144444424444443
144444424444443
energia ganha na formação
das ligações finais144444424444443
99 kcal 1 46 kcal 5 145 kcal 68 kcal 1 87 kcal 5 155 kcal
 Teremos, pois, a liberação de 155 2 145 5 10 kcal/mol de etano.
Alternativa e
 46. 2 H2 (g) 1 O2 (g) 2 H2O (g)
 2 H k H (g) 1 O l O (g) 2 H H
O
 (g)
 2 ? 437 494 2 ? 2 ? (2463)
 
 11.368 21.852
 DH 5 11.368 2 1.852 V DH 5 2484 kJ/2 mol de H2O
 Ou seja, DH 5 2242 kJ/mol de H2O
Alternativa b
80
 47. N214243 1 3 H214243 2 NH314243
950 3 ? 430 2 ? 3 ? (2390)14444244443
2.240
145425443
22.340
14444444244444443
DH 5 2100 kJ (para 2 mols de NH3 formados)
 Logo, para 1 mol de NH3, temos: DH 5 250 kJ/mol
 48. CH414243 1 2 O214243 CO214243 1 2 H2O14243
4 ? 413 2 ? 494 2 ? 804 2 ? 2 ? 463
14444244443
2.640
144444424444443
3.46014444444444244444444443
DH 5 2820 kJ
Alternativa a
exercícios complementares 
 49. CO 1 1 __ 2 O2 CO2
 DH 5 Hf 2 Hi 5 (2393,5 1 0) 2 (2110,5) V DH 5 2283 kJ para 
1 __ 2 mol de O2
 Para 1 mol de O2: DH 5 2(2283) V DH 5 2566 kJ
Alternativa c
 50. Na equação, temos 1 mol de H2O (L) no estado líquido. Para vaporizá-lo precisamos de:
 1 g de H2O ______________ 2,28 kJ
1
2
3
x 5 41 kJ
1 mol 5 18 g de H2O ______________ x kJ
 Essa energia será “descontada” do calor da reação, tendo-se:
 H2 (g) 1 
1 __ 2 O2 (g) H2O (v) DH 5 2283 1 41 V DH 5	2242 kJ/mol
Alternativa e
 51. a) Etanol hidratado (d 5 0,80 kg/L): em 1 L, há 800 g; com esse valor, calculamos:
Dado do problema: 1 g de etanol ______________ 6 kcal
1
2
3
x 5 4.800 kcal
800 g de etanol ______________ x kcal
Gasolina (d 5 0,70 kg/L): em 1 L, existem 700 g; sendo assim, temos:
Dado do problema: 1 g de gasolina ______________ 11,5 kcal
1
2
3
y 5 8.050 kcal
700 g de gasolina ______________ y kcal
 b) Para os dois combustíveis, vamos calcular o preço de 1.000 kcal:
1 L de etanol custa 65 U.M. ______________ 4.800 kcal
1
2
3
x 5 13,54 U.M.
x U.M. ______________ 1.000 kcal
1 L de gasolina custa 100 U.M. ______________ 8.050 kcal
1
2
3
x 5 12,42 U.M.
y U.M. ______________ 1.000 kcal
 52. Na fórmula do P4 temos um total de seis ligações. Para romper uma ligação precisamos então 
de 
1.260
 ______ 6 , ou seja,	210 kJ por ligação.
Alternativa a
 53. O gás nitrogênio, N2, é considerado um gás inerte devido à elevada quantidade de energia requerida 
para quebrar a tripla ligação N m N.
Alternativa c
81
 54. Reação I: 2 H2123 1 2 CO123 CH4123 1 CO2123
2 ? 4,4 ? 102 2 ? 10,8 ? 102 4 ? 4,2 ? 102 2 ? 8,0 ? 102
144444424444443
30,4 ? 102
144444424444443
32,8 ? 102
 DH 5 Hprod. 2 Hreag. V DH 5 130,4 ? 102 2 32,8 ? 102 V DH 5 22,4 ? 102 kJ/mol (reação exotérmica)
 Ocorre no reator C, que envia o CH4 e o CO2 para o reservatório D.
 Reação II: é a inversa da reação I. Então,	DH 5 12,4 ? 102 kJ/mol (reação endotérmica). Ocorre 
no reator B, que envia o H2 e o CO para o reservatório E.
Alternativa b
 55. a) 2 C3H5 (NO3)3 3 N2 1 
1
 __ 2 O2 1 6 CO2 1 5 H2O
DH 5 Hf 2 Hi 5 6(2394) 1 5(2242) 2	 2(2364) V DH 5 22.846 kJ/mol
Para a explosão de 4,54 g de nitroglicerina teremos:
1 mol 5 227 g ______________ 2.846 kJ
1
2
3
x 5 56,92 kJ
4,54 g ______________ x kJ
b) 2 C3H5(NO3)3 (3 1 
1 __ 2 1 6 1 5) mol de gases	
2 ? 227 g ___________________ 14,5 mol de gases
1
2
3
n 5 0,145 mol
4,54 g ___________________ n mol de gases
PV 5 nRT V P ? 0,1 5 0,145 ? 0,082 ? 400 V P 5 47,56 atm
7. lei de Hess
Questões 
a) A variação de entalpia é 2184 kJ/mol. A reação é exotérmica. (Para calcular a variação de entalpia, 
basta somar os valores de DH que foram dados — isto é uma consequência da Lei de Hess.)
b) A reação é endotérmica, pois há absorção de energia para a mudança de estado físico de sólido para 
gasoso.
c) A reação é exotérmica, pois é necessário fornecer energia ao átomo para que seja retirado 
1 elétron, portanto, o átomo absorve energia chamada energia de ionização.
exercícios básicos 
 56. I. Não é correto. Invertendo o sentido da equação, o sinal da entalpia se torna positivo (reação 
endotérmica).
 II. Correto. Como DH , 0, há liberação de calor (reação exotérmica).
 III. Correto. Se DH , 0, então HP , HR visto que DH 5 HP 2 HR.
Alternativa e
 57. De acordo com a Lei de Hess, DH1 5 DH2 1 DH3 1 DH4.
Alternativa c
 58. I. AgCL (s): Ag (s) 1 1 __ 2 CL2 (g) DH
0 5 1106,12 kJ
 II. 2 Ag (s) 1 CL2 (g): 2 AgCL (s) DH0 5 1212,24 kJ
 III. 2 AgCL (s): 2 Ag (s) 1 CL2 (g) DH0 5 22 ? 106,12 V DH°5	2212,24 kJ
Alternativa a
 59. Exercício resolvido.
 60. Exercício resolvido.
82
 61. Nesta questão, procure chamar a atenção dos alunos para o seguinte detalhe: foram dados calores 
de reação, pedindo-se o DH de reação final; logo o sinal algébrico deve ser invertido.
 I. NO (g) 1 1 __ 2 O2(g) NO2 (g) 1 13,5 kcal DH1 5 213,5 kcal
 II. 1 __ 2 N2(g) 1 O2 (g) NO2 (g) 2 8,1 kcal DH2 5 18,1 kcal
 Eq. I invertida: NO2 (g) 1 13,5 kcal NO (g) 1 
1 __ 2 O2 (g) 2DH1 5 113,5 kcal 
 Eq. II inalterada: 1 __ 2 N2(g) 1 O2 (g) NO2 (g) 2 8,1 kcal 2DH2 5 18,1 kcal 
 Soma: 1 __ 2 N2(g) 1 
1 __ 2 O2(g) NO (g) 2	 21,6 kcal DH 5 2DH1 1	 DH2
 DH 5 121,6 kcal
Alternativa b
 62. CO (g) C (s) 1 1 __ 2 O2 (g) 2DH1 5 1110 kJ
 C (s) 1 O2 (g) CO2 (g) DH2 5 2393,5 kJ
 CO (g) 1 1 __ 2 O2 (g) CO2 (g) DH 5 2283,5 kJ
 63. Exercício resolvido.
 64. a) SiO2 (s) 1 2 Mg (s) Si (s) 1 2 MgO (s)
 b) SiO2 (s) Si (s) 1 O2 (g) 2DH1 5 1910,9 kJ
 2 Mg (s) 1 O2 (g) 2 MgO (s) 2 DH2 5 2 ? (2601,8) kJ
 SiO2 (s) 1 2 Mg (s) Si (s) 1 2 MgO (s) DH 5 2292,7 kJ
 65. Exercício resolvido.
 66. 1a eq. dada: C 1 O2 CO2 DH 5 2393,5 kJ
 2a eq. (invertida) (42): H2O H2 1 
1 __ 2 O2 DH 5	1241,8 kJ
 3a eq. (invertida) (42): CO2 CO 1 
1 __ 2 O2 DH 5	1283,0 kJ
 Soma: C 1 H2O CO 1 H2 DH 5 1131,3 kJ
Alternativa d
 67. 2a eq. (38): 8 C 1 8 O2 8 CO2 DH 5	8 ?	 (2390) 5 23.120 kJ
 1a eq. (34): 4 H2O 1 2 O2 4 H2O DH 5	4 ?	 (2290) 5 21.160 kJ
 3a eq. (invertida): 8 CO2 1 4 H2O C8H8 1 10 O2 DH 5 4.400 kJ
 Soma: 8 C 1 4 H2 C8H8
 π DH 5 (23.120) 1 (21.160) 1 (14.400) V DH 5 120 kJ/mol
Alternativa b
 68. Cgrafite 1	 O2 (g) CO2 (g) DH1 5 2394 kJ
 2 Srômbico 1	 2 O2 (g) 2 SO2 (g) 2DH2 5 2 ? (2297) kJ
 CO2 (g) 1 2 SO2 (g) CS2 (L) 1 3 O2 (g) 2DH3 5 11.072 kJ
 Cgrafite 1 2 Srômbico CS2 (L)
 π DH	5	(2394) 1 (2594) 1 (11.072) V DH 5 84 kJ/mol
Alternativa c
 69. Exercício resolvido.
83
 70. a) eq. 1a (42): C 1 O2 CO2 DH 5	2393,5 kJ
 eq. 1b (invertida) (4 2): CO2 CO 1 
1 __ 2 O2 DH 5 1283 kJ
 Soma: C 1 1 __ 2 O2 CO 
DH 5 2110,5 kJ
b) C 1 1 __ 2 O2 CO	 123	 123
12 g _________________ 1 mol
1
2
3
x 5 200.000 mol de CO
2.400.000 g _________________ x mol
 71. a) NH3 (g) 1 2 O2 (g) HNO3 (aq) 1 H2O (L)b) NH3 (g) 1 
5 __ 4 O2 (g) 
NO (g) 1 3 __ 2 H2O (L) 
DH0 ____ 4 5 2		
1.170
 _____ 4 V DH 5 2292, 5 kJ
	 3 __ 2 NO2 (g) 	 1 
1 __ 2 H2O (L) HNO3 (aq) 1 
1 __ 2 NO (g)
 DH
0
 ____ 4 5 2		
276 ____ 4 V DH 5 269 kJ
 
3 __ 2 NO (g) 1 
3 __ 4 O2 (g) 
 3 __ 2 NO2 (g) 2		
3 __ 
4
 DH0 5 23 ? 114 ____ 4 V DH 5 285,5 kJ
 NH3 (g) 1 2 O2 (g) HNO3 (aq) 1 H2O (L)
π DH0 5 2447 kJ
 c) 17 g de NH3 63 g de HNO3
x 5 12,6 de HNO3
3,40 de NH3 x
exercícios complementares 
 72. C6H12O6 (s) 1 6 O2 (g) 6 CO2 (g) 1 6 H2O (L) DH1 5 22.808 kJ
 6 CO2 (g) 1 4 H2O (L) 2 C3H4O3 (s) 1 5 O2 (g) 12 ? DH2 5 12 ? 1.158 kJ
 C6H12O6 (s) 1 O2 (g) 2 C3H4O3 (s) 1 2 H2O (L) π DH 5 2492 kJ
 Como DH , 0, houve liberação de energia.
Alternativa a
 73. C2H5OH (g) 1 H2O (v) 4 H2 (g) 1 2 CO (g) DH1 5 1238,3 kJ
 2 CO (g) 1 2 H2O (v) 2 CO2 (g) 1 2 H2 (g) 2DH2 5 22 ? 41,8 kJ
 C2H5OH (g) 1 3 H2O (v) 2 CO2 (g) 1 6 H2 (g)
 π DH 5 (1238,3) 1 (283,6) V DH 5 154,7 kJ/mol
 74. É a primeira questão na qual são dadas quatro equações iniciais. O método de resolução, porém, 
continua sendo o mesmo.
 A equação pedida é: AL (s) 1 3 __ 2 CL2 (g) ALCL3 (s) DH 5 ?
 1a eq. (4 2): AL (s) 1 3 HCL (aq) ALCL3 (aq) 1 
3 __ 2 H2 (g) DH
0 5 2524,5 kJ 
 3a eq. @ 3 3 __ 2 # : 3 __ 2 H2(g) 1 3 __ 2 CL2 (g) 3 HCL (g) DH0 5 2277,5 kJ 
 4a eq. invertida: ALCL3 (aq) ALCL3 (s) DH0 5 1323 kJ 
 2a eq. (3 3): 3 HCL (g) 3 HCL (aq) DH0 5 2225 kJ 
 Soma: AL (s) 1 3 __ 2 CL2 (g) ALCL3 (s) DH
0 5 2704 kJ
Alternativa d
 Note que três das equações dadas (1a, 3a e 4a) foram organizadas de acordo com os critérios já 
explicados no exercício 65. A última (2a equação dada) foi multiplicada por 3 para possibilitar os 
cancelamentos necessários. 
84
 75. Nos exercícios anteriores, eram dadas duas etapas e pedida a reação global — bastava somar as 
etapas dadas para obter a equação final.
 Agora é dada a equação global e a 1a etapa, pedindo-se a 2a etapa. Pelo raciocínio matemático, 
permitido pela Lei de Hess, bastará “subtrair” a 1a etapa da equação global para obter a 2a etapa:
 Equação global: 2 LiOH 1 CO2 Li2CO3 1 H2O DH 5 221,4 kcal 
 1a etapa invertida: 2 LiOH ? H2O 2 LiOH 1 2 H2O DH 5 129,0 kcal 
(32)
 
 2a etapa: 2 LiOH ? H2O (s) 1	CO2 (g) Li2CO3 (s) 1 3 H2O (g) DH 5 17,6 kcal 
 76. A equação pedida é: CaCL2 (s) Ca21 (aq) 1 2 CL2 (aq) DH 5 ?
 1a eq. invertida: CaCL2 (s) Ca21 (g) 1 2 CL2 (g) DH 5 12.260 kJ/mol 
 2a eq. inalterada: Ca21 (g) Ca21 (aq) DH 5 21.657 kJ/mol 
 3a eq. (32): 2 CL2 (g) 2 CL2 (aq) DH 5 2680 kJ/mol 
 Soma: CaCL2 (s) Ca21 (aq) 1 2 CL2 (aq) DH 5	 277 kJ/mol
Alternativa d
 77. Qualquer reação de combustão é exotérmica (libera calor). Assim, a energia envolvida na síntese 
de glicose (endotérmica) é de 2,8 ? 106 J/mol, ou seja, 1,4 ? 106 J para sintetizar 0,5 mol de glicose.
Alternativa c
 78. a) Volumes iguais de gases contêm o mesmo número de moléculas (ou de mols). No problema, 1 mol 
de metano (CH4) libera 208 kcal e 1 mol de butano (C4H10) libera 689 kcal. Portanto, em volumes 
iguais, o butano libera maior quantidade de energia.
b) Poder calorífico do metano:
1 mol de CH4 5 16 g ___________ 208 kcal
1
2
3
x 5 13.000 kcal/kg
1.000 g ___________ x kcal
 79. a) O carvão em pó queima mais rapidamente, pois sua superfície de contato é maior que o carvão 
em pedaços. Assim, a amostra A corresponde ao carvão em pó.
 b) A quantidade de calor liberada é igual nos dois casos, pois só depende do estado inicial (C 1	O2) 
e do estado final (CO2).
 80. C2H5OH (L) 1 3 O2 (g) 2 CO2 (g) 1 3 H2O (L) DH1
 2 CO2 (g) 1 3 H2O (g) C2H5OH (g) 1 3 O2 (g) 2DH2
 vaporização da água V 3 H2O (L) 3 H2O (g) 3 ? DH3
 C2H5OH (L) C2H5OH (g) DH 5 DH1 2 DH2 1 3 ? DH3
Alternativa a
 81. a) 64 g de hidrazina correspondem a 64 ___ 32 (ou 2) mol de hidrazina, os quais, pela 1
a equação, geram 
4 mol de H2O. Pela 2
a equação temos:
H2O # 
1 __ 2 O2 1 H2 DH 5 1280 kJ	123
1 mol _________________________________ 280 kJ
1
2
3
x 5 1.120 kJ
4 mol _________________________________ x kJ
b) 2 LiOH 1 CO2 Li2CO3 1 H2O	14243	 123
2 ? 24 g ____ 44 g
1
2
3
x 5 110 g de CO2
120 g ____ x g
Questões sobre a leitura 
A produção e o consumo de energia
 82. Uma resposta possível: Do ponto de vista ambiental, deseja-se que a porcentagem de energia obtida 
a partir de fontes renováveis seja a maior possível. Pelos dados do gráfico, essa porcentagem é de 
45,4%. Como esse valor representa menos da metade da energia ofertada, podemos concluir que 
ainda não é uma porcentagem adequada.
85
 83. Além do fato de essas fontes se esgotarem no futuro, são fontes poluidoras, pois os gases produ-
zidos em suas combustões comprometem a atmosfera terrestre.
 84. Devido à localização geográfica, praticamente todo o território dispõe de luz solar em abundância. Além 
disso, trata-se de uma fonte praticamente inesgotável. Em locais isolados, a instalação de coletores 
solares produz energia no local sem a necessidade de uma rede de transmissão e distribuição.
 85. Um resposta possível: Ao adquirir aparelhos eletrônicos e eletrodomésticos escolher aqueles que conso-
mem menos energia; usar o transporte coletivo evitando o uso do transporte individual, e fazer pequenos 
trajetos a pé; não deixar lâmpadas acesas ou aparelhos ligados quando não estiverem em uso.
 86. Alternativa b
 87. Alternativa e
 88. 1 kg de carvão ________ 10 kWh
x kg de carvão ________ 200.000 MWh 5 200.000.000 de kWh
 Portanto: x 5 20.000.000 de kg ou 20.000 t de carvão
1 caminhão _________ 10 t de carvão
1
2
3
y 5 2.000 caminhões
y caminhões _________ 20.000 t de carvão
Alternativa d
 89. O rendimento total de um processo é o produto dos rendimentos de cada etapa. Temos então:
 P1: 0,95 ? 0,70 5 0,665 (ou 66,5%)
 P2: 0,40 ? 0,90 ? 0,85 5 0,306 (ou 30,6%)
 Portanto, o processo de menor eficiência é o P2, devido ao baixo rendimento da termoelétrica.
Alternativa a
 90. Itaipu Três Gargantas
 
produção efetiva
 ___________________ potência instalada 5 
93 ? 109
 ________ 12.600 5	 7,38 ? 10
6 84 ? 10
9
 ________ 18.200 5 4,61 ? 10
6
 
produção instalada
 ___________________ área inundada 5 
12.600
 _______ 1.400 5 9 
18.200
 _______ 1.000 5 18,2
Alternativa e
Acompanhamento e avaliação 
Peça aos alunos que, em grupo, elaborem um trabalho (pode ser uma apresentação, uma peça, uma 
música, um texto, um cartaz contendo figuras, imagens etc.) para responder à seguinte questão: Dife-
rentes recursos energéticos podem ter diferentes impactos na comunidade brasileira?
O trabalho deverá conter uma discussão sobre a produção e o consumo de energias renováveis e 
não renováveis no Brasil e no mundo.
Oriente o procedimento na elaboração da tarefa, oferecendo alguns dados para serem pesquisados 
e analisados, como, por exemplo:
Oferta de energia – 2007 mundo
20,9%
Gás natural
34,0%
Petróleo
26,5%
Carvão mineral
5,9%
Nuclear
2,2%
Hidráulica
9,8%
Fontes renováveis
0,7%
Outras
Oferta interna de energia – 2008 Brasil
10,3%
Gás natural
36,5%
Petróleo e
derivados
5,8%
Carvão mineral 
e coque
1,5%
Urânio
11,5%
Lenha e
carvão 
vegetal
14,0%
Hidráulica e
eletricidade
17,0%
Derivados
da cana
3,4%
Outras renováveis
il
u
st
ra
ç
õ
es
: a
D
il
sO
N
 s
eC
C
O
Fonte dos dados: Ministério de Minas e Energia — Balanço Energético Nacional (BEN) 2009. 
Disponível em: <http://www.mme.gov.br>. Acesso em: mar. 2010.
86
evolução da oferta interna de energia (%)
Fontes 1999 2000 2001 2002 2003 2004 2005 2006 2007 2008
Energia 
não renovável
57,7 59,0 60,7 58,8 56,3 56,2 55,5 55,0 54,1 54,1
Petróleo e 
derivados
46,2 45,5 45,4 43,0 40,1 39,1 38,7 37,8 37,4 36,5
Gás natural 4,1 5,4 6,5 7,4 7,7 8,9 9,4 9,6 9,3 10,3
Carvão mineral 
e coque
6,7 7,2 6,8 6,5 6,7 6,7 6,2 6,0 6,0 5,8
Urânio (U308) 0,7 0,9 2,0 1,9 1,8 1,5 1,21,6 1,4 1,5
Energia 
renovável
42,3 41,0 39,3 41,2 43,7 43,8 44,5 45,0 45,9 45,9
Hidráulica 
e eletricidade
15,1 15,7 13,6 14,0 14,6 14,4 14,8 14,8 14,9 14,0
Lenha e carvão 
vegetal
11,7 12,1 11,6 11,9 12,9 13,2 13,0 12,6 12,0 11,5
Derivados 
da cana
13,3 10,9 11,7 12,8 13,4 13,5 13,8 14,6 15,9 17,0
Outras 
renováveis
2,2 2,3 2,4 2,5 2,8 2,7 2,9 3,0 3,1 3,4
Total 100 100 100 100 100 100 100 100 100 100
Fonte dos dados: Ministério de Minas e Energia — Balanço Energético Nacional (BEN) 2009. Disponível em: <http://www.mme.gov.br>. 
Acesso em: mar. 2010.
Consumo total e produção de energia
19
70
19
73
19
76
19
79
19
82
19
85
19
88
19
91
19
94
19
97
20
00
20
03
20
06
20
08
280
260
240
220
200
180
160
140
120
100
80
60
40
20
0
106 tep* 
Consumo total
Produção
* tonelada equivalente do petróleo (tep)
Consumo final por fonte (%)
20
08
19
75
19
78
19
81
19
84
19
87
19
90
19
93
19
96
19
99
20
02
20
05
100%
90%
80%
70%
60%
50%
40%
30%
20%
10%
0%
Outros
Derivados de petróleo
Álcool
Eletricidade
Bagaço de cana
Lenha aD
il
sO
N
 s
eC
C
O
a
D
il
sO
N
 s
eC
C
O
il
u
st
ra
ç
õ
es
: a
D
il
sO
N
 s
eC
C
O
Oferta mundial de energia por fonte
45,1%
Petróleo
0,9%
Nuclear
16,0%
Gás natural
1,8%
Hidráulica
10,6%
Fontes
renováveis
25,5%
Carvão
mineral
0,1%
Outros
* tonelada equivalente do petróleo (tep)
1973: 6.115 � 106 tep* 2007: 12.029 � 106 tep*
34,0%
Petróleo
5,9%
Nuclear
20,9%
Gás natural
2,2%
Hidráulica
9,8%
Fontes
renováveis
26,5%
Carvão
mineral
0,7%
Outros
Fonte dos dados: Ministério de Minas e Energia — Balanço Energético Nacional (BEN) 2009. 
Disponível em: <http://www.mme.gov.br>. Acesso em: mar. 2010.
87
1,9%
Bunker marítimo
1,1%
Oriente Médio
61,3%
OCDE***
14,2%
Antiga União
Soviética
1,6%
Europeus não
pertencentes
à OCDE***
7,1%
China
5,6%
Ásia** 3,5%
África
3,7%
América Latina
1973: 6.115 � 106 tep*
2,7%
Bunker marítimo4,6%
Oriente Médio
45,7%
OCDE***
8,5%
Antiga União
Soviética
0,9%
Europeus não
pertencentes
à OCDE***
6,4%
China
11,4%
Ásia**
5,2%
África
4,6%
América Latina
2007: 12.029 � 106 tep*
Oferta mundial de energia por região
* Tonelada equivalente do petróleo (tep)
** Sem a China
*** Organização para Cooperação e Desenvolvimento Econômico
il
u
st
ra
ç
õ
es
: a
D
il
sO
N
 s
eC
C
O
Fonte dos dados: Ministério de Minas e Energia — Balanço Energético Nacional (BEN) 2009. Disponível em: <http://www.mme.gov.br>. 
Acesso em: mar. 2010.
Consumo final de energia por fonte
48,1%
Petróleo
42,6%
Petróleo
14,4%
Gás natural
15,6%
Gás natural
13,2%
Fontes
renováveis
12,4%
Fontes
renováveis
9,4%
Eletricidade
17,1%
Eletricidade
13,3%
Carvão
mineral
8,8%
Carvão
mineral
1,6%
Outros
3,5%
Outros
1973: 4.672 � 106 tep* 2007: 8.286 � 106 tep*
* tonelada equivalente do petróleo (tep)
Depois que toda a pesquisa foi realizada pelos grupos, cada um deles deverá escolher de que 
forma irá responder à pergunta apresentada, lembrando que o trabalho deverá conter também uma 
discussão sobre a produção e o consumo de energias renováveis e não renováveis no Brasil e no 
mundo.
A forma de apresentação poderá ser por meio de uma peça teatral, uma música, um texto, um pôster, 
um seminário, uma maquete etc.
Deixe bem claro para os alunos como os grupos serão avaliados, por exemplo:
• o tipo de trabalho apresentado;
• o conteúdo;
• a organização;
• a criatividade;
• a referência (fontes pesquisadas).
88
Cinética química
A cinética química tem uma grande importância teórica e prática. Nos últimos tempos, a introdução 
da luz laser no estudo do andamento e da velocidade das reações possibilitou uma grande ampliação 
do conhecimento sobre o assunto. Nas indústrias, o aumento da velocidade das reações é fundamental 
do ponto de vista econômico; em particular, a “química dos catalisadores” tem avançado enormemente 
nos últimos anos, possibilitando novos caminhos para a química industrial.
infográfico 
O infográfico traz imagens de uma maçã sem um pedaço, que vai se deteriorando com o passar do 
tempo a partir da região sem casca que fica em contato com o ar. É possível discutir com os alunos as 
possíveis causas citadas no texto para essa deterioração. Nas imagens é possível notar claramente 
mudanças das características físicas e químicas da fruta.
Pode-se também enfatizar a diferença de velocidade de decomposição conforme a temperatura e 
levantar a discussão de por que os alimentos demoram mais para estragar quando são conservados 
em temperaturas baixas. Os alunos devem perceber que cada reação tem uma velocidade diferente e 
que essas velocidades dependem de alguns fatores.
C
a
p
ít
u
lo
5
Refletindo
O objetivo dessa abertura é apresentar aos alunos o conceito de velocidade das reações químicas, a 
possibilidade de medir a velocidade dessas transformações e também de alterá-la, em diferentes tempera-
turas. Em uma geladeira, por exemplo, é possível retardar a velocidade de decomposição dos alimentos.
Na questão proposta, a comparação entre a maçã e o palito de fósforo visa relacionar o con-
ceito da velocidade da reação no mundo macroscópico com os conceitos microscópicos da reação: 
o contato e a afinidade entre os reagentes. Dependendo dos fatores citados, uma reação química 
poderá ser mais rápida ou mais lenta, ou mesmo poderá nunca ocorrer.
Contato: essa ideia é simples, porém, os alunos apresentam dificuldade na visão microscópica 
dessa situação.
Afinidade: nesse caso, a Tabela Periódica é nossa maior aliada. As afinidades estão represen-
tadas nas colunas ou nas famílias dos elementos químicos. Por exemplo, os elementos alcalinos 
e os alcalinoterrosos têm grande afinidade com as famílias 6A e 7A (grupos 16 e 17). Assim, damos 
significado aos motivos microscópicos da ocorrência de uma reação química e a sua velocidade.
Mais importante que acertar a resposta é o debate que pode ocorrer em função das hipóteses le-
vantadas pelos alunos na busca da compreensão desses fatos. 
Resposta:
Existir contato físico entre as moléculas dos reagentes é a primeira condição para ocorrer 
uma reação. 
Considerando que o contato com o oxigênio do ar é o mesmo, devemos nos voltar para as outras 
subs tâncias comparadas: a matéria que forma a maçã é diferente da que compõe a cabeça do palito 
de fósforo, e essas substâncias apresentam diferentes afinidades com o oxigênio. Os carboidratos 
da maçã têm menor afinidade com o oxigênio do que os componentes do palito de fósforo.
Nota importante sobre os palitos de fósforo (para enriquecer o debate em aula):
Os palitos de fósforo atuais não contêm o ele mento fósforo (P) em sua cabeça. Esse elemento 
encontra-se na superfície áspera do lado da caixa. Essa superfície é composta de fósforo vermelho 
(mais seguro que o usado anteriormente), sulfeto de antimônio (Sb2S3), trióxido de ferro (Fe2O3) e 
goma-arábica (cola). 
Na ponta do palito de madeira fica o clorato de potássio (KCLO3), e não a pólvora, como muita 
gente imagina.
O nome “palito de fósforo” manteve-se porque durante muito tempo existiu o elemento fósforo 
no palito. Porém, como ele se acendia em qualquer superfície áspera, era comum acontecer de se 
incendiar dentro da caixa, o que é muito perigoso. O desenvolvimento de novos materiais fez com 
que se chegasse à fórmula atual, mais segura e econômica, daí o nome fósforos de segurança.
89
1. Velocidade das reações químicas
Questões 
a) Em alguns casos, é importante acelerar uma reação, como o cozimento dos alimentos ou a seca-
gem do gesso ortopédico. Em outros, é vantajoso retardar a reação, como a decomposição dos 
alimentos ou a formação da ferrugem.
b) • A reação apresenta maior velocidade média no trecho A–B, pois a inclinação da curva é maior 
nesse trecho.
 • No ponto A, que apresenta a maior inclinação.
exercícios básicos 
 1. Exercício resolvido.
 2. v 5 
0,25 mol
 _________ 5 min V v 5 0,05 mol/min
Alternativa c
 3. Pelo gráfico, temos:
 vm 5D[X]
 _____ 
Dt
 V vm 5 
0,900 2 0,100
 _______________ 5,00 2 1,00 V
 V vm 5 0,200 mol/L ? min
Alternativa a
 4. I: correta.
 II: correta. Do gráfico, temos:
 vm 5 
8 2 4 ______ 1 2 0 V Vm 5 4 mol/L ? h
 III: incorreta. Do gráfico, temos:
 vm 5 
4 2 2 ______ 2 2 1 V Vm 5 2 mol/L ? h
Alternativa b
 5. Exercício resolvido.
 6. Reação de formação da água: 
 2 H2 1 1 O2 2 H2O
 Para consumir 6 mol de O2 por minuto, a reação deverá consumir 12 mol de H2 por minuto.
Alternativa e
 7. Exercício resolvido.
 8. 2 NH3 1 N2 1 3 H2
1 min 8,40 g de N2
x 5 504 g de N2
60 min x g de N2
2 mol de NH3 1 ? 28 g de N2
y 5 36 mol de NH3 V  V 5 36 mol/h
y mol de NH3 504 g de N2
Alternativa d
exercícios complementares 
 9. 2 H2O2 2 H2O 1 O2
 
2 mol 1 mol
 
x 5 2 ? 1024 mol V V 5 2 ? 1024 mol/s
x mol 1 ? 1024 mol
Alternativa c
90
 10. 2 1 __ 3 
D[H2] ______ 
Dt
 2 1 __ 2 
D[NH3] _______ 
Dt
 V 2 1 __ 3 
D[H2] ______ 
Dt
 5 1 __ 2 ? 4,0 V 2 
D[H2] ______ 
Dt
 5 6,0 mol/L ? h
Alternativa e
 11. 2 NaN3 (s) 3 N2 (g) 1 2 Na (s)
 14243 14243
2 ? 65 g ______ 3 ? 24 L (dado)
1
2
3
x 5 72 L de N2
130 g ______ x L
 v 5 
Volume de N2 produzido _______________________ Tempo V v 5 
72 ______ 0,030 V  v 5 2.400 L ? s
21
  12. Quanto maior a temperatura, maior a velocidade das reações químicas responsáveis pela decom-
posição da carne. 
Alternativa a
2. Como as reações ocorrem?
Questões 
a) Orientação e energia adequadas.
b) Sim, pois a derrubada dos pinos (a ocorrência da reação) necessita de orientação e energia ade-
quadas da bola (das partículas).
c) A velocidade das reações depende das frequências dos choques entre as moléculas, da violên-
cia desses choques e de uma orientação apropriada das moléculas no instante do choque.
Exercícios básicos 
 13. Na fogueira 2, a lenha está menos compactada, o que faz com que a superfície de contato com o 
ar seja maior, aumentando a rapidez da combustão.
Alternativa e
 14. A combustão do carbono ocorrerá com maior velocidade nas seguintes situações: carvão pulverizado 
(maior superfície de contato), oxigênio puro (maior concentração) e temperatura de 100 °C (maior tempe-
ratura).
Alternativa d
 15. A limalha de ferro, sendo pulverizada, reage mais rapidamente que a placa de ferro. Por isso a curva 
da limalha sobe mais rapidamente (está acima) que a curva da placa de ferro. No final da reação, as 
duas curvas se encontram porque foram usadas as mesmas quantidades de reagentes (Fe e HCL).
Alternativa b
 16. A situação III é a única em que ocorre reação, porque houve formação de produtos. Portanto, a colisão 
entre as moléculas aconteceu com geometria favorável e energia suficiente para formar produtos.
Alternativa c
 17. Note que se fala em oxidação de Fe0 para Fe21, que ocorre somente nos experimentos II e III, em 
que há ar (O2) e umidade (H2O). Consequentemente, a equação mais provável é:
Fe (s) 1 1 __ 2 O2 (g) 1 H2O (L) Fe(OH)2 (s)
Alternativa c
 18. A alternativa c é incorreta, pois a reatividade do potássio é maior que a do sódio, já que seu tempo 
de reação é menor.
Alternativa c
3. O efeito das várias formas de energia sobre a velocidade 
das reações químicas
3.1. O efeito da temperatura na velocidade das reações
A introdução da “lombada” correspondente à energia de ativação, no gráfico da energia em função do 
andamento da reação, é mais um exemplo de como evoluem e se aprimoram as interpretações científicas dos 
fenômenos da natureza. Professor, ressalte que a energia de ativação sempre é obtida calculando a diferença 
91
entre as entalpias do complexo ativado e dos reagentes. É comum os alunos usarem no cálculo a entalpia dos 
produtos para as reações exotérmicas.
Questões 
a) O sinal de “Proibido fumar” está presente em postos de gasolina porque os vapores de gasolina 
se inflamam com facilidade, ou seja, a reação de combustão da gasolina possui baixa energia de 
ativação.
b) Os incêndios se alastram com relativa facilidade porque a energia liberada na reação de com-
bustão (reação exotérmica) é utilizada pelas moléculas que ainda não reagiram para atingir a 
energia de ativação necessária para a reação.
c) Porque a luz é uma forma de energia que influi nas reações químicas.
Exercícios básicos 
 19. A velocidade da reação é diretamente proporcional ao número de colisões efetivas. Quanto menor a 
energia de ativação, maior será a velocidade da reação.
Alternativa b
 20. Exercício resolvido.
 21. As reações de combustão são exotérmicas, ou seja, liberam calor (DH , 0). Para isso, a entalpia dos 
produtos deverá ser menor que a entalpia dos reagentes.
Alternativa a
 22. A reação é exotérmica (combustão) e a energia de ativação deverá ser menor que a energia forne-
cida pelo atrito, pois, caso contrário, o palito de fósforo não se acenderá.
Alternativa d
 23. Exercício resolvido.
 
24.
 
CO
2
 + 2 H
2
O
CH
4
 + 2 O
2
Caminho da reação
E
a
 = 250 kJ/mol
Entalpia (kJ/mol)
75
965
∆H = 75 – 965
∆H = –890 kJ/mol
1.215
 A energia de ativação é de 250 kJ/mol e a variação de entalpia é de 2890 kJ/mol (reação exotérmica).
Alternativa a
 25. Exercício resolvido.
 26. 
x + y
Caminho da reação
Ea
z
Energia (kcal)
10
30
∆H
42
 Reação: x 1 y # z
 DH 5 HP 2 HR V DH 5 30 2 10 V DH 5 120 kcal
 Ea 5 42 2 10 V Ea 5 32 kcal
Alternativa d
Exercícios complementares 
 27. Um aumento da temperatura aumenta a energia cinética média dos reagentes, aumentando o 
número de colisões efetivas e, portanto, aumentando a velocidade das reações metabólicas.
Alternativa b
a
d
il
so
n
 s
ec
c
o
a
d
il
so
n
 s
ec
c
o
92
 28. Basta construir o gráfico com os dados fornecidos e observar que a pergunta se refere à reação 
inversa da reação dada:
Energia (kJ)
Caminho da reação
Eat � 170 kJ
∆H � �30 kJ
Energia de ativação 
da reação inversa �
� 170 kJ� 30 kJ � 140 kJ
Alternativa c
 29. A diferença entre a temperatura ambiente (25 °C) e a da geladeira (5 °C) é de 25 °C 2 5 °C 5 20 °C. 
Se um aumento de 10 °C duplica a velocidade da reação, a redução de 10 °C deve reduzir a velocidade 
à metade, e a redução de 20 °C reduzirá a velocidade a um quarto.
Alternativa a
 30. Em temperatura mais alta (55 °C — linha tracejada) a formação de oxigênio será mais rápida.
Alternativa e
4. o efeito da concentração dos reagentes na velocidade 
das reações químicas
Questões 
a) O aumento da concentração dos reagentes aumenta a probabilidade de uma molécula se chocar 
com as demais.
b) Um dos motivos é porque, ao espremer a laranja, a quantidade de oxigênio em contato 
com o suco de laranja passa a ser bem maior, ou seja, a concentração de oxigênio passa 
a ser bem maior, acelerando o processo de deterioração.
c) Conhecendo os mecanismos das reações é possível utilizar meios que agridam menos o 
ambiente; processos mais econômicos de reagentes e energia.
Atividade prática 
a
D
il
sO
N
 s
eC
C
O
Professor, não se esqueça de descartar/destinar corretamente o material utilizado nesta ativida-
de. Comente com os alunos a importância dessa atitude e as possíveis consequências do descarte 
feito de maneira incorreta. Sobre esse assunto, se necessário, releia o texto das páginas 12 e 13 
deste Suplemento para o professor.
Comparando as velocidades das reações químicas
Respostas das perguntas
a) A cor desapareceu.
b) Não, o suco de beterraba do copo 1 apresenta concentração menor (mais diluído) que o suco 
do copo 2.
c) A reação deve ser mais rápida no copo 2, pois a solução de suco de beterraba é mais concentrada 
que a do copo 1.
exercícios básicos 
 31. Exercício resolvido.
93
 32. A etapa lenta que determina a velocidade global da reação; no caso, trata-se da 2a etapa: 
 O3 (g) 1 O (g) 2 O2 (g)
 Assim, a Lei de Velocidade é: v 5 k ? [O3] ? [O]
Alternativa c
 33. Exercício resolvido.
 34. v 5 k[CO]2[O2] V v 5 0,5 ? [2,0]2 ? [1,0] V v 5 2,0 mol/L ? min
Alternativa c
 35.v 5 k[X][Y] V 3 5 k ? 1 ? 2 V  k 5 1,5 mol/L ? min
Alternativa b
 36. Experimento : v 5 k[NO2]
2 V 0,001 5 k(0,01)2 V k 5 10 L ? mol21 ? min21
 Experimento : v 5 k[NO2]
2 V v 5 10 ? (0,02)2 V v 5 0,004 mol ? L21 ? min21
Alternativa e
 37. Exercício resolvido.
 38. A equação da velocidade foi dada: v 5 k ? [NO2]
2. Triplicando a concentração de NO2, temos:
 v	5	k ? [3 NO2]
2 # v 5 9 ? k [NO2]2 V  v 5 9 ? v
Alternativa d
 39. v 5 k[A2][B2]
3. Reduzindo [A2] e [B2] à metade, temos:
 v 5 k E 1 __ 2 A2 R E 1 __ 2 B2 R 
3
 V v 5 1 ___ 16 k [A2][B2]
 Dividindo v por v, temos: v	__ v 5 
1 ___ 16 V  v 5 
1 ___ 16 v
Alternativa b
 40. Se dobrando [M] a velocidade não é afetada, concluímos que [M] não deverá aparecer na equação 
da velocidade. Se dobrando [N] a velocidade quadruplica, deveremos ter [N] elevada ao quadrado 
na equação da velocidade. Portanto: v 5 k[N]2.
Alternativa b
 41. Exercício resolvido.
 42. A partir da tabela, verificamos que, dobrando a [(CH3)2O], a velocidade quadruplica (1,60 ? 4 5 6,40). 
Triplicando a [(CH3)2O], a velocidade é multiplicada por 9 (1,60 ? 9 5 14,4). Logo, trata-se de uma 
reação de segunda ordem, ou seja: v 5 k[(CH3)2O]
2
Alternativa d
 43. Exercício resolvido.
 44. A reação é de 2a ordem, visto que a soma dos expoentes na fórmula de velocidade — v 5 k ? [A] ? [B] — é 
igual a 2.
Alternativa c
 45. Se a reação que ocorre utilizando os reagentes A e B é de terceira ordem, a expressão v 5 k ? [A]3 ? [B]3 
é incoerente, já que esta reação é de sexta ordem.
Alternativa e
 46. Ao dizer que a reação NO (g) 1 O3 (g) NO2 (g) 1 O2 (g) é elementar e de segunda ordem, 
está dito que: v 5 k[NO][O3]. Se duplicarmos [NO] e [O3], a velocidade v será quadruplicada.
Alternativa e
 47. Exercício resolvido.
94
 48. Concentração inicial: [A] 5 1,00 mol/L
 início 30 min � 30 60 min � 30 90 min
 ^ ^ ^ ^
 1,00 mol/L 
1,00 mol/L
 ___________ 2 5 0,50 mol/L 
0,50 mol/L
 ___________ 2 5 0,25 mol/L 
0,25 mol/L
 ___________ 2 5 0,125 mol/L
 a) Após 90 minutos a concentração de A atingirá 0,125 mol/L.
 b) A velocidade de reação é proporcional à concentração molar do reagente. Se a concentra-
ção molar do reagente diminui com o tempo, a velocidade da reação também diminui com o 
tempo.
exercícios complementares 
 49. Pela equação da cinética, temos que: v 5 k[A]a ? [B]b.
 a) Utilizando a tabela, podem-se calcular as ordens da reação:
[A] [B] v
0,10
�2
0,10
�2
2 ? 1023
�2
0,20 0,20 8 ? 1023
�2
0,10 0,20 4 ? 1023
Como as variações de velocidade coincidem com as variações de concentração de cada reagente, 
separadamente, a 5 b 5 1. Portanto: v 5 k[A][B]
 b) Substituindo os dados do primeiro experimento na lei, temos:
 2 ? 1023 mol _______ L ? min 5 k @ 0,1 mol ____ L # ? @ 0,1 mol ____ L # V k 5 0,2 L _________ mol ? min 
 c) Pela equação da cinética, v 5 0,2 L __________ mol ? min ? @ 0,5 mol ____ L # ? @ 0,5 mol ____ L # V v 5 0,05 mol _______ L ? min 
Como o coeficiente de C na equação é 1, a velocidade de formação de C é a própria velocidade 
da reação. Portanto: vc 5 0,05 
mol _______ L ? min 
 50. v 5 k ? [N2O5]
a
 I : 4z 5 k ? [x]a V 2 5 (2)a V a 5 1
 II : 2z 5 k ? E x __ 2 R 
a
 
 Logo, a expressão da velocidade da reação é: v 5 k ? [N2O5]
1
Alternativa d
 51. Comparando-se as experiências, duas a duas, temos:
H2O2 I
2 H1 Tempo (ou velocidade)1
2
3
I — 0,25
muda
0,25 não
muda
0,25 não
muda
56
muda
1
2
3
H2O2 influi
II — 0,17 0,25 0,25 87
1
2
3
I — 0,25 não
muda
0,25 não
muda
0,25
muda
56 não
muda
1
2
3
H1 não influi
III — 0,25 0,25 0,17 56
1
2
3
I — 0,25 não
muda
0,25
muda
0,25 não
muda
56
muda
1
2
3
I2 influi
IV — 0,25 0,17 0,25 85
Alternativa a
 52. O reagente (C6H5N2CL) gasta-se e a massa e o volume do produto (N2) aumentam com o passar do 
tempo.
Alternativa c
95
 53. Analisando os gráficos, verifica-se que a velocidade da reação não depende da concentração de 
H1	e é diretamente proporcional às concentrações de H2O2 e I
2.
Alternativa d
	 54. Ao dizer que a reação é elementar, está dito que a reação é de primeira ordem em relação ao SO2.
Alternativa a
 55. A maior velocidade de reação será encontrada naquela cuja concentração de íons H1 é maior e cuja 
superfície de contato do Mg é maior, pois o número de colisões efetivas também será maior.
Alternativa b
 56. A reação é Zn 1 2 HCL ZnCL2 1 H2, ou melhor:
Zn 1 2 H1 1 2 CL2 Zn21 1 2 CL2 1 H2	 	 123	 123	 123	 123
 Diminui Aumenta
 
 Permanece constante
 À medida que a reação caminha, temos as variações indicadas acima, que correspondem à alternativa c.
 57. a) a reta passando pela origem nos dá: v 5 k[A]. Com os valores tirados do gráfico, temos:
10 5 k ? 4 V k 5 2,5 h21
 b) Excluindo-se as concentrações dos reagentes, k depende de todos os demais fatores que influem 
na velocidade da reação.
 58. A reta passando pela origem indica que a velocidade é diretamente proporcional à [A]. Portanto:
v 5 k[A]
Alternativa b
 59. a) A etapa lenta do processo é aquela cuja energia de ativação é maior; no caso, a etapa que vai 
de II para III.
 b) Etapa endotérmica: de II para III.
Etapa exotérmica: de I para II e de III para IV.
 c) DH 5 HP 2 HR V DH 5 2440 2 (2400) V DH 5 240 kJ
5. o efeito dos catalisadores na velocidade das reações químicas
Questões 
a) O ozônio existente na estratosfera é um importante filtro dos raios ultravioleta, provenientes do 
Sol, que podem destruir algumas espécies vegetais, causar câncer de pele etc.
b) 2 O3 (g) 3 O2 (g)
c) O NO e o NO2 não são efetivamente consumidos no processo.
d) Sim, pois há a presença de dois catalisadores, NO e NO2, e todas as substâncias, O3, NO, NO2 e O2, 
são gases e constituem uma única fase.
e) Porque o NO e o NO2, embora poluentes, aceleram a transformação de ozônio em oxigênio, poden-
do, assim, diminuir o nível crítico de ozônio na atmosfera.
Pesquisa 
Pesquisando os sites indicados no livro, o aluno poderá concluir que, quando uma fruta ou legume é 
descascado ou cortado, as células são danificadas, libertando o seu conteúdo. A enzima responsável pelo 
escurecimento das frutas e legumes (pardeamento enzimático) chama-se polifenol-oxidase. A melhor for-
ma de evitar o escurecimento causado pela enzima é impedir a ação do gás oxigênio. Para tanto, pode-se 
imergir em água a fruta ou o vegetal cortado. Outra possibilidade é adicionar um composto antioxidante. 
Um antioxidante natural é o ácido ascórbico (vitamina C). O ácido ascórbico atua como antioxidante, pois 
ele próprio se oxida, evitando assim a oxidação dos fenóis.
Atividade prática 
Professor, não se esqueça de descartar/destinar corretamente o material utilizado nesta ativida-
de. Comente com os alunos a importância dessa atitude e as possíveis consequências do descarte 
feito de maneira incorreta. Sobre esse assunto, se necessário, releia o texto das páginas 12 e 13 
deste Suplemento para o professor.
96
exercícios básicos 
 60. Para “iniciar uma fogueira” é preciso que se atinja a energia de ativação que, nesse caso, é gerada 
a partir do atrito de pedaços de madeira.
Alternativa e
 61. Os catalisadores aumentam a velocidade de uma reação através da diminuição da energia de ati-
vação da mesma. Sem a sua presença, as reações ocorreriam, porém mais lentamente.
Alternativa d
 62. Esse mecanismo é de catálise homogênea, visto que os participantes das reações são gases. O NO 
diminui a energia de ativação do processo e não é consumido durante a reação.
Alternativa d
 63. Os catalisadores participam das reações químicas, reagem quimicamente com os reagentes, mas 
são regenerados ao final destas.
Alternativa c
 64. Na reação entre cobre e ácido nítrico diluído, ocorre uma autocatálise em que a velocidade inicial 
é lenta e, posteriormente, vai aumentando até se tornar rápida.
Alternativa b
 65. Os caminhos I e II possuem o valor da energia de ativação diferentee, consequentemente, a ve-
locidade também é diferente. Entretanto os produtos finais serão os mesmos.
Alternativa d
 66. H2O2 (aq) 
FeCL3 H2O (L) 1 
1 __ 2 O2 (g)
 A quantidade de H2O2 decomposta por minuto diminui com o tempo, já que a partir dela são for-
mados H2O e O2.
Alternativa d
exercícios complementares 
 67. • Um remédio na forma de pastilha tem menor superfície de contato que um remédio em pó.
 • O oxigênio puro, obviamente, tem maior concentração de O2 que o ar, acarretando uma queima 
mais rápida do aço.
 • O fígado possui uma enzima chamada catalase que diminui a energia de ativação do processo de 
decomposição da água oxigenada.
Alternativa d
 68. • A reação é endotérmica (Hprodutos . Hreagentes)
 • O DH é dado por K.
 • A Ea sem catalisador é dada por Y e com catalisador é dada por X. 
Alternativa a
 69. H2O2 (aq) 
catalase
 H2O (L) 1 
1 __ 2 O2 (g)
 Na presença de catalase, a velocidade de decomposição do H2O2 será maior, fazendo com que a con-
centração de H2O2 varie diminuindo mais bruscamente.
Alternativa c
 70. O emprego de catalisadores faz com que diminua a energia de ativação, mas não a entalpia da reação.
Alternativa a
 71. Se a reação é autocatalisada por C (g) e sendo o C um produto, podemos concluir que, no início, a 
massa de A (s) decresce lentamente. Ao se formar o produto C, a massa de A cai rapidamente.
Alternativa d
o fenômeno da catálise
Respostas das perguntas
a) No tubo com a batata observa-se um borbulhamento gasoso (desprendimento de O2). No 
outro tubo não há (ou há pouco) borbulhamento. 
b) A diferença é devida à ação catalítica das enzimas existentes na batata.
97
Questões sobre a leitura 
Catalisadores automotivos
 72. Transformar algumas substâncias poluentes que são produzidas na queima do combustível em 
outras substâncias não poluentes.
 73. Porque os metais que constituem o catalisador propriamente dito são muito caros.
 74. Uma resposta possível: a ausência de catalisador pode aumentar em até vinte vezes a poluição emitida 
pelo automóvel, e o aumento da poluição aumenta a ocorrência de doenças cardiorrespiratórias.
 75. Alternativa d
 76. 1. a) Pela leitura do gráfico, observa-se menor concentração possível de CxHy quando a proporção 
volumétrica ar/combustível é aproximadamente 17,5.
 b) Pela leitura do gráfico, observa-se maior concentração possível de NO quando a proporção 
volumétrica ar/combustível é aproximadamente 16.
 2. 2 NO 1 2 CO N2 1 2 CO2
 2 CxHy 1 
4x 1 y
 _______ 2 O2 
 2x CO2 1 y H2O
 3. A estrutura possui um número muito grande de buracos de forma hexagonal. Sendo assim, possui 
uma maior superfície de contato que um conversor catalítico na forma de tubo, revestido com 
o mesmo catalisador, e, consequentemente, catalisa as reações com mais eficiência.
Acompanhamento e avaliação 
Peça aos alunos que, em grupos, desenvolvam o tema na forma de seminários: Como a Cinética química 
é utilizada em meu dia a dia e como posso melhorar a qualidade de vida aprimorando sua utilização.
Dê sugestões sobre armazenamento de perecíveis, de não perecíveis, metabolismo e exercícios 
físicos, poluentes atmosféricos e catalisadores automotivos etc.
infográfico 
No infográfico na abertura do capítulo podemos observar o equilíbrio dinâmico entre a formação 
e a degradação do ozônio. A ideia é que o aluno entenda, nesse momento, que existem reações re-
versíveis, isto é, no mesmo instante em que há consumo de reagentes em produtos, a reação volta 
consumindo os produtos, regenerando as substâncias iniciais.
Uma opção é o professor explicar à classe: a função da camada de ozônio na Terra, relacionando-a 
com a incidência de raios UV; quais problemas os raios UV causam nos seres vivos; quais fatores 
contribuem para a destruição dessa camada; e o que se pode fazer para minimizar as consequências 
causadas pelo buraco na camada de ozônio. 
equilíbrios químicos homogêneos
C
a
p
ít
u
lo
6
Refletindo
Esse exemplo de equilíbrio físico entre fases de uma mesma substância é o passo inicial para 
um entendimento mais amplo por parte dos alunos. A partir desse ponto, podem-se abordar os 
equilíbrios químicos entre as substâncias nas reações químicas.
Incentive seus alunos a descreverem o comportamento das moléculas que formam esse equilí-
brio. Documente suas hipóteses, fazendo suas representações na lousa. O exercício da imaginação 
do mundo microscópico facilita muito a compreensão dos equilíbrios a serem abordados.
Resposta:
Em determinadas temperatura e pressão, algumas moléculas da superfície da água que tenham a 
energia térmica (cinética) suficiente transformam-se em vapor. Como o recipiente está fechado, a pres-
são tende a aumentar. Nesse mesmo instante, outras moléculas de vapor de água, com menor energia 
térmica, retornam para a forma líquida. Esse ciclo se repete continuamente com as mesmas quantidades 
de moléculas evaporando e condensando, formando, assim, o equilíbrio de evaporação da água. 
98
1. Estudo geral dos equilíbrios químicos
É fundamental insistir no fato de que as reações direta e inversa estão ocorrendo simultaneamente e que, 
por isso, a reação reversível nunca chegará ao final — ideias que, num primeiro momento, sempre parecem di-
fíceis para os alunos. Além disso, quando um sistema alcança o equilíbrio, é muito importante salientar que:
• do ponto de vista macroscópico, o sistema parece estar parado — a massa e a concentração dos 
participantes se mantêm constantes, a cor do sistema permanece inalterada etc.;
• sob o enfoque microscópico, porém, verifica-se que fenômenos químicos continuam ocorrendo e 
que os efeitos da reação direta e da reação inversa se contrabalançam.
Professor, use o gráfico da página 211 para mostrar aos alunos que, no equilíbrio, as concentrações 
dos reagentes e produtos têm valores diferentes. É comum os alunos pensarem que no equilíbrio existem 
quantidades iguais de todas as substâncias.
Também é interessante deixar claro para os alunos que tanto o grau de equilíbrio como a constante 
de equilíbrio servem para medir a extensão de uma reação reversível, isto é, para indicar de modo pre-
ciso o ponto em que a reação alcança o equilíbrio — logo no início (com pouca formação de produtos e 
muita sobra de reagentes), no “meio do caminho” ou mais adiante (com bastante formação de produtos 
e pouca sobra de reagentes).
Na indústria química, o estudo do ponto de equilíbrio e das maneiras de deslocá-lo, juntamente com 
o estudo da velocidade da reação, visto no capítulo anterior, são essenciais para a determinação do 
rendimento econômico dos processos industriais.
1.1. Introdução
1.2. O conceito de reações reversíveis
1.3. Conceito de equilíbrio químico
1.4. Equilíbrios homogêneos e equilíbrios heterogêneos
Questões 
a) A velocidade da reação direta tende a diminuir e a da reação inversa tende a aumentar.
b) Não, pois se a reação teve rendimento de 100%, isso significa que ela não é reversível e, portan-
to, não há reação inversa. Consequentemente, não se utiliza o termo equilíbrio químico.
c) As concentrações se mantêm constantes.
d) 
(equilíbrio homogêneo)
CH3 K COOH 
H2O
 H1 1 CH3 K COO
2
 
(se houver excesso de Mg(OH)2, ele pre-
cipitará e o equilíbrio será heterogêneo)
Mg(OH)2 
H2O
 Mg21 1 2 OH2
Exercícios básicos 
 1. O equilíbrio químico somente pode ser atingido em sistema fechado e quando as velocidades das 
reações direta e inversa se igualam. Isso significa que a reação ocorre tanto no sentido direto 
quanto no inverso, ou seja, o equilíbrio químico é dinâmico.
Alternativa e
 2. Como o equilíbrio químico é dinâmico, todas as substâncias participantes no processo devem estar 
presentes, pois, caso alguma das substâncias seja totalmente consumida, a reação cessa.
Alternativa e
 3. A equação química balanceada é: 
2 NH3 (g)   N2 (g) 1 3 H2 (g) 
A amônia (NH3) só pode ser representada pela curva C, pois se trata de um reagente (concentração 
diminui com o tempo). Como a proporçãoestequiométrica entre N2 e H2 é de 1 9 3 e ambos são pro-
dutos, a curva A representa a substância N2 e a curva B representa a substância H2.
Alternativa d
99
 4. Se a concentração diminui com o tempo, significa que a substância está sendo gasta e, portanto, 
é um reagente. 
Alternativa a 
 5. No instante t2, a velocidade da reação direta é igual à da inversa. A partir desse instante, o equi-
líbrio químico (que é dinâmico, pois as reações continuam ocorrendo) é estabelecido. A curva 3 
corresponde à velocidade da reação direta, e a curva 4, à velocidade da reação inversa. O ponto 
de intersecção entre essas duas curvas indica que a velocidade das reações direta e inversa se 
iguala.
Alternativa d
1.5. Grau de equilíbrio
1.6. Constante de equilíbrio
Questões 
a) É preciso conhecer o valor Kc na temperatura do sistema e as concentrações dos reagentes e 
produtos.
b) Indica que a reação tem rendimento elevado, ou seja, é uma reação quase completa.
c) Significa que a reação ainda não atingiu o equilíbrio.
Exercícios básicos 
 6. a) Kc 5 
[NO2]
2
 ______ 
[N2O4]
 , unidade: mol/L
 b) Kc 5 
[CO2]
2
 _________ 
[CO]2 [O2]
 , unidade: (mol/L)21
 c) Kc 5 
[HI]2
 ________ 
[H2] [I2]
 , unidade: adimensional
 d) Kc 5 
[N2]
3 [H2O]
4
 _____________ 
[N2H4]
2 [NO2]
2 , unidade: (mol/L)
3
 7. Kinversa 5 
1 _____ Kdireta
 V Kinversa 5 
1 _____ 0,02 Æ Kinversa 5 50
 8. Os coeficientes da 2a equação são o dobro dos coeficientes da 1a equação. Teremos então:
 
K1 5 
[NO] ? [O2 ] 
 1 __ 2 
 ___________ 
[NO2]
 
K2 5 
[NO2]
2 ? [O2] ___________ 
[NO2]
2 
 portanto: K2 5 K1
2 V K2 5 82 V  K2 5 64 mol/L
Alternativa d
 9. Para 2 SO2 1 O2 2 SO3 
temos K1 5 
[SO3 ] 
2
 
 __________ 
[SO2 ] 
2
 [O2]
 
 Para SO3 SO2 1 1 __ 
2
 O2 temos
 K2 5 
[SO2] [O2 ] 
 1 __ 2 
 __________ 
[SO3]
 V K 22 5 
[SO2]
2[O2] __________ 
[SO3]
2 
 Portanto: K1 ? K2
2 5 1 V K 22 5 
1 ___ K1
 V K2 5 
1 ____ 
 d XX K1 
 
Alternativa e
 10. Kc 5 
[Produtos]
 ____________ 
[Reagentes]
 5 
[NO]2 [O2] _________ 
[NO2]
2 
Nesse caso, verifica-se que NO e O2 são produtos e NO2 é reagente. Assim, a equação química pode ser 
representada por: 2 NO2 (g) 2 NO (g) 1 O2 (g)
Alternativa a
 11. Exercício resolvido.
100
 12. Um frasco de 3,00 L contém, no equilíbrio, 0,120 mol de PCL5; 0,600 mol de PCL3; e 0,0120 mol de CL2. 
Assim, 1,00 L contém 0,040 mol de PCL5; 0,200 mol de PCL3; e 0,004 mol de CL2.
 Kc 5 
[PCL5] ___________ 
[PCL3] [CL2]
 V  Kc 5 
(0,040)
 _________________ 
(0,200) ? (0,004)
 Æ  Kc 5 50 (mol/L)21
 13. Os valores das concentrações no equilíbrio necessários ao cálculo de Kc devem ser obtidos no 
próprio gráfico (problemas desse tipo são muito comuns em exames).
 A constante de equilíbrio da reação:
 A 1 B C 1 D
 é dada por:
 Kc 5 
[C] [D]
 _______ 
[A] [B]
 V Kc 5 
8 ? 8 _____ 2 ? 2 V  Kc 5 16
Alternativa e
 14. 
K 5 
[glicose]
 _________ 
[frutose]
 
1
4
4
2
4
4
3
K 5 
12
 ___ 10 V K 5 1,2há 12 bolinhas ( (glicose)
há 10 bolinhas s (frutose)
Alternativa d
 15. Exercício resolvido.
 16. Calculando a quantidade em mols de cada substância:
	 	 •	 para H2:
 n 5 m ___ M V n 5 
13,7
 ____ 2 Æ n 5 6,85 mol de H2
	 	 • para S2:
 n 5 m ___ M 5 V n 5 
9,2 ? 1023 __________ 
64
 V 
       V n 5 1,4375 ? 1024 mol de S2
	 	 • para H2S:
 n 5 m ___ M 5 V n 5 
285,6 ______ 
34
 Æ n 5 8,4 mol de H2S
 Considerando que o volume dado é 90 L, calcula-se a concentração em mol/L de cada substância:
	 	 •	 para H2: [H2] 5 
n __ V 5 
6,85
 _____ 90 Æ [H2] 5 7,6 ? 10
22 mol/L
	 	 • para S2: [S2] 5 
n __ V 5 
1,4375 ? 1024
 _____________ 90 Æ [S2] 5 1,6 ? 10
26 mol/L
	 	 • para H2S: [H2S] 5 
n __ V 5 
8,4
 ____ 90 Æ [H2S] 5 9,3 ? 10
22 mol/L
 Escrevendo a expressão de Kc e substituindo esses valores:
 Kc 5 
[H2S]
2
 _________ 
[H2]
2 [S2]
 V Kc 5 
(9,3 ? 1022 ) 
2
 
 _______________________ 
(7,6 ? 1022 ) 
2
 ? (1,6 ? 1026)
 Æ Kc  9,4 ? 105 (mol/L)21
 17. Calculando a quantidade em mols para cada substância (a 1.000 K)
 • para N2:
 PV 5 nRT V n 5 PV ___ RT V n 5 
224 ? 3,74
 _____________ 0,082 ? 1000 Æ n 5 10,2 mol de N2
 • para H2:
 n 5 PV ___ RT V n 5 
224 ? 5,89
 _____________ 0,082 ? 1000 Æ n 5 16,1 mol de H2
 • para NH3:
 n 5 PV ___ RT V n 5 
224 ? 0,37
 _____________ 0,082 ? 1000 Æ n 5 1,01 mol de NH3
 Considerando que o volume dado é 10 L, calcula-se a concentração em mol/L de cada substância:
 • para N2: [N2] 5 
n __ V 5 
10,2
 _____ 10 Æ [N2] 5 1,02 mol/L
 • para H2: [H2] 5 
n __ V 5 
16,1
 ____ 10 Æ [H2] 5 1,61 mol/L
101
 • para NH3: [NH3] 5 
n __ V 5 
1,01
 ____ 10 Æ [NH3] 5 0,10 mol/L
 Escrevendo a expressão de Kc e substituindo esses valores:
 Kc 5 
[NH3]
2
 _________ 
[N2] [H2]
3 Æ Kc 5 
(0,10)2
 ______________ 
(1,02) ? (1,61)3
 Æ  Kc  2,3 ? 1023 (mol/L)22
 18. Exercício resolvido.
 19. Escrevendo a expressão de Kc e substituindo os valores, temos:
 Kc 5 
[NO]2
 ________ 
[N2] [O2]
 V [NO]2 5 Kc ? [N2] ? [O2] Æ [NO]2 5 4,0 ? 1024 ? 4,0 ? 1023 ? 1,0 ? 1023 Æ 
    Æ [NO] 5 4,0 ? 1025 (mol/L)
Alternativa d
 20. Kc 5 
[NH3]
2
 ________ 
[N2][H2]
3 V 69 5 
 @ 4,55 _____ 7 # 
2
 
 ____________ 
[N2] ? @ 3,71 ____ 7 # 
3
 
 V [N2] 5 0,04115 mol/L
 Tendo o recipiente 7 litros, resulta: n 5 0,04115 ? 7 V n 5 0,288 mol de N2
Alternativa b
 21. Exercício resolvido.
 22. A fórmula do equilíbrio é Kc 5 
[CD]2
 _____ 
[AB]
 5 0,4 (dado do problema).
 Este exercício é resolvido por tentativas:
 No sistema I: Qr 5 
062
 ____ 0,9 V Qr 5 0,4
 Como Kc 5 0,4 (dado), vem: Qr 5 Kc 
 No sistema II: Qr 5 
0,542
 ______ 2,9 V Qr 5 0,1 
Logo, Qr i Kc
 Analogamente, nos sistemas III, IV e V, ao calcularmos os Qr correspondentes, teremos respecti-
vamente os seguintes valores: 0,075; 0,16; 0,6 (todos diferentes de Kc), mostrando que apenas o 
sistema I está em equilíbrio.
Alternativa a
 23. Exercício resolvido.
 24. 2 SO2 1 O2 2 SO3	 			 	 123	 	 	 	 123	 	 	 	 123
 No início: 6 mol 5 mol Zero
 Proporção estequiométrica: 4 mol 2 mol 4 mol
 
 No equilíbrio: 2 mol 3 mol 4 mol
 Concentração em mol/L
 no equilíbrio (V 5 1 L): 2 mol/L 3 mol/L 4 mol/L
 Kc 5 
[SO3]
2
 __________ 
[SO2]
2[O2]
 V Kc 5 
42 ______ 
22 ? 3
 V Kc 5 1,33 (mol/L)21 
Alternativa d
 25. PCL5 (g) PCL3 (g) 1 CL2 (g)
No início: 1,00 mol zero zero
Proporção 
estequiométrica: 0,47 mol 0,47 mol 0,47 mol
No equilíbrio: 0,53 mol 0,47 mol 0,47 mol
Concentração em 
mol/L no equilíbrio: 0,53 mol/L 0,47 mol/L 0,47 mol/L
 Kc 5 
[PCL3][CL2] __________ PCL5
 V Kc 5 
(0,47) ? (0,47)
 _____________ 
(0,53)
 Æ Kc  0,42 (mol/L)
Alternativa c
102
 26. Nessa questão, o ponto-chave é calcular, logo de início, a concentração inicial do N2O4: 
M 5 
nN2O4
 _____ V V M 5 
1,50 mol
 _________ 2,0 L V [N2O4] 5 0,75 mol/L
 N2O4 2 NO2
 No início: 0,75 mol/L Zero
 
 Na reação: 0,030 mol/L 0,060 mol/L
 
 No equilíbrio: 0,72 mol/L 0,060 mol/L
Kc 5 
[NO2]
2
 ______ 
[N2O4]
 V Kc 5 
(0,060)2
 _________ 0,72 V Kc 5 5 ? 10
23 mol/L
Alternativa c
 27. 
N2 (g) 1 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
No início: 1,0 mol 3,0 mol zero
Proporção 
estequiométrica: 0,04 mol 0,12 mol 0,08 mol
No equilíbrio: 0,96 mol 2,88 mol 0,08 mol
Alternativa e
 28. Nessa questão, as quantidades de NH3, H2 e N2, no equilíbrio, correspondem aos trechos horizontais 
das curvas apresentadas no gráfico. Assim, no equilíbrio, temos 4 mol de NH3, 6 mol de H2 e 2 mol de 
N2. Dividindo esses valores pelo volume do recipiente (5,0 L), teremos as seguintes concentrações:
 [NH3] 5 0,8 mol/L; [H2] 5 1,2 mol/L; [N2] 5 0,4 mol/L
 Kc 5 
[H2]3[N2] ________ 
[NH3]
2 V Kc 5 
(1,2)3 ? (0,4)
 ____________ 
(0,8)2
 V  Kc 5 1,08 (mol/L)2
Alternativa c
 29. Escrevendo a expressão de Kc e substituindo os valores das concentrações no equilíbrio, temos que:
 Kc 5 
[NO2]
2
 ______ 
[N2O4]
 V Kc 5 
(0,090)2
 _________ 
(0,030)
 Æ Kc 5 0,27 (mol/L)
Alternativa b
 30. Exercício resolvido.
 31. H2 (g) 1 I2 (g) 2 HI (g)
Quantidade inicial de mols: 1 mol 1 mol zero
Quantidade de mols que reage e é produzida: x x 2x
Quantidade de mols no equilíbrio: 1 2 x 1 2 x 2x
Concentração em mol/L no equilíbrio: 1 2 x ______ V 
1 2 x ______ V 
2x ___ V 
 Considerando que V 5 1 L, as concentrações em mol/L, no equilíbrio, de cada substância são:
 [H2] 5 1 2 x; [I2] 5 1 2 x; [HI] 5 2x.
 Escrevendo a expressão de Kc e substituindo os valores, temos:
 Kc 5 
[HI]2
 _______ 
[H2][I2]
 V 1,0 ? 102 5 (2x)
2
 _______________ 
(1 2 x) ? (1 2 x)
 Æ  24 x2 2 50 x 1 25 5 0
 Essa é uma equação do 2o grau em x. Resolvendo-a, chegaremos a duas raízes:
 x 5 5 __ 4 mol e x 5 
5 __ 6 mol
 O primeiro resultado é absurdo, pois, de início, tínhamos apenas 1 mol de H2 e 1 mol de I2, decorrendo 
logicamente a impossibilidade de reagirem 1,25 mol (ou 5 __ 4 mol) de H2 e de I2. Consequentemente, só 
poderemos aceitar a segunda raiz: x 5 5 __ 6 mol; assim, as concentrações em mol/L das espécies são:
103
	 	 •	 para H2: 
1 2 x ______ 1 5 1 2 
5 __ 6 V 
1 __ 6 mol/L
	 	 • para I2: 
1 2 x ______ 1 5 1 2 
5 __ 6 V 
1 __ 6 mol/L
	 	 • para HI: 2x ___ 1 5 2 ? 
5 __ 6 V 
5 __ 3 mol/L
Alternativa c
 32. Calculando a quantidade em mols de CH3COOH e C2H5OH:
	 	 •	 para CH3COOH:
 n 5 m ___ M V n 5 
120,0
 ______ 60 Æ n 5 2 mol de CH3COOH
	 	 • para C2H5OH:
 n 5 m ___ M V n 5 
92,0
 _____ 46 Æ n 5 2 mol de C2H5OH
 CH3COOH 1 C2H5OH CH3COOC2H5 1 H2O
Quantidade inicial de mols: 2 mol 2 mol zero zero
Reage/forma: x x x x
Quantidade de mols no equilíbrio: 2 2 x 2 2 x x x
Concentração em mol/L no equilíbrio: 2 2 x ______ V 
2 2 x ______ V 
 x ___ V 
 x ___ V 
 Escrevendo a expressão de Kc e substituindo os valores, observando que V é cancelado e que Kc 5 4,00:
 Kc 5 
[CH3COOC2H5][H2O] ___________________ 
[CH3COOH][C2H5OH]
 V 4,00 5 x ? x ______________ 
(2 2 x) (2 2 x)
 Æ
    Æ 3 x2 2 16 x 1 16 5 0 Æ x 5 4 mol e x 5 1,33 mol
 O primeiro resultado é absurdo, conforme o raciocínio do exercício anterior. Assim:
	 	 •	 [CH3COOH] 5 2 2 1,33 V [CH3COOH]  0,67 mol/L
	 	 •	 [C2H5OH] 5 2 2 1,33 V [C2H5OH]  0,67 mol/L
	 	 •	 [CH3COOC2H5] 5 1,33 mol/L
	 	 •	 [H2O] 5 1,33 mol/L
 33. PCL5 PCL3 1 CL2
No início: 0,100 0 0,020
Reage/forma: x x x
No equilíbrio: 0,100 2 x x 0,020 1 x
 Escrevendo a expressão de Kc e substituindo os valores, observando que Kc 5 0,030, temos que:
 Kc 5 
[PCL3][CL2] __________ 
[PCL5]
   V  0,030 5 x ? (0,020 1 x) ______________ 0,100 2 x # x
2 1 0,050 x 2 0,003 5 0 Æ 
    Æ x 5 20,085 e x 5 0,035
 O primeiro resultado é absurdo; assim, só poderemos aceitar a segunda raiz: x 5 0,035.
 Portanto, a concentração de PCL5 no equilíbrio é:
 [PCL5] 5 0,100 2 x V [PCL5] 5 0,100 2 0,035 Æ [PCL5] 5 0,065 mol/L
Alternativa c
 34. Exercício resolvido.
 35. 2 HI (g) H2 (g) 1 I2 (g)
No início: 1 mol zero zero
Reage/forma: 0,2 mol 0,1 mol 0,1 mol
No equilíbrio: 0,8 mol 0,1 mol 0,1 mol
Concentração em mol/L no equilíbrio: 
0,8
 ____ V 
0,1
 ___ V 
0,1
 ___ V 
? a
104
 Escrevendo a expressão de Kc e substituindo os valores, observando que V é cancelado, temos que:
 Kc 5 
[H2][I2] _______ 
[HI]2
 V  Kc 5 
(0,1) ? (0,1)
 ___________ 
(0,8)2
 Æ  Kc 5 1,56 ? 1022
 36. 2 SO3 2 SO2 1 O2	 			 	 123	 	 123	 	 123
 No início: 5 mol Zero Zero
 
3 a 5 0,6
 Na reação: 3 mol 3 mol 1,5 mol
 
 No equilíbrio: 2 mol 3 mol 1,5 mol
Kc 5 
[SO2]
2 [O2] __________ 
[SO3]
2 V Kc 5 
32 ? 1,5
 _______ 
22
 V Kc 5 3,375 V Kc  3,4 mol/L
Alternativa c
Exercícios complementares 
 37. Dobrar as concentrações no equilíbrio não altera o valor de Kc.
Alternativa b
 38. K 5 
[HI]2
 _______ 
[H2][I2]
 V 1023 5 [HI]
2
 _________ 10 ? 0,01 V [HI]
2 5 1024 V [HI] 5 1022 mol/L ou 0,01 mol/L
 Note que o volume do recipiente (500 mL) não foi necessário para a resolução, pois todos os valores 
já foram dados em mol/L.
Alternativa e
 39. K 5 Z ? W _____ X ? Y 5 4. Somente a alternativa a nos dá:
 K 5 4 ? 4 _____ 2 ? 2 5 4
Alternativa a
 40. Na reação 2 SO2 1 O2 2 SO3; vemos pelo gráfico que:
 • o SO2 vai sendo gasto (no gráfico correto, sua curva desce);
 • o SO3 vai sendo produzido (no gráfico correto, sua curva sobe);
 • o O2 é tirado do ar; portanto, não varia.
 Observe que o enunciado diz “sistema aberto ao ar”.
 Sendo um “sistema aberto”, a reação nunca chegará a um equilíbrio.
Alternativa b
2. Constante de equilíbrio em termos de pressões parciais
O quadro “O controle das reações químicas” remete a discussões sobre muitos aspectos importantes 
das Ciências, tais como:
• a importância de métodos para medir o andamento das reações — o que é fundamental para os 
trabalhos de laboratórios e nas indústrias químicas;
• um pouco da história da Ciência (em particular, da Química), mostrando como a humanidade pro-
curou entender e explicar, cada vez mais a fundo, os fenômenos naturais;
• o processo de especialização e subdivisão das Ciências — o quadro menciona o nascimento da 
Físico-Química como uma nova área de conhecimento dentro da própria Química.
Questões 
a) Quando a diferença entre os coeficientes estequiométricos dos produtos e dos reagentes é nula.
b) Com valores elevados de Kc, Kp e a (a próximo de 1).
105
Exercícios básicos 
 41. a) Kp 5 
PN
2
O2
 _____ PN2O4
 e Kp 5 Kc (RT)
 b) Kp 5 
P2C O2
 ________ 
PC
2
O ? PO2
 e Kp 5 Kc (RT)
21
 c) Kp 5 
P2H Br2
 ________ PH2 ? PBr2
 e Kp 5 Kc
 42. Kp 5 
P2SO2? PO2
 ________ 
P2SO2
 V Kp 5 
(4)2 ? (12)
 _________ 
(8)2
 Æ Kp 5 3 atm
 43. a) Kp 5 
PCO ? P
3
H2
 _________ PCH4 ? PH2O
 
 b) 0,20 5 
PCO ? (0,30)
3
 ______________ 
(0,40) ? (0,40)
 Æ PCO 5 1,18 atm
 44. Exercício resolvido.
 45. Exercício resolvido.
 46. Cálculo da pressão inicial do N2O4:
 PV 5 nRT V P ? 10 5 46 ___ 92 ? 0,082 ? 300 V P 5 1, 23 atm
 Os 20% de N2O4 que se dissociam correspondem à pressão de:
100% ___________ 1,23 atm
1
2
3
x 5 0,246 atm
20% ___________ x atm
 Consequentemente, a pressão final do N2O4 no sistema em equilíbrio será:
 1,23 atm 2 0,246 atm 5 0,984 atm
 (A tabela de cálculo que normalmente estamos usando torna-se desnecessária nesta questão, pois 
foi pedida apenas a pressão final do N2O4, no equilíbrio.)
 47. Exercício resolvido.
 48. Aplica-se a fórmula: Kp 5 Kc (RT)
Dn
 Temos: Dn 5 2 2 (1 1 3) 5 22
 Portanto: Kp 5 2,4 ? 10
23 (0,082 ? 1.000)22 Æ Kp 5 3,5 ? 1027 atm22
 49. Kc 5 
[CO2][H2] _________ 
[CO][H2O]
 V Kc 5 
(1,145) ? (0,145)
 ________________ 
(0,855) ? (0,855)
 Æ Kc 5 0,23
 (Observe que V é cancelado.)
 Como Dn 5 0, Kp 5 Kc, ou seja, Kp 5 0,23
Exercícios complementares 
 50. Kp 5 
P2NO ________ PN2 ? PO2
 V Kp5 
(0,1)2
 _____________ 
(0,2) ? (0, 01)
 Æ Kp 5 5
Alternativa c
 51. Sabemos que a pressão total de uma mistura gasosa é a soma das pressões parciais de seus 
componentes. Nesse caso, no equilíbrio, temos:
 P 5 pH2 1 pN2 1 pNH3 V 2,80 5 0,400 1 0,800 1 pNH3  V  pNH3 5 1,60 atm
 Assim, temos que o valor de Kp é dado por:
 Kp 5 
(pNH3)
2
 ____________ 
( pH2)
3 ? ( pN2)
 V Kp 5 
(1,60)2
 _______________ 
(0,40)3 ? (0,80)
 V  Kp 5 50 atm22
Alternativa d
106
 52. N2 1 3 H2 2 NH3	 			 	 123	 	 123	 	 123
 Início: 5 mol 20 mol Zero
 
3 a 5 0,4
 
 Reagem: 2 mol 6 mol 4 mol
 
 No equilíbrio: 3 mol 14 mol 4 mol
 Quantidade inicial emmols: 5 mol 1 20 mol 5 25 mol
 Quantidade final em mols: 3 mol 1 14 mol 1 4 mol 5 21 mol
Pressão inicial: pi ⇒  piV 5 25 ? RT 
1
2
3
 
pi __ pf 5 
25 ___ 21 V pf 5 0,84 piPressão final: pf ⇒  pfV 5 21 ? RT 
Alternativa a
 53. A expressão de Kp para o equilíbrio dado é: Kp 5 
pN2O4
 _____ 
p2NO2
 .
 Tomando-se um valor qualquer para pNO2 (digamos, 0,6 atm), o gráfico nos mostra que a pN2O4 cor res-
pondente é 3,0 atm. Substituindo na fórmula, vem:
 Kp 5 
3,0
 ______ 
(0,6)2
 V Kp q 8 atm21
Alternativa c
 54. Kp 5 
p2SO3
 _________ 
p2SO2 ? PO2
 V Kp 5 4,0 ? 104 atm21
 As pressões parciais de cada gás se relacionam à pressão total da mistura pelas frações molares 
correspondentes:
 pSO3 5 xSO3 ? P; pSO2 5 xSO2 ? P; pO2 5 xO2 ? P
 Substituindo na expressão de Kp temos:
Kp 5 
(xSO3 ? P)
2
 __________________ 
(xSO2 ? P)
2 ? (xO2 ? P)
 V Kp 5 
x2SO3
 _____________ 
(x2SO2 ? xO2) ? P
 V Kp 5 4,0 ? 104 atm21
1
4
4
4
2
4
4
4
3
Sendo 
x2SO3
 ________ 
x2SO2 ? xO2
 5 6,0 ? 104
 temos: 
6,0 ? 104
 _________ P 5 4,0 ? 10
4 V  P 5 1,5
Alternativa a
3. Deslocamento do equilíbrio
Questões 
 a) 
C
on
ce
nt
ra
çã
o
Tempo
produtos
reagentes
 b) 
C
on
ce
nt
ra
çã
o
Tempo
produtos
reagentes
il
u
st
ra
ç
õ
es
: a
d
il
so
n
 s
ec
c
o
107
 c) 
C
on
ce
nt
ra
çã
o
Tempo
produtos
reagentes
Atividade prática 
d) Quando a diferença entre os coeficien-
tes estequiométricos dos produtos e 
dos reagentes é nula.
e) O catalisador aumenta igualmente a ve-
locidade das reações direta e inversa, 
portanto, não altera as concentrações 
no equilíbrio.
Professor, não se esqueça de descartar/destinar corretamente o material utilizado nesta atividade. 
Comente com os alunos a importância dessa atitude e as possíveis consequências do descarte feito 
de maneira incorreta. Sobre esse assunto, se necessário, releia o texto das páginas 12 e 13 deste 
Suplemento para o professor.
O equilíbrio homogêneo e seu deslocamento
A formação do NO2 se dá pela reação do cobre com o ácido nítrico, dando origem ao óxido de 
nitrogênio (NO), que, na presença do oxigênio do ar (O2), rapidamente sofre oxidação, produzindo o 
dióxido de nitrogênio (NO2), um gás de coloração marrom-avermelhada:
 3 Cu (s) 1 2 NO23 (aq) 1 8 H
1 3 Cu21 (aq) 1 4 H2O 1 2 NO (g)
 2 NO 1 O2 2 NO2
Uma vez formado em ambiente fechado, o dióxido de nitrogênio produz o tetróxido de dinitrogênio, 
entrando em equilíbrio. A mudança de temperatura mostra o deslocamento da reação e deixa claro 
para o aluno que ocorre um equilíbrio assim que a temperatura se estabiliza, podendo-se verificar 
que a reação ocorre nos dois sentidos:
2 NO2 (g) N2O4 (g)
Procedendo dessa maneira, determina-se qual das relações é exotérmica e qual é endotérmica.
2 NO2 (g) N2O4 (g)
 castanho-avermelhado incolor
Assim, quanto mais avermelhado o interior do balão, maior a concentração de NO2 (e, consequen-
temente, menor a concentração de N2O4) ou, quanto “mais incolor” o sistema, menor a concentração 
de NO2 (e maior a concentração de N2O4). Nesse caso, podemos concluir que a obtenção do gás N2O4 
é um processo exotérmico:
2 NO2 (g) N2O4 (g) dH , 0
O NO2 produzido na parte 1 do experimento reage com a água de acordo com as equações:
2 NO2 (g) 1 H2O (L) HNO2 (aq) 1 HNO3 (aq)
2 HNO2 (aq) 1 O2 (aq) 2 HNO3 (aq)
A acidez provocada pela formação do ácido nítrico pode ser verificada através da reação do 
carbonato presente na casca de ovo. Essa reação é visualizada através do desprendimento de CO2, 
de acordo com a reação:
CaCO3 (aq) 1 2 H3O
1 (aq) CO2 (g) 1 3 H2O (L) 1 Ca21 (aq)
Nessa última etapa do experimento, com os alunos, é possível fazer um paralelo com a degrada-
ção dos monumentos históricos de mármore que se decompõem quando a chuva ácida é gerada no 
ambiente a partir do contato entre a água e os poluentes gasosos e em seguida com o carbonato 
(componente principal do mármore).
Respostas das perguntas
a) Ao se adicionar ácido nítrico à garrafa contendo cobre ocorre a reação entre estes compostos, 
levando à formação de um gás de cor castanho-avermelhado e de um líquido verde no fundo.
b) 3 Cu (s) 1 2 NO32 (aq) 1 8 H1 3 Cu21 (aq) 1 4 H2O 1 2 NO (g)
 2 NO 1 O2 2 NO2
a
d
il
so
n
 s
ec
c
o
108
c) Quando a garrafa foi colocada em um recipiente contendo gelo, o gás ficou mais claro, uma 
vez que o equilíbrio foi deslocado no sentido exotérmico, levando a obtenção de N2O4.
d) Quando a garrafa foi colocada em um recipiente com água quente, o gás ficou novamente 
mais escuro, uma vez que o equilíbrio foi deslocado no sentido endotérmico, levando a obten-
ção de NO2.
e) O gás NO2 é castanho-avermelhado, e o N2O4 é incolor.
f) O N2O4, pois o conteúdo da garrafa ficou mais claro (o N2O4 é incolor).
g) O NO2, pois o conteúdo da garrafa ficou mais escuro (o NO2 é castanho-avermelhado).
h) Sim, pois, uma vez formado em ambiente fechado, o dióxido de nitrogênio produz o tetróxido 
de dinitrogênio, entrando em equilíbrio. A mudança de temperatura mostra o deslocamento 
da reação, deixando claro que ocorre um equilíbrio assim que a temperatura se estabiliza. 
Pode-se verificar, então, que a reação ocorre nos dois sentidos:
 2 NO2 (g) N2O4 (g)
i) É um processo exotérmico: 2 NO2 (g) N2O4 (g) dH , 0
j) Ocorreu efervescência, indicando o desprendimento de CO2.
k) CaCO3 (aq) 1 2 H3O
1 (aq) CO2 (g) 1 3 H2O (L) 1 Ca21 (aq)
l) Um dos componentes da chuva ácida é o ácido nítrico, obtido neste experimento.
m) A degradação dos monumentos históricos de mármore ocorre quando a chuva ácida é gerada 
no ambiente, a partir do contato entre a água e os poluentes gasosos e em seguida com o 
carbonato do cálcio (componente principal do mármore).
MAIA, D. J. et al. Chuva Ácida: um experimento para introduzir conceitos de equilíbrio químico 
e acidez no Ensino Médio. Química Nova na Escola. n. 21, maio 2005. (Adaptado.)
Exercícios básicos 
 55. a) Errado. O gás com maior tendência de reagir com o hidrogênio é o cloro, visto que a síntese de 
cloreto de hidrogênio possui o maior valor de Kc.
 b) Correto, conforme explicação do item a.
 c) Errado. A constante do equilíbrio é: Kc 5 
[HBr]2
 ________ 
[H2] [Br2]
 
 56. De acordo com o Princípio de Le Chatelier, a adição de CO fará com que o equilíbrio se desloque no 
sentido de consumi-lo, ou seja, para a esquerda (nesse caso). 
 Para isso, a quantidade de CL2 irá diminuir e a de COCL2 irá aumentar.
Alternativa a
 57. Exercício resolvido.
 58. Para aumentar a produção de tetracloreto de carbono, CCL4, deve-se aumentar a concentração de 
CHCL3 e/ou de CL2 ou diminuir a concentração de HCL. Nesse caso, o aumento ou a diminuição da pres-
são não deslocará o equilíbrio.
Alternativa d
 59. De acordo com o Princípio de Le Chatelier, o equilíbrio poderá ser deslocado para a direita com a 
diminuição da temperatura (reação direta é exotérmica), com o aumento da pressão (deslocamento 
no sentido de menor volume — de 3 volumes para 2 volumes) e com o aumento da concentração de 
SO2 e/ou O2.
Alternativa a
 60. É o sistema da alternativa b, no qual não há variação da quantidade de mols durante a reação.
 61. Exercício resolvido.
 62. De acordo com o Princípio de Le Chatelier, a quantidade de NO2 pode ser aumentada com a diminui-
ção da temperatura (reação direta é exotérmica), com o aumento da pressão ou com o aumento da 
concentração de NO e/ou O2.
Alternativa e
 63. O equilíbrio químico não é deslocado com o aumento ou a diminuição da pressão do sistema, pois não há 
variação da quantidade de mols durante a reação. Entretanto, o equilíbrio poderá ser deslocado para a 
direita com o aumento da pressão parcial de H2 e/ou CL2.
Alternativa d
 64. Exercício resolvido.
109
 65. a) Kp 5 
p2NH3
 ________ 
p3H2 ? pN2
 V Kp 5 
(0,004)2
 ____________ 
(0,01)3 ? (0,001)
 V  Kp 5 1,6 ? 104 atm22
 b) 
Tempo
Pr
es
sã
o 
p
ar
ci
al
N2
H2
H2 adicionado nesse tempo
Equilíbrio
restabelecidoEquilíbrio
inicial
NH3
 66. Exercício resolvido.
 67. Vemos, no gráfico, que Kc diminui com o aumento da temperatura. Isso indica que a reação é exo-
térmica. Daí podemos concluir que são corretas apenas as afirmações I e III.
Alternativa b
 68. A tabela mostra que o rendimento da reação aumenta com o aumento da pressão. Isso indica que 
se trata de uma reação com redução de volume (ou diminuição do número de mols). A única reação 
na qual não há variação de volume é a primeira.
Alternativa a
 69. De acordo com o Princípio de Le Chatelier, o equilíbrio pode ser deslocado no sentido dos produtos 
com o aumento da temperatura e pressão se a reação direta for endotérmica (DH . 0) e o volume 
dos produtos for menor que o dos reagentes.
Alternativa e
Exercícios complementares 
 70. Quando a umidade relativa do ar está alta ([H2O] é grande), o equilíbrio se desloca no sentido de 
formação de [CO(H2O)6]
21, que é rosa. Quando a temperatura aumenta, o equilíbrio se desloca no 
sentido endotérmico, ou seja, o galinho fica azul.
Alternativa d
 71. Considerando que a reação direta é exotérmica, concluímos que um aumento de temperatura irá 
deslocá-la para a esquerda (sentido do SO2), diminuindo a concentração do SO3.
Alternativa a
 72. A constante de equilíbrio da reação dada é: 
 Kc 5 
[CO2][NO] _________ 
[CO][NO2]
 
 Tendo em vista que o valor inicial de [CO] era igual ao de [NO2], concluímos pela equação que, no 
equilíbrio, também teremos [CO] 5 [NO2], além de [CO2] 5 [NO]. Ora, para esses quatro valores 
serem iguais entre si, devemos ter Kc 5 1, o que ocorre a uma temperatura aproximada de 800 °C, 
de acordo com a tabela dada no enunciado.
Alternativa d
 73. a) Kc 5 
[HCN]2
 __________ 
[N2][C2H2]
 V Kc5 
(0,1)2
 _______ 
(1) ? (2)
 Æ 
Æ  Kc 5 0,005
 b) Verifica-se, pelo gráfico, que com o aumento da temperatura a concentração de HCN aumenta. 
Pelo Princípio de Le Chatelier, isso ocorre porque a reação de produção de HCN é endotérmica.
 74. A frase “o aumento da temperatura favorecia a formação dos produtos” indica que a reação é en-
dotérmica (∆H . 0).
 A frase “o aumento da pressão favorecia a formação dos reagentes” indica que o volume total (ou 
a quantidade total de mols) é menor no 1o membro da equação. Ora, só a equação da alternativa a 
satisfaz esses dois requisitos.
a
d
il
so
n
 s
ec
c
o
110
 75. Em relação a X, nota-se que Y só apresenta temperatura maior (100 °C . 20 °C) e, como A ∫ B é 
endotérmica, o deslocamento será para a direita, produzindo maior quantidade de B (gráfico II).
 Em relação a X, nota-se que Z conta com o auxílio de um catalisador. Portanto, Z irá atingir o 
mesmo equilíbro de X, porém mais rapidamente (gráfico I).
Alternativa c
Questões sobre a leitura 
Uma descoberta que mudou o mundo 
 76. Por meio desse processo, a amônia passou a ser obtida a partir do nitrogênio atmosférico, sem 
precisar da ação de outros organismos.
 77. Uma resposta possível: Os explosivos podem ser usados de forma útil ao ser humano, como nas 
implosões para a construção civil e a mineração.
 78. A eficiência no uso do nitrogênio na agricultura é extremamente baixa. A maior parte do nitrogênio 
usado em fertilizantes é desperdiçado por práticas agrícolas incorretas e acaba por contaminar 
os ambientes terrestres e aquáticos e a atmosfera, o que afeta a existência de vida no planeta. 
O nitrogênio perdido altera ainda o balanço dos gases do efeito-estufa, influencia o ozônio atmos-
férico, acidifica o solo e estimula a formação de material particulado na atmosfera.
 Se aumentarmos a eficiência do uso de fertilizantes, estaremos aumentando a conversão do nitro-
gênio presente nesses compostos em N2 atmosférico (forma não poluente). Além disso, devem ser 
desenvolvidos métodos que permitam um tratamento mais eficiente dos resíduos nitrogenados 
produzidos pelos seres humanos e animais por eles criados.
 79. Segundo o texto, mesmo com o uso mais eficiente dos fertilizantes, acredita-se que o total de 
850 milhões de indivíduos subnutridos no planeta deve aumentar.
 80. Para favorecer a formação de amônia gasosa (NH3), o equilíbrio deve ser deslocado para a direita.
 I. Correta. A introdução de N2 (g) resulta em um excesso desse gás na mistura. Para que seja 
retomado o equilíbrio, a reação é deslocada para a direita. 
 II. Correta. O aumento da pressão desloca o equilíbrio no sentido em que há o menor número de 
mols, isto é, para a direita.
 III. Errada. A introdução de catalisador não provoca deslocamento de equilíbrio.
Alternativa a
 81. I. Correta. Como o valor de Kc é alto, a quantidade de produtos predomina sobre a quantidade de 
reagentes. Portanto, a produção de amônia é favorecida.
 II. Correta. A diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentido em que há o maior número de 
mols, isto é, para a esquerda, diminuindo a produção de amônia.
 III. Errada. Altas temperaturas favorecem a reação no sentido endotérmico. A produção de amônia 
ocorre no sentido exotérmico; portanto, essa produção é desfavorecida com o aumento da 
temperatura.
 IV. Correta. O valor negativo para o DH indica que a reação é exotérmica, ou seja, a entalpia dos 
produtos é menor que a dos reagentes.
Alternativa a
Infográfico 
No infográfico na abertura do capítulo podemos observar o equilíbrio iônico no interior das células 
do corpo humano. Podemos observar, também, que o equilíbrio iônico pode ser alterado por atividades 
físicas com a perda de água e sais minerais e o quanto é importante a reposição dessas perdas, para que 
o metabolismo não seja prejudicado.
O professor pode perguntar aos alunos se eles conhecem as bebidas isotônicas disponíveis em 
supermercados e, em seguida, discutir a utilidade dessas bebidas para atletas profissionais e ama-
dores. Pode-se pedir aos alunos que pesquisem a composição dessas substâncias e comparem-na 
com a de sucos ou de água de coco.
Equilíbrios iônicos em soluções aquosas
C
a
p
ít
u
lo
7
111
REflEtInDO
O objetivo da pergunta é tratar dos conceitos de equilíbrio iônico, apontando atitudes e proce-
dimentos necessários nessas situações mais cotidianas dos alunos: o soro caseiro.
Se a desidratação for grave, com sintomas como sede, mucosas secas, dor de cabeça, fra-
queza, tonturas e taquicardia, o soro empregado deve ser especial, como os usados em hospitais, 
nos quais existem outras substâncias nas concentrações iônicas exatas (equilíbrio isotônico): 
cloreto de sódio, cloreto de potássio monoidratado, citrato de sódio diidratado e glicose. Mi-
nistradas por via sanguínea, reabilitam rapidamente a pessoa, evitando efeitos graves como a 
convulsão. Todos esses problemas se devem ao desequilíbrio iônico causado pela perda de água 
e sais minerais.
Resposta:
A pessoa deve ser rapidamente hidratada. A primeira providência é preparar o soro caseiro nas 
proporções adequadas:
• 1 litro de água filtrada ou fervida;
• 1 colher de chá rasa de sal de cozinha (3,5 g);
• 2 colheres de sopa cheias de açúcar (40 g).
Doses: de início, crianças devem tomar meio copo pequeno e adultos um copo pequeno. Caso 
ocorra novo vômito ou nova evacuação, repetir essas doses. Durante a reabilitação, tomar uma colher 
de soro a cada 20 minutos. Esses procedimentos devem prevenir uma desidratação em seu início 
e garantir o tempo necessário para que o paciente chegue ao posto de saúde ou ao hospital 
para ser atendido com o soro isotônico específico, mais adequado por conter sais de potássio e 
outros compostos.
1. Equilíbrios iônicos em geral
Questões 
a) Quanto maior a constante de ionização, mais forte é o eletrólito e mais ionizado ele se encontrará 
em solução aquosa. Quanto menor a constante de ionização, mais fraco é o eletrólito e menos 
ionizado ele se encontrará em solução aquosa.
b) A presença de um íon comum causará um deslocamento no equilíbrio, diminuindo a quantidade 
de íons H1 ou OH2 na solução, no caso de um ácido ou uma base, respectivamente.
c) A maior concentraçãode H1 provoca deslocamento do equilíbrio para a direita, produzindo mais 
gás carbônico.
d) A concentração de íons H1 é reduzida, pois o OH2 reage com o H1 (OH2 1 H1 H2O), 
e o equilíbrio é deslocado para a esquerda, consumindo gás carbônico.
e) Dentro do estômago, a concentração de H1 é elevada, o que desloca o equilíbrio para a esquerda, 
facilitando a absorção do ácido acetilsalicílico.
Exercícios básicos 
 1. O fato de a luz ser muito intensa indica que o ácido HA está muito dissociado, ou seja, é um ácido 
forte. Ao contrário, HB é um ácido fraco. Ora, somente a alternativa c apresenta, na ordem, um 
ácido forte e um fraco.
Alternativa c
 2. aX 5 
2 ___ 20 5 0,1 Æ aX 5 10%
 aY 5 
7 ___ 10 5 0,7 Æ aY 5 70%
 aZ 5 
1 __ 5 5 0,2 Æ aZ 5 20%
112
 Verifica-se que Y é o ácido mais forte por possuir o maior grau de ionização e X é o ácido mais 
fraco.
Alternativa c
 3. É o ácido que apresenta o Ka mais elevado — no caso, o HBr.
Alternativa b
 4. Temos que NH4OH NH4
1 1 OH2
 Para que o grau de ionização do NH4OH diminua, seria necessário um aumento de [NH4
1], o que des-
locaria o equilíbrio acima no sentido de formação de NH4OH. Assim, o sal que poderia ser adicionado 
para esse fim é o NH4CL.
Alternativa c
 5. Exercício resolvido.
 6. Como o ácido acético é um eletrólito fraco, a Lei de Ostwald pode ser particularizada por 
 Ka 5 M ? a2. Assim: 
 a2 5 
Ka ___ M    V a 5 d XXX Ka ___ M     5 d 
XXXXXXXXX
 
1,8 ? 1025
 _________ 0,045 Æ  a 5 0,02 V a 5 2%
Alternativa a
 7. Inicialmente, temos 2,5 ? 1023 mol de NH3.
 Na solução final, há [H1] 5 10210. Lembrando que Kw 5 [H
1][OH2] 5 10214, haverá na solução final 
[OH2] 5 1024, provenientes de 1024 mol de NH3 que se dissociaram. Logo:
 α 5 10
24
 __________ 
2,5 ? 1023
 V  α 5 0,04 ou 4%
Exercícios complementares 
 8. Quanto maior o valor de Ka, maior será a concentração de íons H
1 e, portanto, mais forte será o 
ácido. O ácido tricloroacético possui maior Ka e, portanto, a concentração de íons H
1 é maior.
Alternativa a
 9. Kc 5 Ma2 V 7,2 ? 10210 5 M ? (1024)2 ⇒
 V M 5 7,2 ? 1022 mol/L
 10. Dentre os ácidos citados, o HI é o que possui maior grau de ionização e, portanto, é a substância 
com maior capacidade de liberar H3O
1, sendo o mais ácido e o melhor condutor de eletricidade em 
meio aquoso.
Alternativa c
 11. Regando o solo com solução de NH4NO3, estaremos fornecendo NH
1
4 e NO
2
3 ao sistema. Esse 
aumento de NH14 (aq), no 1
o membro do equilíbrio dado, irá deslocá-lo para o 2o membro, isto é, o 
lado de Na1 (aq). 
Alternativa a
 12. I. Falso. Em atmosfera úmida, o equilíbrio é deslocado para a direita (no sentido de formação de 
[C0(H20)6]
21, que é rosa).
 II. Falso, conforme a explicação do item I.
 III. Verdadeiro. Tanto na adição de NaCL quanto na adição de HCL concentrado, haverá o aumento 
da concentração de íons CL2, deslocando o equilíbrio de reação para a esquerda.
Alternativa e
 13. a) Porque o NH3 e o H2S reagem com a água, enquanto o CH4 não reage com a água.
NH3 1 H2O NH4OH
H2S 1 H2O HS
21 H3O
1
 b) Porque ocorre a seguinte reação:
CO2 1 H2O 1 NH3 NH4
1 1 HCO23
113
2. Equilíbrio iônico na água/pH e pOH
2.1. Introdução
2.2. Equilíbrio iônico na água/produto iônico da água
Questões 
a) Algumas espécies de peixes e crustáceos são sensíveis ao aumento da acidez nos rios e lagos. 
O sangue, que é levemente básico, não pode sofrer grandes alterações no seu pH, pois isso 
acarretaria graves problemas.
b) É um processo endotérmico, pois podemos observar, pelos dados da tabela, que o Kw aumenta 
com o aumento de temperatura.
c) [H1] 5 1026,5 mol/L e [OH2] 5 1026,5 mol/L.
d) Básica.
e) Ácida.
Exercícios básicos 
 14. A solução será ácida quando [H1] . 1027 mol/L, neutra quando [H1] 5 [OH2] 5 1027 mol/L e básica quando 
[H1] , 1027 mol/L. Assim, a urina e o café são ácidos, a lágrima é neutra e a clara de ovo é básica.
Alternativa b
 15. [H1] ? [OH2] 5 10214. Assim, no vinagre, [H1] 5 1,0 ? 1023 mol/L, e na clara de ovo, [H1] 5 1,0 ? 1028 mol/L. 
São ácidos os produtos com [H1] . 1027 mol/L, ou seja, o vinagre e o cafezinho.
Alternativa a
 16. Para diminuir a acidez de uma solução aquosa, deve-se adicionar algo com caráter básico — neste 
caso, o amoníaco.
Alternativa c
 17. Uma garrafa de cerveja ou refrigerante contém CO2 (g) sob pressão. Abrindo-se a garrafa, parte do 
CO2 (g) escapa de imediato (é o que produz a espuma). A diminuição de CO2 (g) no 1
o membro da 
equação forçará o equilíbrio a se deslocar para a esquerda, formando ainda mais CO2 (g).
Alternativa b
 18. Sendo
 
[H1] [OH2] 5 10214, temos [OH2] 5 
10214
 _____ 
[H1]
 
Dado: [H1] 5 2,0 ? 1025 mol/L
 [OH2] 5 
10214
 __________ 
2,0 ? 1025
 V  [OH2] 5 5,0 ? 10210
Alternativa a
2.3. Os conceitos de pH e de pOH
Questões 
a) pH 1 pOH q 13.
b) pH 5 6,5 e pOH 5 6,5.
c) Quando apresentar pH . 6,5 (ou pOH , 6,5).
d) Quando apresentar pH . 7,0 (ou pOH , 7,0).
Pesquisa 
Pesquisando os sites indicados, o aluno poderá perceber a importância do controle do pH no meio onde 
vivemos, pois ele influi em diversos equilíbrios químicos que ocorrem naturalmente, direta (efeitos so-
bre a fisiologia das diversas espécies) ou indiretamente (pode contribuir para a precipitação de elemen-
tos químicos tóxicos, pode exercer efeitos sobre as solubilidades de nutrientes etc.).
Exercícios básicos 
 19. Exercício resolvido.
 20. [H3O
1] 5 0,00000001 mol/L 5 1028 mol/L
 pH 5 2 log[H3O
1] 5 2log 1028  Æ  pH 5 8
Alternativa d
114
 21. Uma bebida é ácida quando [H1] . 1027 mol/L e/ou [OH2] , 1027 mol/L.
Alternativa d
 22. Exercício resolvido.
 23. pH 5 2log [H1] Æ [H1] 5 102pH Æ [H1] 5 1024 mol/L
Alternativa c
 24. pH 5 11 Æ [H1] 5 10211 mol/L e [OH2] 5 1023 mol/L
 pH 1 pOH 5 14 Æ pOH 5 3
Alternativa e
 25. Na solução aquosa de bicarbonato de sódio, o pH 5 8.
 Então [H1]5 1028 mol/L e [OH2] 5 1026 mol/L.
 O suco gástrico e a urina são ácidos (pH , 7), sendo o suco gástrico o mais ácido. A solução aquo-
sa de bicarbonato de sódio e o preparado para tintura de cabelos são básicos (pH . 7), sendo o 
preparado para tintura de cabelos o mais básico.
Alternativa b
 26. Exercício resolvido.
 27. pH 5 2log [H1] Æ pH 5 2log (4,5 ? 1028) 5
 5 2(log 4,5 1 log 1028] Æ pH 5 2(0,65 2 8) Æ  pH 5 7,35
 [H1] ? [OH2] 5 10214 Æ [OH2] 5 10
214
 __________ 
4,5 ? 1028
 V [OH2] 5 2,2 ? 1027 mol/L
 Estão corretas as afirmativas 2, 4 e 16.
 28. Não há cálculos a fazer, pois, do próprio enunciado, já concluímos que [H1] 5 3,8 ? 1024 . 1027, ou 
seja, o suco é ácido.
Alternativa b
 29. Exercício resolvido.
 30. pH 5 2,7 V [H1] 5 1022,7 V  [H1] 5 1023 ? 1010,3
Dado: log 2,0 5 0,3
 
[H1] 5 2,0 ? 1023 mol/L
 Observação: Questões de cálculo de pH em que a [H1] não é uma potência exata de dez são meros 
exercícios de cálculo matemático e raramente aparecem em exames. Desse modo, o professor deve 
decidir se esse tipo de exercício interessa ou não às suas turmas.
 31. pH da água da chuva 5 3 Æ [H1] 5 1023 V [H1] 5 0,001 mol/L
 • O suco de limão é mais ácido que a água da chuva e esta é mais ácida que o suco de tomate.
 •		A concentração de íons OH2 nas duas misturas é menor que 1027 mol/L.
Alternativa a
 32. Exercício resolvido.
 33. [H1] 5 0,10 mol/L 5 1021 mol/L Æ pH 5 1
 Como pH 1 pOH 5 14, temos que pOH 5 13
Alternativa e
 34. [OH2] 5 0,01 5 1022 mol/L Æ pOH 5 2
 Como pH 1 pOH 5 14, temos que pH 5 12
Alternativa b
 35. Para baixar o pH do alimento inicialmente neutro a valores inferiores a 4,5 (de modo a impedir a 
proliferação dos bacilos), a solução do problema está na adição de um ácido. Por esse motivo, para 
responder à questão, basta analisar as alternativas c e d, que se referem à adição de HCL. Desse 
modo, só o que temos a fazer é um cálculo de diluição de soluções, seguido do cálculo do pH:
 • em c: 10 ? 0,001 5 (10 1 990) ? [H1] V [H1] 5 1025 mol/L V pH 5 5
 • em d: 10 ? 0,01 5 (10 1 990) ? [H1] V [H1] 5 1024 mol/LV pH 5 4
Alternativa d
 36. Exercício resolvido.
115
 37. 
 HF H1 1 F2
Molaridade inicial 0,1 zero zero
Ioniza-se (a 5 10%) 0,01 0,01 0,01
Molaridade no equilíbrio 0,09 0,01 0,01
3 0,1
 pH 5 2log [H1] 5 2log [0,01] 5 2log 1022 V  pH 5 2
Alternativa c
 38. 
 CH3COOH H
1
1 CH3COO
2
No início: (x) mol/L Zero Zero
Na reação: 1023 mol/L 1023 mol/L 1023 mol/L
No equilíbrio: (x 2 1023) mol/L 1023 mol/L 1023 mol/L
pH 5 3 V [H1] 5 1023 
Kc 5 
(H1)(CH3C0O
2)
 ______________ 
(CH3COOH)
 V 1,75 ? 1025 5 (10
23) ? (1023)
 ______________ 
(x 2 1023)
 V
V  x  0,057 mol/L ou 5,7 ? 1022 mol/L
 39. Exercício resolvido.
 40. O suco gástrico vai ser diluído de 50 mL para 500 mL. Como [H1] 5 1021 mol/L (pH 5 1), e lembrando 
que, na diluição, V ? M 5 V ? M, temos:
 50 ? 1021 5 500 ? [H1] Æ [H1] 5 1022 mol/L Æ  pH 5 2
Alternativa a
 41. pH 5 9 V pOH 5 5 V [OH2] 5 1025 
 Na diluição, VM 5 VM. Portanto:
 10 ? 1025 5 (10 1 90) ? [OH2] V  [OH2] 5 1026 V pOH 5 6 V pH 5 8
Alternativa c
 42. Exercício resolvido.
 43. Os extremos dos valores de pH que indicam maior acidez são: pH 5 3,0 para o suco de laranja e 
pH 5 4,0 para o suco de tomate. Temos, então:
 •	para o suco de laranja: pH 5 3,0 V [H1] 5 1023
 •	para o suco de tomate: pH 5 4,0 V [H1] 5 1024
 Ou seja, o primeiro valor é 10 vezes maior que o segundo.
Alternativa e
 44. I. Falso. Da 6a para a 14a amostra ocorreu um aumento de 100 vezes na acidez.
II, III e IV. Verdadeiros
Alternativa e
 45. Exercício resolvido.
 46. Na adição do acetato de sódio, temos:
CH3C
O
ONa
CH3C Na
��
O
O�
116
 A presença deste CH3C
O
O�
 irá deslocar o equilíbrio dado para a esquerda, diminuindo a 
dissociação do ácido acético; como consequência, diminuirá a acidez da solução, aumentando, 
portanto, o seu pH (é uma simples aplicação do efeito do íon comum).
Alternativa e
 47. 01. Falso. O aumento da concentração de H1 implica na elevação da acidez, ou seja, na diminuição do pH.
 02. Falso. Os produtos de ionização do H2CO3 são HCO3
2 e H1.
 04. Verdadeiro. Aumentando as concentrações de CO3
22 e HCO3
2, o equilíbrio se deslocará no sentido 
de formação de H2CO3 e que, por sua vez, se deslocará no sentido de formação de CO2. 
 08. Verdadeiro. CO2 dissolvido desloca o equilíbrio no sentido de formação do H2CO3, diminuindo o pH.
 16. Verdadeiro. CO2 dissolvido na água do mar gera H2CO3, que, por sua vez, pode gerar HCO3
2 e 
CO3
22.
 São corretas as proposições (4), (08) e (16).
 48. Carbonatos de sódio e de potássio são sais básicos e, portanto, sua utilização neutralizaria o ex-
cesso de acidez, aumentando o pH da água.
Alternativa c
 49. Exercício resolvido.
 50. • Para H2SO4: pH 5 1 V [H1] 5 1021 mol/L
 • Para o LiOH: pH 5 13 V pOH 5 1 V [OH2] 5 1021 mol/L
 Supondo que o volume de cada solução seja 1 litro, teremos:
 H1 1 OH2 H2O 
 1021 mol/L 1021 mol/L V
    V neutralização total V 
    V solução neutra V pH 5 7
Alternativa c
 51. a) e b) 0,10 g de cálcio corresponde a: n 5 m ___ M V  n 5 
0,10
 _____ 40 V n 5 0,0025 mol de Ca
 Na equação: 
Ca 1 2 H2O
0,0025 mol de Ca
Ca(OH)2 1 H
G
2
0,0025 mol de Ca(OH)2
 Na equação seguinte: 
Ca(OH)2 Ca
21 1 2 OH2
0,0025 mol de Ca(OH)2 0,0050 mol de OH
2
 Em 0,5 dm3 5 0,5 L da solução final, temos:
 [OH2] 5 
0,0050
 ________ 0,5 V [OH
2] 5 0,01 V [OH2] 5 1022 mol/L V  pOH 5 2 V pH 5 12
 52. pH 5 7 indica que a solução final deverá ser neutra, ou seja, deverá haver reação completa entre 
HC e KOH.
 Quantidade de KOH: n 5 MV 5 1 ? 0,030 V n 5 0,030 mol KOH
 Quantidade de HCL: é igual, pois a reação HCL 1 KOH KCL 1 H2O ocorre na proporção de 
1 HCL para 1 KOH. Logo: n 5 0,030 mol de HCL
 Volume da solução de HCL: n 5 MV V  0,030 5 0,050 ? V V  V 5 0,6 L ou 600 mL
Alternativa c
 53. Solução de pH 5 1 V [H1] 5 1021 V [H1] 5 0,1 mol/L
 Solução de pH 5 2 V [H1] 5 1022 V [H1] 5 0,01 mol/L
 Como foi dado 1 litro de solução, esses são os valores presentes. Portanto, H1 a ser neutralizado: 
117
0,1 mol 2 0,01 mol V 0,09 mol de H1
 
Mg(OH)2 1 2 H
1
Mg21 1 2 H2O
58 g 2 mol
x 5 2,61 g de Mg(OH)2
x g 0,09 mol
Alternativa b
Exercícios complementares 
 54. O trecho “(...) interação da cal (CaO) com a água presente no solo, gerando hidróxido de cálcio 
(Ca(OH)2) (...)” corresponde à equação:
 CaO 1 H2O Ca(OH)2.
 O trecho “(...) hidróxido de cálcio (Ca(OH)2), que reage com os íons H
1 (dos ácidos), ocorrendo, então, 
a formação de água e deixando íons Ca21 no solo” corresponde à equação:
 Ca(OH)2 1 2 H
1 Ca21 1 2 H2O
Alternativa c
 55. De acordo com a tabela, o primeiro grupo de alunos encontrou valores de pH compreendidos entre 
4,5 e 6,0 — isto é, a solução inicial era ácida. Com a diluição da solução inicial de 100 mL para 200 mL, 
a concentração do ácido e a do [H1] diminuem, tornando a solução final menos ácida. Desse modo, 
o pH tende a aumentar, assumindo valores entre 5,0 e 7,0.
Alternativa c
 56. I: [H1] 5 1023 mol/L Æ pH 5 3
 II: [OH2] 5 1025 mol/L Æ [H1] 5 1029 mol/L Æ  pH 5 9
 III: [OH2] 5 1028 mol/L Æ [H1] 5 1026 mol/L Æ pH 5 6
 Somente podem ser lançados em rios, sem tratamento prévio, os efluentes com pH compreendido 
entre 5 e 8, ou seja, os da indústria III, somente.
Alternativa c
 57. pH 5 14 V pOH 5 0 V pOH 5 2log [OH2] 5 0 V [OH2] 5 1 mol/L 
Alternativa a
 58. No caso, a desmineralização corresponde a um deslocamento do equilíbrio para a direita. Das opções 
apresentadas, somente o vinagre (que é ácido) poderá deslocar o equilíbrio para a direita, visto que 
seus H1 irão reagir com os OH2 do segundo membro da equação.
Alternativa c
 59. A constante de equilíbrio independe do pH da solução. Como o ácido acético é fraco, o pH da solução 
não será elevado e o componente majoritário da solução é o CH3COOH. Em meio ácido, o equilíbrio 
é deslocado para a esquerda, diminuindo o grau de ionização do ácido acético.
Alternativa a
 60. Considerando que as três soluções têm a mesma concentração (0,01 mol/L), a ordem crescente 
de Ka (4 ? 10
210 , 2 ? 1024 , 1 ? 1022) indica a força crescente dos ácidos e pH cada vez menores.
 Portanto, a resposta é a alternativa d: pH(H2SO3) , pH(HCO2H) , pH(HCN) , 7 (todos menores que 7, porque 
todos são ácidos).
 61. Analisando os ácidos da tabela, verifica-se que o ácido acético é o mais fraco (maior pH), pois apresenta 
o menor valor de Ka. Já o ácido fluorídrico é o mais forte (menor pH), pois apresenta o maior valor de Ka.
Alternativa d
 62. K 5 
[H2SO4] ___________ 
[H1][HSO24]
 V 3,0 ? 101 5 0,6 _________ 
[H1] ? 0,2
 V [H1] 5 1021 V pH 5 1
Alternativa a
 63. A questão diz que AAS é um monoácido: 
 
HA H
1 1 A2
Início: 3,3 ? 1024 0 0
Dissociação: x x x
No equilíbrio: (3,3 ? 1024 2 x) x x
118
 Ka 5 
[H1] [A2]
 _________ 
[HA]
 V 3 ? 1025 5 x
2
 _______________ 
(3,3 ? 1024 2 x)
 
 Em ácidos muito fracos, o valor de x é muito pequeno e podemos considerar (3,3 ? 1024 2 x) como 
praticamente igual a 3,3 ? 1024. Donde:
 3 ? 1025 5 x
2
 __________ 
3,3 ? 1024
 V x2 5 9,9 ? 1029 V  x2  1029 V x  1024
 Se x 5 [H1]  1024 mol/L V pH  4
Alternativa d
 64. O pH 5 7,5 dado é intermediário entre pH 5 7 e pH 5 8, nos quais temos [H1] 5 1027 e [H1] 5 1028 
respectivamente. Sem efetuar nenhum cálculo, podemos verificar que, dentre as alternativas dadas, 
o único valor compreendido entre 1027 e 1028 é 3,16 ? 1028 mol/L.
Alternativa c
 65. pH 5 4 V [H1] 5 1024
 quantidade de H1 V n 5 MV V n 5 1024 ? 0,6 mol de H1
 
AL(OH)3 1 3 H1 AL31 1 3 H2O
3 mol 27 g
0,6 ? 1024 mol x g x 5 5,4 ? 1024 g de AL ou 0,54 mg de AL
Alternativa b
2.4. A medida do valor de pH na prática
Os indicadores ácido-base são, em geral, substâncias orgânicas complexas. Aos três que mencio-
namos na página 264 correspondem as seguintes fórmulas estruturais:
• fenolftaleína: • azul de bromotimol:
OH
OH
O
O
SO3H
Br Br
Br
HO O
BrC
• alaranjado de metila:
CH3
CH3
N N N SO3Na
Questões 
a) A primeirae a segunda cores devem ser bem diferentes, para que se possa perceber com facilidade a 
mudança de cor; a mudança de cor deve ser rápida, quando é adicionado um excesso de ácido ou base.
b) A mudança de cor de cada indicador ocorre em uma faixa de pH específica. Portanto, se aquele indicador 
causa mudança na cor da solução, sabemos que seu pH está dentro da faixa de viragem do indicador.
c) A chuva, em locais não poluídos, possui caráter naturalmente ácido devido à presença do ácido 
carbônico, resultante da reação entre o dióxido de carbono do ar e a água.
d) Dentre os indicadores apresentados, o azul de bromotimol é o mais apropriado.
e) A concentração de H1 dessa amostra (pH 5 4,0) é 31,6 vezes maior que a de uma amostra de 
chuva naturalmente ácida (pH 5 5,5).
Observação:
 pH 5 4 V [H1]1 5 1024 mol/L
 pH 5 5 V [H1]2 5 1025,5 mol/L
 Relação: 
[H1]1 _____ 
[H1]2
 5 
1024
 ______ 
1025,5
 5 101,5 5 101 ? 100,5 5 3,16 ? 101 5 31,6
119
Atividade prática 
Professor, não se esqueça de descartar/destinar corretamente o material utilizado nesta ativida-
de. Comente com os alunos a importância dessa atitude e as possíveis consequências do descarte 
feito de maneira incorreta. Sobre esse assunto, se necessário, releia o texto das páginas 12 e 13 
deste Suplemento para o professor.
Uso de indicadores
Respostas das perguntas
	 1.	 • Têm caráter ácido: o suco de limão, o suco de laranja e o vinagre;
 • Têm carater básico: antiácidos estomacais, detergente, sabão e sabonete (há sabonetes neutros);
 • O repolho-roxo, em meio ácido, é vermelho e, em meio básico, é de violeta para verde.
 Observação:
 Note que as cores podem variar com o tipo de repolho-roxo e com as condições de preparação 
das soluções.
 2. A fenolftaleína em meio ácido é incolor e só adquire a cor rósea (ou avermelhada) acima de pH 5 9.
Exercícios básicos 
 66. [H1] 5 10212 mol/L Æ pH 5 12 e pOH 5 2
 Assim, a cor do indicador nessa solução de hipoclorito de sódio é verde (pH . 7).
Alternativa a
 67. É aconselhável fazer um diagrama representando os dados do problema:
verde de metila
vermelho de fenol
fenolftaleína
���������
0,2 1,8
6,6 8,0
8,2 10,0
amarelo azul
amarelo
incolor
vermelho
vermelho
caráter ácido
 O produto tem caráter ácido. Logo, só pode ser o ácido muriático.
Alternativa d
 68. Com o verde de bromocresol, o estudante obteve a coloração verde, o que indica que o pH da solução 
é maior que 5,4. Com o azul de bromotimol, o estudante obteve a coloração amarela, o que indica 
que o pH da solução é menor que 6,0.
Alternativa d
 69. Exercício resolvido.
 70. CO2 1 H2O H2CO3
indicador:
solução neutra 
(pH 5 7) verde
ácido (pH , 7)
amarelado
Alternativa d
3. Hidrólise de sais
Questões 
a) Porque esses sais podem reagir com a água, liberando íons H1 ou OH2 na solução, tornando-a, 
respectivamente, ácida ou básica.
b) CaCO3 — carbonato de cálcio.
c) Sim. Como o calcário é um sal de base forte (Ca(OH)2) e ácido fraco (H2CO3), ao sofrer hidrólise, 
produz meio básico.
a
d
il
so
n
 s
ec
c
o
120
d) CaCO3 (s) Ca
21 (aq) 1 CO23
2 (aq)
 CO23
2 (aq) 1 2 H2O (L) H2CO3 (aq) 1 2 OH2 (aq) 
 CaCO3 (s) 1 2 H2O (L) H2CO3 (aq) 1 Ca21 (aq) 1 2 OH2 (aq)
Exercícios básicos 
 71. NaHCO3 1 H2O H2CO3 1 NaOH
 ácido fraco base forte
Alternativa c
 72. CH3COONa 1 H2O CH3COOH 1 NaOH
 pH básico ácido fraco base forte
 CH3COOK 1 H2O CH3COOH 1 KOH
 pH básico ácido fraco base forte
 KCL 1 H2O HCL 1 KOH
 pH neutro ácido forte base forte
 NH4CL 1 H2O HCL  1 NH4OH
 pH ácido ácido forte base fraca
 NaCL 1 H2O HCL  1 NaOH
 pH neutro ácido forte base forte
Alternativa b
 73. a) e b) Na solução I (NaCL), não há hidrólise (pH 5 7).
 Na solução II (NaF), hidrolisa o íon F2 do ácido fraco HF:
 F2 1 H2O HF 1 OH
2
 
# meio básico (pH . 7).
 Na solução III (NH4CL), hidrolisa o íon NH1 da base fraca NH4OH:
 NH4
1 1 H2O NH4OH 1 H
1
 
# meio ácido (pH , 7)
 Portanto, a ordem crescente de acidez é NaF, NaCL, NH4CL.
 74. É aconselhável fazer um diagrama representando os dados do problema:
amarelo azul
B A C
Azul de bromotimol
NH4CL e HCL NaHCO3 , NaCLO e NaOH
ácido básico6,0 7,6
Alternativa a
 75. Para que ocorra predominância da cor azul, o pH deve ser menor que 5,5. Como o solo está com 
pH igual a 7,5, é necessário adicionar um sal de comportamento ácido. Isso somente ocorre no 
caso II.
Alternativa c
 76. Fe31 1 3 H2O Fe(OH)3 1 3 H
1
 AL31 1 3 H2O AL(OH)3 1 3 H1
Alternativa b
 77. NaCLO 1 H2O HCLO 1 NaOH
 ou Na1 1 CLO2 1 H2O HCLO 1 Na
1 1 OH2
 isto é: CLO2 1 H2O HCLO 1 OH2
 O OH2 liberado torna a solução básica (pH . 7).
Alternativa d
 78. a) NH4NO3 1 H2O HNO3 1 NH4OH
 NH14 1 NO
2
3 1 H2O H
1 1 NO23 1 NH4OH
 NH4
1 1 H2O H
1 1 NH4OH @ Kh 5 [H1] ? [NH4OH] ______________ [NH41] # 
121
 b) KNO2  H2O HNO2  KOH
 K  NO2  H2O HNO2  K
  OH
 NO2
  H2O HNO2  OH
 @ Kh  [HNO2]  [OH] ______________ [NO2] # 
 c) CH3COONH4  H2O CH3COOH  NH4OH @ Kh  [CH3COOH]  [NH4OH] ____________________ [CH3COONH4] # 
 79. Exercício resolvido.
 80. Considerando que a dissociação 
KCN K  CN é completa, concluímos que o 0,0005 mol/L de KCN produzirá 
0,0005 mol/L de K e 0,0005 mol/L de CN.
 Somente o CN (“íon fraco”) irá hidrolisar
 
 2%
CN  H2O HCN  OH

Molaridade inicial 0,0005 zero zero
Hidrolisaram-se 105 105 105
Molaridades em equilíbrio 4,9  104 105 105
 • Cálculo da constante de hidrólise, Kh:
 Kh  
[HCN]  [OH]
 _____________ 
[CN]
  
(105)  (105)
 _____________ 
4,9  104
 Æ Kh  2  107
 • Cálculo do pH:
 [OH]  105 mol/L Æ pOH  log 105 Æ pOH  5 Æ pH  9
 81. Exercício resolvido.
 82. Cálculo da constante de hidrólise:
 Kh  
Kw ___ Ka
 Æ Kh  
1  1014
 ________ 
5  104
 Æ Kh  2  1011

 α
NO2
  H2O HNO2  OH

Molaridade inicial 5  102 zero zero
Hidrolisaram-se 5  102  α 5  102  α 5  102  α
Molaridade no equilíbrio 5  102  5  102  α 5  102  α 5  102  α
 Kh  
[HNO2]  [OH
]
 ______________ 
[NO2
]
 Æ 5  10
2  α  5  102  α ______________________ 
5  102 (1  α)
  2  1011
 Considerando  pequeno, temos que 1    1
 5  102  α2  2  1011 Æ α  2  105
 [OH]  5  102  α  5  102  2  105 Æ [OH]  106 Æ pOH  6
 Como pH  pOH  14, temos que pH  8
Alternativa b
Exercícios complementares 
 83. Como o pH do solo é igual a 6,0, é necessário adicionar algum composto de caráter ácido para 
atingir o pH ideal, entre 4,0 e 5,0. Somente o AL2(SO4)3 possui caráter ácido.
Alternativa a
 84. A comparação dos pH depende da comparação das reações de hidrólise:
 FeCL2 V Fe2  2H2O Fe(OH2)  2 H pH  7
 
FeCL3 V Fe3  3H2O Fe(OH3)  3 H pH  7
 MgCL2 V não hidrolisa não hidrolisa pH  7
 KCLO2 V CLO2  H2O HCLO2  OH pH  7
122
 Portanto, a ordem decrescente de pH é:
KCLO2 . MgCL2 . FeCL2 . FeCL3
Alternativa c
 85. O bicarbonato de sódio sofre hidrólise segundo a equação: HCO3
2 1 H2O H2CO3 1 OH
2
 O OH2 liberado pode aumentar o pH da saliva.
Alternativa e
 86. Em 0,950 g de CaCO3, temos: n 5 
m ___ M V n 5 
0,950
 ______ 100 V n 5 0,0095 mol de CaCO3
 Em 100 mL de HCL a 0,2 mol/L, temos: n 5 MV V n 5 0,2 ? 0,1 V n 5 0,02 mol de HCL
 CaCO3 1 2 HCL CaCL2 1 H2O 1 CO2
	 		 123	 	 123
 Temos: 0,0095 mol 0,0200 mol
 Só reagem: 0,0095 mol 2 ? 0,0095 mol
 Sobram: zero 0,0010 mol de HCL (em 100 mL de solução)
 M 5 0,0010 _______ 0,1 V M 5 0,01 V M 5 10
22 mol de HCL (ou de H1) V pH 5 2
 A solução final só contém CaCL2 1 H2O 1 excesso de HCL, sendo, portanto, incolor.
Alternativa d
 87. a) A solução é básica devido à hidrólise:
 OCL2 1 H2O HOCL 1 OH2
 b) Em 0,34 mol de NaOCL, temos:
m 5 nM  V m 5 0,34 ? 74,5  V m 5 25,33 g de NaOCL
1 L de água sanitária (d 5 1 g/mL) corresponde a 1.000 g de solução;logo:
 1.000 g de solução 25,33 g de NaCL
 100 g de solução x g de NaCL
x 5 2,533%x 5 2,533 g V
 88. O ácido mais fraco é o de menor valor de Ka. Nesse caso, é o HCN (Ka 5 4,0 ? 10
210). Sendo o menos 
ionizado, terá maior pH.
Alternativa c
 89. Considerando que os ácidos têm a mesma concentração, concluímos que a solução mais ácida (e, 
portanto, de pH mais baixo) será a do ácido mais forte.
 Logo: pHx , pHy 
 Sendo soluções de monoácidos e tendo a mesma concentração, elas irão consumir volumes iguais, 
da mesma solução básica, para suas neutralizações.
 Portanto: Vx 5 Vy
Alternativa e
Questões sobre a leitura 
Acidez estomacal 
 90. Substâncias básicas e sais que formam soluções básicas.
 91. [H1] 5 0,01 mol/L V [H1] 5 1022 mol/L
 Como pH 5 2log [H1], vem:
 pH 5 2log 1022 V pH 5 2
Alternativa a
 92. a) NaHCO3 Na
1 (aq) 1 HCO3
2 (aq)
 b) pH 5 2 [H1]1 5 10
22
 pH 5 7 [H1]2 5 10
27
razão 5 
[H1]1 _____ 
[H1]2
 5 
1022
 _____ 
1027
 5 105
Quando pH 5 2, temos: pOH 5 14 2 2 V pOH 5 12
123
 93. Quantidade de Mg(OH)2: n 5 
m ___ M 5 
64,8
 _____ 58,3 V n 5 1,11 mol Mg(OH)2
 em 1 litro 5 1.000 mL 1,11 mol
 em 2 colheres 5 9 mL x mol
x 5 0,0099 q 0,01 mol Mg(OH)2
 Mg(OH)2 1 2HCL MgCL2 1 2H2O
 
 1 mol 2 mol
 0,01 mol x mol
x 5 0,02 mol HCL
Alternativa a
Equilíbrios heterogêneos
C
a
p
ít
u
lo
8
Infográfico 
O infográfico mostra como o CO2 lançado na atmosfera também interfere na vida marinha, alterando 
a composição química dos oceanos por meio de reações de equilíbrio químico. É importante que o pro-
fessor mostre que, por serem reações reversíveis e estarem relacionadas, a alteração da concentração 
de uma substância pode alterar a concentração de todas as outras.
Assim a noção de deslocamento de equilíbrio ficará mais clara e ainda podem ser levantadas discus-
sões acerca de o quanto o excesso de gás carbônico lançado na atmosfera é prejudicial.
1. Introdução
É importante alertar os alunos para que, ao resolver os exercícios deste capítulo, observem se a 
questão se refere a um equilíbrio heterogêneo.
2. Aplicação da lei da Ação das Massas aos equilíbrios heterogêneos
Questões 
a) Fe2O3 (s) 1 3 CO (g) 2 Fe (s) 1 3 CO2 (g)
b) É heterogêneo, pois os participantes se encontram em duas fases diferentes, sólida e gasosa. 
c) Kc 5 
[CO2]
3
 ______ 
[CO]3
 
d) Não. Os sólidos ferro metálico e hematita participam da reação, mas suas concentrações, por 
serem constantes, já estão incluídas na constante matemática de Kc.
REflEtInDO
Por se tratar de um tema complexo para os alunos, a primeira questão é direta e tem por ob-
jetivo despertar o entendimento dos alunos sobre os equilíbrios que envolvem o conceito de fases 
(estados físicos) dos compostos das reações.
Na segunda questão, os alunos devem representar, na linguagem química (reação simplificada 
de equilíbrio), a dissolução dos corais. Assim, é dado para os alunos um significado acerca dos fe-
nômenos microscópico e macroscópico (o coral).
Respostas:
1. Os participantes que concorrem entre si para se ligar com o cálcio são o carbonato CO3
22 e o bicar-
bonato (HCO3
2). O CaCO3 é pouco solúvel (coral), enquanto o Ca(HCO3)2 é mais solúvel e abundante, e 
tende a dissolver os corais. Portanto, as fases envolvidas são, respectivamente, sólida e líquida.
2. A reação simplificada da dissolução dos “corais” em meio ácido é:
CaCO3 (s) 1 [H
1] (aq) Ca(HCO3)2 (aq)
124
Exercícios básicos 
 1. a) Kp 5 
PCO2
 ____ PCO
 
 b) Kp 5 PO2
 c) Kp 5 
1 ___ PO23
 
 2. Convém observar que a reação ocorre em um sistema heterogêneo. A concentração do enxofre não 
varia durante a reação, por se tratar de um reagente sólido — esse fato é retratado pela horizontal III. 
O O2 é gasto em função do tempo e está representado pela curva I; inversamente, o SO2 é produzido 
e está representado pela curva II.
Alternativa c
 3. Kp 5 
P2CO ____ PCO2
 V Kp 5 
(8,0)2
 ______ 4,0 Æ  Kp 5 16,00 atm
Alternativa e
 4. Kc 5 
[CO2]
3
 ______ 
[CO]3
 V Kc 5 
4,03
 _____ 
5,43
 V Kc 5 0,4 (nesse caso, Kp 5 Kc 5 0,4, pois ∆n é igual a zero)
Alternativa c
	 5. Exercício resolvido.
 6. Kp 5 PNH3 ? PHCL V 0,25 5 PNH3 ? PHCL   V
    V  0,25 5	x ? x Æ x 5 0,50 atm
 A pressão total do sistema (PT) é dada por:
 PT 5 PNH3 1 PHCL 5 0,50 1 0,50 Æ PT 5 1 atm
 7. Exercício resolvido.
 8. Dn 5 (1 1 1) 2 0 5 2
 Kp 5 Kc (RT)
Dn Æ  
Kp
 ___ Kc
 5 (RT)2
Alternativa d
 9. Exercício resolvido.
Exercícios complementares 
 10. Kc 5 [CO]
2  (Sólidos não entram na expressão do Kc.)
Alternativa e
 11. Para que um sistema químico tenha uma constante de equilíbrio, em termos de pressões parciais, 
independente da unidade escolhida para medir essas pressões, o número de mols de gases dos 
reagentes deve ser igual ao número de mols de gases dos produtos.
Alternativa a
 12. CaO (s) 1 CO2 (g) CaCO3 (s)
 Kp 5 
1 ____ PCO2
 V Kp 5 
1 __________ 
4,0 ? 1022
 V Kp 5 25 atm21
 13. NH3 (g) 1 HCL (g) NH4CL (s)
 Kp 5 
1 _________ pNH3 ? pHCL
  
 Considerando que os volumes iniciais de NH3 e HCL são iguais e que a reação se processa na pro-
porção de 1 mol de NH3 para 1 mol de HCL, concluímos que, no equilíbrio, pNH3 5 pHCL. Como a pressão 
total (P 5 pNH3 1 pHCL) é igual a 1 atm, concluímos que pNH3 5 pHCL 5 0,5 atm.
 Portanto: Kp 5 
1 _________ 0,5 ? 0,5 V  Kp 5 4 atm
22
125
Aumento de
pressão
Adição de
CaCO3 (s)
Adição de
CO2 (g)
CaCO3 (s) CaO (s)
CO2 (g)
CaCO3 (s) CaO (s)
CO2 (g)
CaCO3 (s) CaO (s)
CO2 (g)
CaCO3 (s)
aumenta
CaO (s)
diminui
CO2 (g)
diminui
CO2 (g)
aumenta
aumenta
CaCO3 (s)
diminui
CaCO3 (s) CaO (s)
CO2 (g)
Não 
desloca o 
equilíbrio
Aumento de
temperatura
CaCO3 (s) CaO (s)
CO2 (g)
CaO (s)
CaCO3 (s)
aumenta
CaO (s)
diminui
CO2 (g)
diminui(adição)
(adição)
 14. PT 5 PNH3 1 PH2O 1 PCO2 V PT 5 0,90 atm
 As pressões parciais dos gases devem ser iguais, ou seja, igual a 0,30 atm.
 KP 5 PNH3 ? PH2O ? PCO2 # KP 5 (0,30)
3 Æ 
    Æ Kp 5 0,027 atm3
 15. Kc 5 
[H2]
4
 ______ 
[H2O]
4 5 4,8 ? 10
22
 Sendo 4,8 ? 1022 menor que 1, concluímos que [H2O] . [H2] 
Alternativa b
3. Deslocamento do equilíbrio heterogêneo
Questões 
a) CaCO3 (s) CaO (s) 1 CO2 (g)
b) O equilíbrio é deslocado para a direita, ou seja, as quantidades de CO2 e de CaO são aumentadas.
c) 
il
u
st
ra
ç
õ
es
: a
d
il
so
n
 s
ec
c
o
Exercícios básicos 
 16. Exercício resolvido.
 17. O equilíbrio só é deslocado quando há variação do número de mols dos gases durante a reação. 
Isso ocorre apenas na reação CaCO3 (s) CaO (s) 1 CO2 (g) .
Alternativa d
 18. A retirada de parte da glicose (alternativa a) não desloca o equilíbrio, pois a glicose é sólida. A adição 
de água (alternativa d) também não desloca o equilíbrio, pois a água é líquida.
Alternativa e
 19. A adição de hidróxido de sódio desloca o equilíbrio para a direita devido ao aumento da concentração 
de íons OH2.
Alternativa e
126
 20. A decomposição do Ag2CO3 é endotérmica, pois o aumento de temperatura desloca o equilíbrio para 
a direita (aumenta a produção de CO2). Um aumento de pressão só age sobre o CO2, que é gasoso, 
deslocando o equilíbrio para a esquerda e diminuindo a quantidade de CO2 no equilíbrio.
Alternativa b
 21. No laboratório, a reação Na2CO3 1 CaCL2 CaCO3^ 1 2 NaCL praticamente só ocorre 
no sentido em que foi escrita (ou seja, praticamente não é reversível). Na natureza, porém, com o 
grande excesso de NaCL e depois de um tempo bastante longo, a reação inversa acaba ocorrendo.
Alternativa d
 22. As pessoas X e Y consomem produtos ácidos: suco de laranja (pH 5 3) e água com gás (pH 5 4), 
respectivamente. O H1, presente nessas soluções, consome o OH2 do segundo membro da equação 
dada, deslocando o equilíbrio para a direita, ou seja, dissolvendo a hidroxiapatita.
Alternativa c
 23. Exercício resolvido.
 24. Adicionando gotas de limão ao refrigerante, o equilíbrio se desloca paraa esquerda no sentido de 
formação de mais CO2 devido ao aumento da concentração de íons H
1. Abrindo a garrafa em uma 
cidade com maior pressão atmosférica e/ou acrescentando mais água ao refrigerante, o equilíbrio 
se desloca para a direita.
Alternativa b
 25. a) CoCL2 (s)
Azul
 1 2 H2O (g) 
Rosa
CoCL2 ? 2 H2O (s)
 b) Em dias úmidos, como a quantidade de água é maior, o equilíbrio é deslocado para a direita, 
produzindo o sal hidratado e fazendo predominar a cor rosa. Em dias secos ocorre deslocamento 
em sentido contrário, predominando a cor azul do sal anidro.
Exercícios complementares 
 26. A reação direta (formação da água) nos três processos é exotérmica. Assim, diminuindo a tem-
peratura, o equilíbrio se desloca no sentido de formação dos produtos. Além disso, o aumento da 
pressão e/ou o aumento da concentração de H2 também desloca o equilíbrio para a direita.
 27. a) Kc 5 
[WI6] ______ 
[I2]
3 Kp 5 
PWI6
 ____ PI2
3
 
 b) A formação do WI6 (g) é exotérmica, porque o equilíbrio é deslocado para a direita quando a 
temperatura diminui.
 28. A solução II, de CaCL2, porque tem o íon Ca21 comum com o CaSO4 e a solução III, de MgSO4, porque 
tem o íon SO24
2 comum com o CaSO4.
 Alternativa c
 29. O adubo contendo NH4NO3 introduz no solo os íons NH4
1 e NO23. O íon NH4
1 desloca o equilíbrio para a 
direita (lado do Na1).
 Alternativa a
 30. As molaridades do Na2SO4 e do AL2(SO4)3 são iguais, mas enquanto o Na2SO4 só produz um íon SO242, 
o AL2(SO4)3 produz três íons SO242, forçando ainda mais a precipitação do BaSO4.
 31. Como a reação 2 é reversível, a prata “escurecida” pode voltar à sua forma incolor. Os sais de prata 
escurecem com a luz na presença de sais de cobre (a luz favorece a reação no sentido da esquerda 
para a direita). A luz fornece a energia necessária para o sal de prata escurecer; na falta de luz, a 
reação 2 ocorre no sentido de regenerar o sal de prata.
Alternativa c
4. Produto de solubilidade (KPS)
Questões 
a) Não, pois solubilidade é a quantidade máxima de soluto que conseguimos dissolver numa certa 
quantidade de solvente, a uma determinada temperatura, e produto de solubilidade é o nome 
dado a uma constante de equilíbrio.
127
b) Não existem sais insolúveis. Alguns sais apresentam solubilidade extremamente baixa, e por 
essa razão são chamados, algumas vezes, de sais insolúveis. Mas devemos evitar essa expres-
são porque ela pode passar um conceito equivocado.
c) • 
BaSO4 (s) Ba
21 (aq) 1 SO4
22 (aq)
BaCO3 (s) Ba
21 (aq) 1 CO3
22 (aq)
	 • 
Para BaSO4: KPS 5 [Ba
21] ? [SO4
22]
Para BaCO3: KPS 5 [Ba
21] ? [CO3
22]
Pesquisa 
Pesquisando esses sites, o aluno poderá concluir que os corais contêm grande quantidade de CaCO3, 
que faz parte de sua estrutura, e observar que eles estão presentes apenas em regiões de mar quente.
Como o efeito da temperatura afeta a solubilidade de gases em água (os gases geralmente são 
mais solúveis em águas frias), nos mares frios a baixa temperatura faz com que muito CO2 do ar esteja 
dissolvido na água e essa alta concentração de CO2 desloca o equilíbrio:
CaCO3 (s) 1 CO2 (aq) 1 H2O (L) H2CO3 (aq) 1 CaCO3 (s) Ca12 (aq) 1 2 HCO23 (aq)
no sentido da produção de Ca12 (aq) 1 2 HCO23 (aq), dissolvendo o CaCO3 dos corais. Já em locais quentes, 
ao contrário, o CO2 é expulso da água e o equilíbrio é deslocado para a formação do CaCO3.
Com o aumento de CO2 na água, o equilíbrio CO2 (g) 1 H2O (L) H2CO3 (aq) é deslocado para a 
direita, ou seja, há a formação de H2CO3, agravando-se assim a concentração de ácido carbônico no oceano. 
Com o aumento da concentração de H2CO3, o equilíbrio H2CO3 (aq) 1 CaCO3 (s) Ca(HCO3)2 (aq) 
é deslocado para a direita, no sentido do aumento de concentração de Ca(HCO3)2, ou seja, há o aumen-
to da dissolução do carbonato de cálcio, comprometendo assim a formação de esqueletos e conchas 
calcárias.
Exercícios básicos 
 32. a) KPS 5 [Ca
21][SO4
22] 
 b) KPS 5 [Pb
21][CL2]2
 c) KPS 5 [Bi
31]2[S22]3
 33. a) HgS Hg21 1 S22	 	 	 c) Fe(OH)3 Fe
31 1 3 OH2
KPS 5 [Hg
21][S22] KPS 5 [Fe
31][OH2]3
 b) Ca(OH)2 Ca
21 1 2 OH2
KPS 5 [Ca
21][OH2]2
 34. Quanto maior for o valor de KPS, mais solúvel será a substância. Nesse caso, a substância mais 
solúvel em água é o Ba(OH)2 (maior KPS) e a menos solúvel é o HgS (menor KPS).
Alternativa d
 35. Exercício resolvido.
 36. PbCL2 Pb21 1 2 CL2
 1,6 ? 1022 mol/L 1,6 ? 1022 mol/L 1 3,2 ? 1022 mol/L
 KPS 5 [Pb
21] ? [CL2]2 V KPS 5 (1,6 ? 1022) ? (3,2 ? 1022)2 Æ KPS 5 1,64 ? 1025
Alternativa e
 37. Mg(OH)2 (s) Mg
21 (aq) 1 2 OH2	(aq)
 1024 mol/L 1024 mol/L 1 2 ? 1024 mol/L
 KPS 5 [Mg
21][OH2]2 Æ KPS 5 (1024) ? (2 ? 1024)2 Æ  KPS 5 4 ? 10212 (mol/L)3
Alternativa b
 38. Exercício resolvido.
128
 39. BaSO4 Ba
21 1 SO4
22
 M M M
 KPS 5 [Ba
21][SO4
22] Æ 1,1 ? 10210 5 M2 Æ M 5 1,0 ? 1025 mol/L
 Como a massa molar de BaSO4 vale 233 g/mol:
 
1 mol BaSO4 233 g de BaSO4 x 5 2,33 ? 1023 g/L
 1,0 ? 1025 mol BaSO4 x g
Alternativa b
 40. BA B1 1 A2 
M M M
 KPS 5 [B
1][A2] V KPS 5 M2 V M2 5 1,6 ? 1029 V M2 5 16 ? 10210 V 
           V M 5 4 ? 1025 mol/L
 Sendo a massa molar 125 g/mol (dada), temos: 
 C 5 MM V C 5 125 ? 4 ? 1025 V C 5 5 ? 1023 g/L
 Concluímos então que:
1 L 5 1.000 mL 5 ? 1023 g
800 mL x g
x 5 4 ? 1023 g
Alternativa c
 41. Exercício resolvido.
 42. AgOH Ag1 1 OH2 KPS 5 [Ag
1] [OH2] 5 1,0 ? 1028
 Sendo [Ag1] 5 [OH2], temos:
 KPS 5 [OH
2] [OH2] V KPS 5 [OH2]2 5 1,0 ? 1028 V [OH2] 5 1024 V pOH 5 4 V pH 5 10 
Alternativa c
 43. Exercício resolvido.
 44. Ca3(PO4)2 3 Ca
21 1 2 PO4
32
	 	 Cálculo do KPS:
 KPS 5 [Ca
21]3 [PO4
32]2 V 1 ? 10225 5 [2 ? 1023]3 [PO432]2 V [PO432]2 5 
1 ? 10225
 ________ 
8 ? 1029
 V 
 V [PO432]2 5 0,125 ? 10216 V [PO432] 5 0,353 ? 1028 mol/L V
 V  [PO432] 5 3,53 ? 1029 mol/L
 45. PbCL2 Pb21 1 2 CL2
 KPS 5 [Pb
21][CL2]2 V [Pb21] 5 
KPS ______ 
[CL2]2
 5 
1,60 ? 1025
 ___________ 
(0,40)2
 V [Pb21] 5 1,00 ? 1024 mol/L
Alternativa a
 46. Exercício resolvido.
 47. A presença do íon OH2, proveniente do NaOH adicionado, força a precipitação de uma nova quantidade 
de Fe(OH)3, devido ao efeito do íon comum (Princípio de Le Chatelier), que irá deslocar o equilíbrio 
Fe(OH)3 Fe
31 1 OH2 para a esquerda.
 48. MyAw M
w1 1 Ay2
	 	 Como a solução está saturada, o aumento da concentração de íons Mw1 fará com que ocorra a 
precipitação do MyAw, pois o equilíbrio irá se deslocar para a esquerda.
Alternativa a
Exercícios complementares 
 49. A maior ou menor condutividade elétrica mede a maior ou menor solubilidade da substância (de-
terminada pelo seu KPS). Pelos valores dos KPS dados, a solubilidade está na ordem 
 Ca(OH)2 . Mg(OH)2 . Zn(OH)2 .
Alternativa b
129
 50. Devemos observar que, nesse gráfico, todos os valores de concentração estão multiplicados por 105. 
Assim, no ponto 1,0 do eixo das abscissas, temos:
 [SO4
22] ? 105 5 1,0  V [SO422] 5 1025 mol/L
 Analogamente, no ponto 1,0 das ordenadas, temos:
 [Ba21] ? 105 5 1,0  V [Ba21] 5 1025 mol/L
 Logo, calculando o KPS, temos:
 KPS 5 [Ba
21] [SO4
22] 5 1025 ? 1025  V KPS 5 10210 
 51. CsCL Cs1 1 CL2
 S S S
 Ks 5 S ? S Æ S 5 d XXX Ks 
Alternativa b
 52. A adição de Br2 proveniente do KBr deslocará o equilíbrio para a direita, diminuindo a solubilidade 
do AgBr.
Alternativa b
 53. a) O mais indicado é o íon sulfeto (S22), pois KPS do sulfeto de chumbo (4 ? 10
228) é o menor do KPS 
dados, o que produzirá a maior precipitação possível do Pb21.
 b) KPS 5 [Pb
21][S22] V [Pb21 ] ? [1 ? 1023] 5 4 ? 10228 V [Pb21] 5 4 ? 10225 mol/L
 54. a) Ca(OH)2 Ca
21	 1	 2 OH2
 0,023 mol/L 0,023 mol/L 0,046 mol/L
 [OH2] 5 0,046 mol/L
 b) No frasco 4, pois maior solubilidade Æ [OH2] maior Æ pOH menor Æ pH maior
 55. Na solução 1023 M de MgCL2: [Mg21] 5 1023 mol/L
 O KPS do Mg(OH)2 é dado por [Mg
21][OH2]2 e vale 10211; assim, temos:
 [Mg21][OH2]2 5 10211 V 1023 ? [OH2]2 5 10211 V
    V  [OH2]2 5 10211
 _____ 
1023
 V [OH2]2 5 1028 V [OH2] 5 1024 mol/L V pOH 5 4 e pH 5 10
 56. a) BaSO4 Ba
21 1 SO4
22
 x x
 KPS 5 x ? x
 Æ x2 5 1,6 ? 1029 Æ  x2 5 16 ? 10210 V x 5 4 ? 1025
 π [Ba21] 5 4,0 ? 1025 mol/L
 b) Porque a presença dos íons SO4
22, provenientes do K2SO4, desloca o equilíbrio 
BaSO4 Ba
21 1 SO4
22	 para a esquerda, diminuindo a concentração de íons Ba21, que 
são tóxicos.
 57. a) Seja (x) mol/L a concentração do CaF2; temos então:
CaF2 Ca
21	 1	 2 F2	 123	 	 123	 123
 100%
 x x 2x
 Calculando o KPS, temos:
 KPS 5 [Ca
21][F2]2 V x ? 4x2 5 3,2 ? 10211 V x3 5 8 ? 10212 V x 5 2 ? 1024
 Portanto: [F2] 5 2 ? 2 ? 1024 V [F2] 5 4 ? 1024 mol/L V [F2] 5 4 ? 1024 ? 19 g/L V
 V [F2] 5 7,6 mg/L V [F2] 5 7,6 ppm . 1 ppm
b)
CaF2 Ca21 1 2 F
2
1
2
3
H1 1 F2 HF
AL31 1 3 H2O AL (OH)3 1	 3 H
1
Sendo HF um ácido fraco, ele retira F2 do primeiro equilíbrio, deslocando-o para a direita, isto é, 
aumentando a solubilidade do CaF2.
130
Questões sobre a leitura 
A formação de estalactites e de estalagmites 
 58. As estalactites são formadas a partir da precipitação do carbonato de cálcio dissolvido na água 
da chuva, que é ácida e dissolve rochas calcárias. A diminuição do pH marinho também dissolve a 
cobertura calcária dos corais.
 59. Na reação de equilíbrio em que se forma o ácido carbônico, o único participante no estado gasoso 
é o CO2. Aumentando a pressão, o equilíbrio é deslocado no sentido contrário à formação do CO2, 
aumentando sua dissolução na água.
 60. A água da chuva, por ser levemente ácida, dissolve o calcário presente nas rochas quando pene-
tra no solo. Quando a água goteja dentro de uma caverna, passa de uma pressão maior para uma 
pressão menor.
 CO2 (g) 1 H2O (L) H2CO3 (aq)
 CaCO3 (s) 1 H2CO3 (aq) Ca(HCO3)2 (aq)
 61. Dissolução do dióxido de carbono na água do mar:
 I. CO2 (g) 1 H2O (L) H2CO3 (aq)
 Dissolução dos recifes de coral:
 CaCO3 (s) 1 H2CO3 (aq) Ca(HCO3)2 (aq)
 ou
 II. CaCO3 (s) 1 H2CO3 (aq) Ca
21 (aq) 1 2HCO3
2	(aq)
 Sendo assim, para representar simultaneamente a equação de dissolução do dióxido de carbono 
na água do mar e a dissolução dos recifes de coral, podemos “somar” as duas equações
 I. CO2 (g) 1 H2O (L) H2CO3 (aq)
 II. CaCO3 (s) 1 H2CO3 (aq) Ca
21 (aq) 1 2 HCO3
2 (aq)
 CaCO3 (s) 1 CO2 (g) 1 H2O (L) Ca21 (aq) 1 2 HCO32 (aq)
Alternativa d
 62. A diminuição de pressão faz com que o equilíbrio da equação 2 se desloque para a esquerda.
Alternativa a
 63. I. Correta. Com a perda de CO2 e evaporação da água o equilíbrio é deslocado para a direita, 
favorecendo a formação de CaCO3 (s).
 II. Incorreta. A remoção do CaCO3 (s) não favorece a formação dos depósitos calcários.
 III. Correta.
Alternativa c
 64. I. Em locais com pouca incidência de chuva, o equilíbrio da equação 1 tende a se deslocar para 
a esquerda, dificultando assim a formação de cavernas.
 II. Está incorreta, pois a água interfere na formação de cavernas.
 III. Um aumento da concentração de CO2 desloca o equilíbrio da equação 1 para a direita, aumen-
tando a concentração de H2CO3 que, consequentemente, desloca o equilíbrio da equação 2 para 
a direita, favorecendo a formação de cavernas.
Alternativa c
 65. a) CO2 (g) 1 H2O (L) 1 Ca21 (aq) 2 H1 (aq) 1 CaCO3 (s)
 b) Com a formação de CaCO3, o equilíbrio representado no item a é deslocado para a direita, pro-
vocando a diminuição do CO2 na atmosfera.
 66. Alternativa a
 67. (0) Está correta.
 (1) Em mares quentes, há pouco CO2 dissolvido, provocando o deslocamento do equilíbrio para a 
esquerda, favorecendo a formação do CaCO3 (s). Está incorreta. 
 (2) Está correta.
131
rEflEtinDo
A primeira questão abrange a interpretação das informações dessa abertura, aliada a um en-
tendimento geral dos desafios que o mundo enfrenta.
Questionar as hipóteses dos alunos propicia que todos se envolvam e avancem em grupo para 
um melhor entendimento das forças que agem na sociedade (econômicas, políticas, tecnológicas, 
ambientais ou de escolha dos consumidores).
Na segunda questão podemos revisar os assuntos cinética e equilíbrios químicos tratados 
nos capítulos anteriores, com exemplos de oxirredução, uma vez que tanto a combustão como as 
baterias são reações desse tipo.
Respostas:
1. Algumas hipóteses para o retorno da produção dos automóveis elétricos são:
 • Razões econômicas: o esgotamento das reservas de petróleo (fonte não renovável) ou um 
acentuado aumento de preço, tornando os carros elétricos economicamente viáveis.
 • Razões políticas: governantes podem propor incentivos aos carros elétricos e/ou desestímulos 
aos carros a combustão.
 • Razões tecnológicas: o desenvolvimento de novas baterias que possam ser carregadas mais 
rapidamente e com maior capacidade de armazenamento de energia.
 • Razões ambientais: se os estudos e os problemas ambientais reais levarem à exigência do fim 
das emissões de CO2.
 • Consciência e postura cidadã dos consumidores valorizando a compra de automóveis elétricos.
2. Na queima dos combustíveis, a reação é irreversível e rápida, e os reagentes são consumidos até o fim.
 Nas baterias forma-se um equilíbrio eletroquímico e a reação caminha até determinado ponto 
de equilíbrio (bateria cheia ou vazia).
1. introdução
2. reações de oxirredução
Questões 
a) Zn (s) 1 2 HCL (aq) ZnCL2 (aq) 1 H2 (g)G
Eletroquímica —
Pilhas e baterias elétricasCa
p
ít
u
lo
9
O assunto deste capítulo é muito importante, pois mostra como é íntima a ligação entre matéria 
e energia — em particular, a energia elétrica. Foi a compreensão do papel do elétron nos fenômenos 
elétricos que possibilitou os avanços extraordinários dos quais hoje desfrutamos, tanto nos utensílios 
elétricos como nos eletrônicos.
infográfico 
No infográfico na abertura do capítulo é possível observar a evolução dos carros do século XIX 
até hoje, colocando esta evolução dentro do contexto econômico, político, tecnológico, ambiental e 
de cidadania.
Não é necessário que o aluno entenda o funcionamento de pilhas e baterias elétricas imediata-
mente, pois o assunto será desenvolvido ao longo do capítulo. Mas é interessante que o professor 
levante discussões de como a evolução está caminhando, quais os seus pontos positivos e negativos 
em termos econômicos, quais as vantagens ambientais dessas novas baterias de automóveis, quais 
as vantagens e desvantagens em termos de energia e rendimento etc.
O infográfico pode servir como motivação para iniciar a discussão sobre o desenvolvimento de 
motores elétricos para veículos, que está presente na leitura, no final do capítulo.
132
b) Sim, pois o zinco sofre oxidação (O 21) e o hidrogênio do ácido clorídrico sofre redução 
(11 O).
c) Zn (s) Zn21 (aq) 1 2 e2
d) 2 H1 (aq) 1 2 e2 H2 (g)
e) Agente oxidante: HCL (aq)
 Agente redutor: Zn (s)
Atividade prática 
Professor, não se esqueça de descartar/destinar corretamente o material utilizado nesta ativida-
de. Comente com os alunos a importância dessa atitude e as possíveis consequências do descarte 
feito de maneira incorreta. Sobre esse assunto, se necessário, releia o texto das páginas 12 e 13 
deste Suplemento para o professor.
oxidação de metais
O contato dos metais com a solução de vinagre e sal acelera o processo de oxidação de-
les, resultando na produção de cores sobre a tela. Alguns dos metais são facilmente oxidados, 
enquanto outros permanecem visivelmente inalterados. Os alunos poderão observar que os 
objetos de ferro em contato com a solução, em meio ácido e na presença de NaCL, apresentam 
uma coloração castanho-avermelhada intensa, conhecida como ferrugem. Essa coloração é uma 
indicação da oxidação do metal. Esse processo, conhecido como oxirredução, envolve uma troca 
simultânea de elétrons.
As equações químicas abaixo descrevem esse fenômeno. Inicialmente, o ferro é oxidado a ferro 
(II), sendo que essa etapa é acelerada pelos íons H1 e CL2 presentes na solução ácida do vinagre:Fe (s) Fe12 (aq) 1 2 e2
Os íons ferro (II) são, posteriormente, oxidados para formar os íons férricos — ferro (III):
Fe12 (aq) Fe13 (aq) 1 e2
Para a formação de óxido de ferro (III), são necessários água e oxigênio, substâncias que serão 
utilizadas nas etapas subsequentes das reações. Os elétrons produzidos em ambas as etapas de 
oxidação são usados para reduzir o oxigênio, como expressa a seguinte equação:
O2 (g) 1 2 H2O (L) 1 4 e2 4 OH2 (aq)
Os íons férricos se combinam com o oxigênio para formar óxido de ferro (III). Em seguida, o óxido 
de ferro (III) é hidratado com várias moléculas de água. A reação completa é:
4 Fe13 (aq) 1 O2 (g) 1 4 H2O (L) 1 2 H2O (L) 2 Fe2O3 ? x H2O (s) 1 8 H1 (aq)
Os alunos podem observar, ainda, que a oxidação de objetos de cobre, principalmente quando 
em meio aquoso com ácido acético e em contato com o ar, leva à produção de azinhavre, que é um 
material verde de hidroxicarbonato de cobre (II):
2 Cu (s) 1 CO2 (g) 1 H2O (L) 1 O2 (g) CuCO3 ? Cu(OH)2 (s)
Segundo a fila de reatividade dos metais, o alumínio, em razão de seu baixo potencial de redução 
(E0 red. 5 21,66 V) em relação ao potencial do ferro (E0 red. 5 20,44 V), reage muito mais facilmente 
com o oxigênio do que o ferro. Isso, de fato, ocorre quando se verifica que um pedaço de alumínio 
recém-cortado rapidamente adquire uma camada de óxido de alumínio; entretanto, essa camada de 
AL2O3 adere fortemente à superfície do alumínio, impedindo a corrosão subsequente. Essa, portanto, 
é a razão de o alumínio não deixar cores na tela.
4 AL (s) 1 3 O2 (g) 2 AL2O3 (s)
Experimentos utilizando solução de permanganato de potássio.
133
Exercícios básicos 
 1. Exercício resolvido.
 2. N2 O5
 2x 1 5 ? (22) 5 0 Æ  x 5 15   (Nox. do N)
 N O
 x 1 (22) 5 0 Æ  x 5 12 (Nox. do N)
 H N O3
11 1 x 1 3 ? (22)5 0 Æ x 5 15 (Nox. do N)
 Na N O2
 11 1 x 1 2 ? (22) 5 0 Æ x 5 13 (Nox. do N)
Alternativa e
Em soluções neutras ou alcalinas, o permanganato é reduzido a dióxido de manganês (MnO2), 
resultando no fundo “marrom-escuro” que o aluno observará nas telas. Os objetos de aço ino-
xidável não oxidam facilmente, deixando apenas a marca de seu formato na tela. A resistência 
dos objetos de aço inoxidável à corrosão deve-se à adição de pelo menos 4% de crômio ao aço. 
O crômio presente no aço combina-se com o oxigênio da atmosfera para formar uma fina e 
invisível camada de óxido de crômio, o que diminui a reatividade do metal e, portanto, dificulta 
a formação de ferrugem. Metais como ouro e platina estão entre os poucos capazes de manter 
“indefinidamente” seu aspecto brilhante quando expostos ao ar. 
Metais com essas características dificilmente são oxidados, devido às suas baixas reativi-
dades [E0 red. (Au) 5 1,69 V; E0 red. (Pt) 5 1,18 V], o que explica suas resistências à corrosão.
Respostas das perguntas
a) O contato dos metais com a solução de vinagre e sal acelera o processo de oxidação deles, 
resultando na produção de cores sobre a tela.
b) Alguns dos metais são facilmente oxidados, enquanto outros permanecem visivelmente inal-
terados.
c) Os objetos de ferro em contato com a solução, em meio ácido e na presença de NaCL, apre-
sentam uma coloração castanho-avermelhada intensa, conhecida como ferrugem.
 Fe (s) Fe12 (aq) 1 2 e2
 Fe12 (aq) Fe13 (aq) 1 e2
 O2 (g) 1 2 H2O (L) 1 4 e2 4 OH2 (aq)
 4 Fe12 (aq) 1 O2 (g) 1 4 H2O (L) 1 2 H2O (L) 2 Fe2O3 ? x H2O (s) 1 8 H1 (aq)
d) A oxidação de objetos de cobre, principalmente quando em meio aquoso com ácido acético 
e em contato com o ar, leva à produção de azinhavre, que é um material verde de hidroxicar-
bonato de cobre (II):
 2 Cu (s) 1 CO2 (g) 1 H2O (L) 1 O2 (g) CuCO3 ? Cu(OH)2 (s)
e) O alumínio não deixa cores na tela, pois o alumínio reage muito mais facilmente com o oxigênio 
(4 AL (s) 1 3 O2 (g) 2 AL2O3 (s) ) do que o ferro.
f) Os objetos de aço inoxidável não oxidam facilmente, deixando apenas a marca de seu formato 
na tela.
g) Metais como ouro e platina estão entre os poucos capazes de manter “indefinidamente” 
seu aspecto brilhante quando expostos ao ar. Metais com essas características dificil-
mente são oxidados, devido às suas baixas reatividades, o que explica suas resistências 
à corrosão.
h) Segundo a fila de reatividade dos metais, o alumínio reage muito mais facilmente com o 
oxigênio do que o ferro. Forma-se, então, uma camada de óxido de alumínio, AL2O3, que adere 
fortemente à superfície do alumínio, impedindo a corrosão subsequente.
Fonte: PALMA, M. H. C. e TIERA, V. A. O. Oxidação de metais. Química Nova na Escola, n. 18, nov. 2003, p. 52-54. (Adaptado.) 
134
 3. H2 S O3
 2 ? (11) 1 x 1	 3 ? (22) 5 0 Æ  x 5 14 (Nox. do S)
 H2 C O3
 2 ? (11) 1 x 1	 	 3 ? (22) 5 0 Æ  x 5 14   (Nox. do C)
 H2 Si O3
 2 ? (11) 1 x 1 3 ? (22) 5 0 Æ  x 5 14   (Nox. do Si) 
 H4 P2 O7
 4 ? (11) 1		 2x 1 7 ? (22) 5 0 Æ  x 5 15 (Nox. do P)
 H CL      O4
 11 1 x 1	 4 ? (22) 5 0 Æ  x 5 17 (Nox. do CL)
Alternativa c
 4. H3 P O3
 3 ? 1 1 x 1 3 ? (22) 5 0 Æ x 5 13 (Nox. do P)
 H2 P O3
 2 ? 1 1 x 1	 3 ? (22) 5 0 Æ x 5 14 (Nox. do P)
 H3 P O2
 3 ? 1 1 x 1 2 ? (22) 5 0 Æ x 5 11 (Nox. do P)
 H4 P2 O5
 4 ? 1 1 2x 1 5 ? (22) 5 0 Æ x 5 13 (Nox. do P)
 H P O3
 1 1 x 1 3 ? (22) 5 0 Æ  x 5 15 (Nox. do P)
Alternativa e
 5. Fe S2
 12 1 2x 5 0 Æ x 5 21 (Nox. do S)
Alternativa b
 6. Exercício resolvido.
 7. Cr2 O3
 2x 1 3 ? (22) 5 0 Æ  x 5 13 (Nox. do Cr)
 No CrO, o Nox. do Cr 5 12; no Cr 5 0; no CrO4
22 5 16; no Cr2O7
22 5 16.
Alternativa a
3. o acerto dos coeficientes ou balanceamento 
das equações de oxirredução
Questões 
a) Para igualar o número de átomos de cada elemento na forma de reagente ou de produto e 
para tornar o número de elétrons cedido pelo redutor igual ao número de elétrons recebido 
pelo oxidante.
b) É oxidante em II e redutor em I.
 I. 5 H2O2 1 2 KMnO4 1 3 H2SO4 K2SO4 1 2 MnSO4 1 8 H2O 1 5 O2
 II. H2O2 1 2 KCL CL2 1 2 KOH
c) É oxidante.
 CLO2 (aq) 1 2 I2 (aq) 1 2 H1 (aq) CL2 (aq) 1 I2 (aq) 1 H2O (L)
135
Exercícios básicos 
 8. CO 1 1/2 O2 CO2
12
22
0 1422
Oxidação
Redução
Alternativa c
 9. 
0 14 22 12 22
3 C 1 SiO2 SiC 1 2 CO
Alternativa b
 10. Equação 1: 2 Cu 1 O2 1 2 H2O 2 Cu(OH)2
0 11 22 12 11
Redução
Oxidação
220
 
11 14 1212 12 1122 22
1422
Equação 2: Cu(OH)2 1 CO2 CuCO3 1 H2O
não é reação de oxirredução.
Alternativa b
	 11. Fe FeS FeSO4 Fe2(SO4)3 Fe2O3
I II III IV
0 12 12 13 13
 O ferro oxidou-se nas etapas I e III.
 12. Agente oxidante: N2O4
 Agente redutor: N2H422 14 0 11 222211
2 N2H4 1 N2O4 3 N2 1 4 H2O
Oxidação
Redução
Alternativa b
 13. Agente redutor: Mg
 Agente oxidante: Cu21
12 120 0
Redução
Oxidação
Cu21 1 Mg Cu 1 Mg21
Alternativa a
 14. 
12
D 5 25
MnO24 Mn
21
17
Alternativa b
 15. 
Oxidação
Redução
11
22
11
11
11
11
21 2211
22
0
2 NaOH 1 CL2 NaCLO 1 NaCL 1 H2O
 CL2 é simultaneamente agente oxidante e redutor.
Alternativa c
136
 16. a) 2 KMnO4 1 10 FeSO4 1 8 H2SO4 K2SO4 1 2 MnSO4 1 5 Fe2(SO4)3 1 8 H2O
 b) MnO2 1 2 NaI 1 2 H2SO4 Na2SO4 1 MnSO4 1 2 H2O 1 I2
 c) Bi2O3 1 2 NaCLO 1 2 NaOH 2 NaBiO3 1 2 NaCL 1 H2O
 17. 3 CuS 1 8 HNO3 3 Cu(NO3)2 1 3 S 1 2 NO 1 4 H2O
 Soma dos coeficientes estequiométricos:	23
 18. Este é o primeiro exemplo de auto-oxirredução. Parte do CL2 (Nox. 5 zero) irá reduzir-se para o NaCL 
(cloro com Nox. 5 21); parte do cloro irá oxidar-se para o NaCLO3 (cloro com Nox. 5 15). Torna-se 
necessário, portanto, iniciar o balanceamento pelo segundo membro da equação, pois somente 
aí os átomos de cloro que se oxidam estão separados daqueles que se reduzem. Temos, então:
∆ � 
5 � 1
 � 
5
∆ � 
1 � 1
 � 
1
CL2 NaOH
Zero
Variação � 1
Variação � 5
�1 �5
NaCL NaCLO3 H2O� � �
Utilizando, agora, a regra do xis, temos:
CL2 1 NaOH 5 NaCL 1 1NaCLO3 1 H2O
Assim, chegamos ao final do balanceamento:
3 CL2 1 6 NaOH 5 NaCL 1 1 NaCLO3 1 3 H2O
 19. 
Oxidação
Redução
15
15
11 2222 2212 1222110
3 Cu 1 8 HNO3 3 Cu(NO3)2 1 2 NO 1 4 H2O Agente oxidante: HNO3
 Agente redutor: Cu
Alternativa a
 20. 
∆ � 
1 � 2
 � 
2
∆ � 
3 � 2
 � 
6
K2Cr2O7 H2SO4 K2SO4H2O2
Zero
Variação � 3
Variação � 1
�3�6
Cr2(SO4)3 O2H2O� � � � �
�1
Simplificando por 2, usando a regra do xis e completando o balanceamento, temos:
1 K2Cr2O7 4 H2SO4 1 K2SO4
2 K
2 Cr
3 H2O2
6 H � 8 H � 14 H
7 O � 6 O � 13 O
4 SO4
2�
1 Cr2(SO4)3 3 O27 H2O� � � � �
Portanto, a equação balanceada é dada por:
1 K2Cr2O7 1 3 H2O2 1 4 H2SO4 1 K2SO4 1 1 Cr2(SO4)3 1 7 H2O 1 3 O2
 21. 2 FeCL2 1 1 H2O2 1 2 HCL 2 FeCL3 1 2 H2O
137
 22. 2 Fe21 1 CL2 2 Fe31 1 2 CL2
Alternativa b
 23. 
∆ � 
3 � 2
 � 
6
∆ � 
1 � 1
 � 
1
Fe2� H2OCr2O
2
7
�
Variação = 3
Variação = 1
�3 �3�2
H� Fe3� Cr3�� � � �
�6
Acertando os coeficientes da equação acima, temos:
6 Fe21 1 Cr2O7
22 1 14 H1 6 Fe31 1 2 Cr31 1 7 H2O
Alternativa a
 24. 
∆ � 
5 � 1
 � 
5
∆ � 
2 � 1
 � 
2
NaBiO3 Mn
2� Bi3�H�
Variação � 2
Variação � 5
�3 �7�5
Na� H2OMnO4
�� � � � �
�2
Aplicando a regra do xis e completando o balanceamento, temos:
5 NaBiO3 2 Mn
2� 5 Bi3�14 H�
14 H
5 Bi
2 Mn
5 Na
3 O � 5 O � 15 O
5 Na� 7 H2O2 MnO4
�� � � � �
7 O8 O
Verificação das cargas elétricas:
• no 1o membro: 114 1 4 5	 118
• no 2o membro: 115 1 5 2 2 5 118 
Igualdade
Portanto, a equação balanceada é dada por:
5 NaBiO3 1 14 H
1 1 2 Mn21 5 Bi31 1 5 Na1 1 2 MnO4
2 1 7 H2O
Exercícios complementares 
 25. a) e b)
∆ � 
1 � 2
 � 
2
∆ � 
5 � 1
 � 
5
Na2C2O4 H2SO4 K2SO4 Na2SO4
Variação = 1
Variação = 5
�2 �4
CO2 H2O� � � MnSO4� � �
�3 �7
KMnO4
Do esquema acima, concluímos que o KMnO4 é o agente oxidante (o Nox. varia de 17 para 12) e o 
Na2C2O4 é o agente redutor (o Nox. varia de 13 para 14).
Acertando os coeficientes da equação acima, temos:
5 Na2C2O4 1 2 KMnO4 1 8 H2SO4 1 K2SO4 1 5 Na2SO4 1 2 MnSO44 1 10 CO2 1 8 H2O
138
 26. 
∆ � 
5 � 4
 � 
20
∆ � 
2 � 1
 � 
2
Ca3(PO4)2 C CaSiO3
Variação = 2
Variação = 5
�2
� � � �
�5 Zero Zero
CO P4SiO2
Acertando os coeficientes da equação acima, temos:
2 Ca3(PO4)2 1 6 SiO2 1 10 C  6 CaSiO3  1 10 CO 1 1 P4
Alternativa d
 27. a) As 1 H2 1 Ga2O3 GaAs 1 H2O
0 0 13 13 23 11 2222
600 °C
 O Nox. do arsênio varia de zero para 23; logo, a variação de seu Nox. é igual a 3.
 b) 2 As 1 3 H2 1 Ga2O3 
600 °C 2 GaAs 1 3 H2O
 n
o átomos H _____________ 
no átomos AS
 5 6 __ 2 5 3
 28. a) 
∆ �
 1 �
 2 �
 2
KCL H2O
Variação = 5
Variação = 1
�2
� �� CL2MnCL2 �
�7 �1
∆ �
 5 �
 1 �
 5
HCLKMnO4
Zero
Acertando os coeficientes da equação acima, temos:
2 KMnO4 1 16 HCL  2 HCL  1 2 MnCL2 1 8 H2O 1 5 CL2
 b)
∆ �
 3 �
 1 �
 3
∆ �
 2 �
 1 �
 2
HNO3 Hg(NO3)2 H2O
Variação = 2
Variação = 3
�2
� � NO�
�2�5
Hg
Zero
Aplicando a regra do xis e completando o balanceamento, temos:
8 HNO33 Hg
3 Hg
8 H
6 N � 2 N � 8 N
3 Hg(NO3)2 4 H2O� � 2 NO�
Portanto, a equação balanceada é dada por:
3 Hg 1 8 HNO3 3 Hg(NO3)2  1 4 H2O 1 2 NO
139
 29. Etapa I: N2 1 3 H2 2 NH3
0
0 23
11
Oxidação
Redução
23 11 110 2215 11 22
Oxidação
Redução
 Etapa II: NH3 1 2 O2 HNO3 1 H2O
 Etapa III: NH3 1 HNO3 NH4NO3
23 11 1115 15232211 22
Reação de neutralização
Alternativa d
 30. a) 2 MnO4
2 1 5 SO3
22 1 6 H1 2 Mn21 1 5 SO4
22 1 3 H2O
 b) 2 Co21 1 2 BrO2 1 4 H1 2 Co31 1 1 Br2 1 2 H2O
 31.
∆ � 
2 � 1
 � 
2
∆ � 
5 � 1
 � 
5
IO3
� SO4
2�HSO3
�
Variação = 2
Variação = 5
Zero �6�5
H�H2O I2� � � �
�4
Completando o balanceamento, teremos:
2 IO3
2 1 5 HSO3
2 1 H2O 1 3 H
1 1 1 I2 1 5 SO4
22
Verificação das cargas elétricas:
 No 1o membro: 22 2 5 5 27
 No 2o membro: 13 2 10 5 27
Assim, temos que somente as alternativas II, III e IV são verdadeiras.
Alternativa b
 32.
∆ � 
2 � 1
 � 
2
∆ � 
1 � 1
 � 
1
3 MnO4
2� 2 H2O4 H
�
Variação � 2
Variação � 1
�7 �4�6
2 MnO4
� 1 MnO2� � �
Verificação das cargas elétricas:
 No 1o membro: 26 1 4 5 22
 No 2o membro: 2 ? (21) 5 22
Alternativa a
4. A pilha de Daniell
Questões 
a) 3 Ag2S 1 2 AL 6 Ag 1 AL2S3
140
b) É o meio eletrolítico.
c) Polo positivo: Ag; polo negativo: AL; no catodo: Ag1 1 e2 Ag; 
no anodo: AL AL31 1 3 e2; equação global: 3 Ag1 1 AL 3 Ag 1 AL32
Atividade prática 
Professor, não se esqueça de descartar/destinar corretamente o material utilizado nesta ativida-
de. Comente com os alunos a importância dessa atitude e as possíveis consequências do descarte 
feito de maneira incorreta. Sobre esse assunto, se necessário, releia o texto das páginas 12 e 13 
deste Suplemento para o professor.
Pilha de limão
Observação
A montagem recomendada corresponde a ter duas pilhas Mg/Cu ligadas em série. Pode-se tentar 
o uso de apenas uma placa de Mg e uma placa de Cu, mas, provavelmente, a voltagem assim obtida 
não será suficiente para acionar o relógio.
Professor, se você tiver um voltímetro, repita o experimento utilizando-o no lugar do relógio. Peça 
aos alunos que realizem a medição da voltagem obtida.
Respostas das perguntas 
a) É a separação do oxidante e do redutor, de tal modo que os elétrons sejam cedidos pelo 
redutor ao oxidante através de um fio condutor externo à pilha.
b) Reação global: Mg0 1 Cu21 Mg21 1 Cu0
 Semirreação do redutor: Mg0 Mg21 1 2e2
 Semirreação do oxidante: Cu21 1 2 e2 Cu0
c) O Mg0 oxida-se e o íon Cu21 reduz-se.
d) O fluxo de elétrons sai da placa de Mg da primeira metade do limão, passa pelo relógio e 
volta à placa de Cu da segunda metade do limão. Elétrons também transitam entre o Mg e o 
Cu do fio colocado entre as duas metades do limão.
e) As placas de magnésio irão desgastar-se.
Exercícios básicos 
 33. Para produzir corrente elétrica, a reação deve ser de oxirredução. Dentre as equações dadas, a 
única que representa oxirredução é a H2 1 
1 __ 2 O2
 H2O .
Alternativa e
 34. É sempre importante lembrar a reação global. No caso:
Fe 1 CuSO4 (azul) FeSO4 (amarelado) 1 Cu (depositado)
Ag 1 CuSO4 não há reação
Alternativa a
12 0
Redução
 35. Hg21 1 Cu0 Hg0 1 Cu21
0 12
Oxidação
 Agente oxidante: Hg21
 Agente redutor: Cu
 36. Exercício resolvido.
Oxidação
Redução
0 0
 37. Zn 1 Cu21 Zn21 1 Cu
12 12
 O zinco é o anodo e sofre corrosão (diminuição de massa do metal). O cobre sofre redução, sendo 
o Cu21 o agente oxidante. Os elétrons fluem do zinco para o cobre.
Alternativa e
141
 38. Numa pilha, a energia química é convertida em energia elétrica. Se o circuito elétrico externo for 
fechado sobre a placa de cobre, haverá passagem de elétrons pelo fio.
Alternativa d
 39. Lembre-se sempre de que a reação de qualquer pilha é uma reação química como outra qualquer. 
Nesta questão, a reação global é:
Zn 1 CuSO4 ZnSO4 1 Cu
Havendo mais reagentes, logicamente, a “vida” da reação é mais longa. Portanto:
a) é correta, pois fala em eletrodo maior de Zn (isto é, maior quantidade do reagente Zn).
b) é incorreta, pois o Cu é produto.
c) é correta, pois a solução concentrada de CuSO4 contém maior quantidade de CuSO4 (além de 
deslocar o equilíbrio para a direita).
d) é incorreta, pois ZnSO4 é produto.
e) é incorreta, pois a ponte salina não participa da reação.
Alternativas a e c
Exercícios complementares 
 40. Fe(OH)2 1 Zn Zn(OH)2 1 Fe
22 22
11 11
Oxidação
Redução
12 0 012
 Nesse caso, verifica-se que o ferro sofre redução (ganho de elétrons) e o zinco sofre oxidação (perda 
de elétrons).
Alternativa b
 41. Como o cobre metálico se deposita sobre as placas de Pb e de Zn, conclui-se que o Cu21 é reduzido 
a Cu0 em ambos os recipientes.
Alternativa a
 Agente oxidante: Cu21
 Agente redutor: Fe
Oxidação
Redução
0 12 12 0
 42. Fe 1 Cu21 Fe21	 1 Cu
Alternativa d
 43. Como a lâmina de zinco sofre desgaste, conclui-se que o zinco sofre oxidação (perde elétrons). A 
cor da solução de sulfato de cobre (II) torna-se maisclara, pois os íons Cu21 da solução se reduzem 
a Cu que se forma sobre a lâmina de cobre. Para estabelecer o equilíbrio elétrico, cátions K1 se 
movem para a direita e ânions CL2 se movem para a esquerda.
Alternativa c
 44. a) 2 AL 1 3 Ag2S AL2S3	1 6 Ag
 b) Verifica-se na equação acima que a prata irá reduzir (no catodo) e o alumínio irá oxidar (no anodo). 
Assim, a semirreação que ocorre no catodo é: Ag1 1 e2 Ag0.
5. A força eletromotriz (fem) das pilhas
6. Eletrodo-padrão de hidrogênio
7. tabela dos potenciais-padrão de eletrodo
8. Cálculo da força eletromotriz (fem) das pilhas
142
Questões 
a) Usando o eletrodo de hidrogênio como referência, foram montadas pilhas de cada elemento da 
tabela de potenciais com o hidrogênio. A ddp medida nessa pilha passou a ser o potencial de re-
dução daquele elemento, uma vez que o potencial atribuído ao hidrogênio, como padrão, é zero.
b) O ferro (E0 5 20,44 V) tem maior facilidade de se oxidar que o estanho (E0 5 20,14 V).
c) O estanho “protege” o ferro, evitando sua oxidação pela ação dos alimentos.
Exercícios básicos 
 45. Exercício resolvido.
 46. Analisando os potenciais de redução do zinco e do cromo, conclui-se que o crômio sofre redução 
(maior E0) e o zinco sofre oxidação (menor E0). Os elétrons fluem do eletrodo de zinco (anodo) para o 
eletrodo de crômio (catodo), sendo que o processo realizado é espontâneo com força eletromotriz 
equivalente a 0,02 V.
Alternativa e
 47. Zn0 2 Ag�
Elétrons
� Zn2� 2 Ag0�
Oxidação (Zn0 Zn2� 2e�)�
 I: correta, pois o Zn sofre oxidação.
 II: incorreta, os elétrons vão do Zn0 para o Ag1.
 III: correta, pois a quantidade dos metais não influi nos seus E0.
Alternativa d
 48. Analisando os potenciais de redução do níquel e da prata, conclui-se que:
 I. Está correta, pois a prata sofre redução (maior E0), sendo o polo positivo da célula;
 II. Está correta, pois o níquel sofre oxidação (menor E0) no anodo;
 III. Está errada, pois a força eletromotriz da pilha é igual a 1,05 V.
Alternativa c
 49. Para responder a essa questão, basta observar quais são os dois metais mais afastados na Tabela 
dos Potenciais de Eletrodo. 
 A pilha formada entre prata e zinco fornecerá uma ddp de 11,56 V.
Alternativa b
 50. Pelo desenho apresentado, podemos concluir que:
 • A sofre corrosão, portanto, está se oxidando, age como redutor e é o anodo da pilha;
 • em B, há deposição, portanto, B1 está se reduzindo, age como oxidante e é o catodo da pilha.
Temos, então:
 a) está incorreta, pois em B há redução.
 b) está correta, pois aqui se fala em potencial de oxidação, enquanto normalmente se fala em 
potencial de redução.
 c) está incorreta, pois o fluxo dos elétrons é o inverso.
 d) está correta, pois A é o anodo.
 e) está correta, pois A0 A1 1 e2.
 São corretas as alternativas b, d, e.
 51. A força eletromotriz de uma célula eletroquímica depende da natureza dos eletrodos, das concen-
trações das soluções empregadas e da temperatura em que a pilha estiver funcionando.
Alternativa a
 52. Dentre os metais que constituem a amálgama, o zinco é o metal mais reativo (apresenta maior 
potencial de oxidação), ou seja, ele se oxida transferindo elétrons para o ouro através da saliva.
Alternativa d
Exercícios complementares 
 53. Analisando as semirreações, conclui-se que o cobre sofre redução (maior E0) e o magnésio sofre 
oxidação (menor E0).
143
 Assim, temos que:
 • semirreação de oxidação: Mg (s) Mg21 1 2 e2
 • semirreação de redução: Cu21 1 2 e2 Cu (s)
 • reação global: Cu21 1 Mg (s) Cu (s) 1 Mg21
 O fluxo de elétrons é proveniente do eletrodo de magnésio (que sofre oxidação)
 Estão corretas as alternativas b, c e e.
 54. I. Verdadeiro. O cobre sofre redução (maior E0) e o ferro sofre oxidação (menor E0) de acordo com 
a reação global:
 Cu12 1 Fe Cu 1 Fe12
 O cobre metálico formado se deposita sobre o ferro.
 II. Verdadeira. A prata sofre redução (maior E0) e o cobre sofre oxidação (menor E0) de acordo com 
a reação global:
 2 Ag1 1 Cu 2 Ag 1 Cu12
 A prata metálica formada se deposita sobre o cobre.
 III. Verdadeira. Conforme descrito no item I, o ferro sofre oxidação funcionando como o anodo da 
pilha.
Alternativa e
 55. a) Errado. As condições-padrão para o eletrodo de hidrogênio são: temperatura 5 25 °C, concen-
tração de H1 5 1 mol/L, pressão 5 1 atm.
 b) Verdadeiro. Se o zinco sofre oxidação, ele funcionará como polo negativo da pilha.
 c) Errado. Há valores de potenciais-padrão maiores e menores que o potencial-padrão do 
hidrogênio.
 d) Errado. A semirreação de redução do cobre implica a oxidação do hidrogênio: 
H2 (g) 2 H
1	(aq) 1 2 e2.
Alternativa b
 56. Como a ddp medida pelo voltímetro é de 1,10 V, pode-se afirmar que a pilha é constituída pelos 
eletrodos de cobre e zinco. Como o cobre possui maior E0, ele irá sofrer redução e funcionará 
como polo  da pilha; o zinco irá sofrer oxidação e funcionará como polo  da pilha. A ponte 
salina deverá conter espécies iônicas, ou seja, não pode contar com etanol (C2H5OH).
Alternativa a
 57. Pela reação global, verifica-se que o cádmio sofre redução e o ferro sofre oxidação.
 DE0 5 E0oxidante — E
0
redutor
 # DE0 5 E0Cd21/Cd — E0Fe21/Fe V E0Cd21/Cd 5 DE0 1 E0Fe21/Fe
 V E0Cd21/Cd 5 10,04 V 1 (20,44 V) 5	20,40 V
Alternativa b
9. Previsão da espontaneidade das reações de oxirredução
Questões 
a) Pode-se evitar reações indesejáveis, como a corrosão de metais, e tomar providências para inibir 
sua ocorrência.
b) Os metais do grupo 1 apresentam potenciais-padrão de redução, E0, baixos, indicando forte ten-
dência a sofrer oxidação, ou seja, são encontrados na natureza na forma oxidada.
Exercícios básicos 
 58. Basta lembrar que os metais mais eletropositivos deslocam os metais menos eletropositivos de 
seus sais (essa é, também, a ordem da Tabela dos Potenciais de Eletrodo).
 a) Hg 1 AL(NO3)3 não ocorre
 b) Fe 1 H2SO4 FeSO4 1 H2
144
 c) Cu 1 2 AgNO3 Cu(NO3)2 1 2 Ag
 d) Mg 1 FeSO4 MgSO4 1 Fe
 e) Zn 1 2 HCL ZnCL2 1 H2
Alternativa a
 59. O estanho (maior potencial de redução da lista) é o melhor agente oxidante e o alumínio (menor 
potencial de redução da lista) é o melhor agente redutor.
Alternativa b
 60. I. Errada. O chumbo (maior E0) sofre redução e o vanádio (menor E0) sofre oxidação de acordo 
com a reação global:
 V (s) 1 Pb21 (aq) V
21 (aq) 1 Pb (s)
 II. Errada. O iodo sofre oxidação (menor E0) e o cloro sofre redução (maior E0) de acordo com a 
reação global:
 CL2 (g)	 1 2 I2 (aq) 2 CL
2 (aq) 1 I2 (s)
 III. Correta. Como o cloro e o iodo possuem E0 maior que o chumbo, CL2 e I2 podem ser reduzidos 
pelo Pb (s).
Alternativa d
 61. Para que a reação seja espontânea, o DE0 calculado deverá ser positivo. Analisando as cinco alter-
nativas, somente a redução da prata com o cobre é espontânea, gerando um DE0 5 10,46 V.
Alternativa a
 62. Não ocorre deposição do metal sobre a placa do mesmo metal, ou seja, nada ocorre nos tubos 1 e 4. 
Como a prata possui maior E0 que o cobre, a prata irá se depositar sobre a placa de cobre, segundo 
a reação global:
 2 Ag1 1 Cu (s) 2 Ag (s) 1 Cu21
Alternativa b
 63. Têm maior tendência a serem encontrados na forma oxidada os metais mais reativos, isto é, os 
que têm o valor de E0 “mais negativo”, como o chumbo (Pb), o cádmio (Cd) e o crômio (Cr).
Alternativa d
 64. Para guardar uma solução aquosa de SnCL2, em que existe Sn21, temos:
I. ferro, que não pode ser usado, pois E0Fe 5 20,44 , E
0
Sn 5 20,14, isto é, o ferro é melhor redutor 
que o estanho, ocorrendo então: Fe0 1 Sn21 Fe21 1 Sn0, ou seja, a corrosão 
do recipiente de ferro;
 II. ferro revestido de zinco não, pois E0Zn 5 20,76 , E
0
Fe 5 20,44;
III. ferro revestido de estanho sim, pois não há reação Sn0 1 Sn21;
 IV. cobre sim, pois E0Cu 5 10,34 . E
0
Sn 5 20,14 e não há reação Sn
21 1 Cu.
Alternativa c
Exercícios complementares 
 65. a) Errada. O melhor agente redutor é o Mg.
 b) Errada. O chumbo tem maior E0 que o zinco,ou seja, o Pb recebe elétrons mais facilmente que 
o zinco.
 c) Correta. A reação espontânea é: Zn21 1 Mg Zn 1 Mg21.
 d) Errada. O íon Cu21 recebe elétrons mais facilmente que o Mg21.
 e) Errada. O recipiente à base de zinco reduziria a solução de sulfato de cobre II:
Cu21 1 Zn Cu 1 Zn21.
Alternativa c
 66. Como o níquel possui maior E0red, o Ni
21 recebe elétrons mais facilmente, sendo o melhor agente oxidante. 
Como o cálcio possui menor E0red, o Ca
0 perde elétrons mais facilmente, sendo o melhor agente redutor.
 São corretas as alternativas (08), (16) e (64).
 67. Ocorrerá transformação química apenas nos tubos 2 e 4:
 • Tubo 2: 2 Ag1 1 Zn 2 Ag 1 Zn21
 • Tubo 4: 2 Ag1 1 Cu 2 Ag 1 Cu21
Alternativa d
145
 68. Para a cementação do Cd21, o metal a ser adicionado deve possuir menor potencial de redução que 
o cádmio. No caso, o ferro remove o cádmio da solução de CdSO4, conforme a reação:
 Fe 1 Cd21 Fe21 1 Cd.
Alternativa b
 69. A resposta é evidente, pois somente na primeira alternativa (3 Ag1 1 AL0 3 Ag0 1 AL31) 
encontramos a prata livre (Ag0).
Alternativa a
 70. Da segunda equação dada em diante, vemos que:
 desloca
Li Ca
 Ca Cr
 Cr Sn
 Sn Cu
Alternativa a
 71. a) Dissolução do tira-manchas:
Na2CO3 1 H2O 2 Na
1 1 HCO23 1 OH
2 solução alcalina
 b) I2 1 H2O2 1 2 OH
2 2 I2 1 O2 1 H2O
 c) Como redutor, pois o oxigênio oxida-se de 21 para zero.
10. As pilhas e as baterias em nosso cotidiano
Questões 
a) Zn, MnO2 e H2O.
b) 2 MnO2 1 H2O 1 2 e
2 Mn2O3 1 2 OH
2
c) Zn 1 2 OH2 Zn(OH)2 1 2 e
2
d) Zn 1 2 MnO2 1 H2O Zn(OH)2 1 Mn2O3
Pesquisa 
Pesquisando esses sites, o aluno poderá exercer o seu papel de cidadão e, talvez, atuar como agente 
multiplicador, informando familiares, vizinhos e amigos sobre a localização mais próxima dos pontos de 
coleta de pilhas e baterias.
Exercícios básicos 
 72. a) Correto. Na recarga, forma-se H2SO4, que aumenta a densidade da solução.
 b) Correto. O PbO2 reduz-se para Pb
21.
 c) Correto. Quando a bateria está descarregando, o H2SO4 é consumido, a solução fica menos ácida 
e o pH aumenta.
 d) Incorreto. Na descarga, os elétrons migram do Pb para o PbO2.
Alternativa d
 73. Zn 1 2 MnO2 1 2 NH4
1 Zn21 1 2 MnO(OH) 1 2 NH3
22 1123 22 23 1111
Oxidação (anodo)
Redução (catodo)
22
0 14 12 13
Alternativa d
 74. (0) Correto. O zinco sofre oxidação, funcionando como anodo.
 (1) Errado. HgO é reagente e, portanto, sua quantidade diminui.
 (2) Correto. O Nox. do zinco varia de zero para 12.
 (3) Errado. O Zn é o redutor e o HgO é o oxidante.
146
11 22 2222 11 11220 12
 75. Cd 1 NiO2 1 2 H2O Cd(OH)2 1 Ni(OH)2 DE
0 5 1,40 V
Oxidação (anodo; polo 2)
14 12
Redução (catodo; polo 1)
 (01) Correta, conforme verificado acima.
 (02) Errada. O cádmio representa o anodo.
 (04) Errada.
 (08) Errada.
 (16) Correta, pois DE0 . 0.
 (32) Errada. O NiO2 atua como oxidante e o Cd como redutor.
 (64) Correta.
 76. Polo  /anodo/oxidação: 2 Li 2 Li1 1 2 e2 2E0 5 13,05 V 
 Polo  /catodo/redução: I2 1 2 e
2 2 I2 	E0 5 10,54 V 
 2 Li 1 I2 2 Li
1 1 2 I2 DE0 5 13,59 V
 Elétrons
Alternativa e
 77. No anodo: oxidação {H2 1 2 OH
2 2 H2O 1 2 e
2 E0 5 10,83 V
 No catodo: redução 1 __ 2 O2 1 H2O 1 2 e
2 2 OH2 E0 5 10,40 V
1
2
3
 equação global: H2 1 
1 __ 2 O2
 H2O DE0 5 11,23 V
Uma bateria com 10 pilhas em série terá: 10 ? 1,23 V ddp 5 12,3 V.
A concentração [OH2] mantém-se constante, pois o que é gasto na reação anódica é refeito na 
reação catódica (veja que o OH2 não aparece na reação global).
Exercícios complementares 
 78. a) A semirreação que ocorre no catodo é a semirreação de redução:
Ag2O (s) 1 H2O (L) 1 2 e2 2 Ag (s) 1 2 OH2 (aq)
 b) Zn (s) 	1 Ag2O (s) 1 H2O (L) Zn(OH)2 (s) 1 2 Ag (s)
 c) Do eletrodo de zinco (oxidação) para o de prata.
 79. a) Falsa. Nos hidretos, o hidrogênio possui estado de oxidação 21.
 b) Verdadeira. O níquel passa do estado 13 para o estado 12 e, portanto, sofre uma redução. A 
redução ocorre no catodo.
 c) Verdadeira. O estado de oxidação do oxigênio nos hidróxidos é 22, e do hidrogênio é 11. Como 
existem dois grupos OH, a carga total associada a eles é 22, o que indica que o níquel encontra-
-se no estado 12.
 d) Falsa. Como a variação no estado de oxidação do níquel é de 21, somente um elétron é trans-
ferido por mol de Ni(OH)2 produzido.
 e) Verdadeira. O hidreto está sendo oxidado, provocando a redução do níquel.
 80. a) Cd 1 2 OH2 Cd(OH)2 (s) 1 2 e
2
 b) ddp 5 10,49 V 2 (20,81 V) 5 1,30 V
 10 ? 1,30 V ddp 5 13,0 V π número de pilhas necessárias 5 10
147
 81. Quando o item III pede a quantidade de água produzida, devemos lembrar que a reação numa 
pilha é uma reação química como outra qualquer, obedecendo às regras gerais do cálculo 
estequiométrico:
H2 1 
1 __ 2 O2
 H2O123	 123
2 g _________________ 18 g x 5 810 kg em 1 dia; em 7 dias:
 x 5 5.670 kg ou 5.670 L de água, uma vez 
que a densidade foi dada (1 g/mL 5 1 kg/L)90 kg
_________________ x kg
 O item II é verdadeiro. Como a variação no estado de oxidação de cada hidrogênio é 11, 2e2 foram 
transferidos ao oxigênio, cujo Nox. ao final da reação é 22.
Alternativa a
11. Corrosão
Questões 
a) O alumínio sofre uma oxidação superficial, formando uma película muito fina de óxido de alu-
mínio. Essa película passa a proteger o metal. No caso do ferro, o óxido que se forma em sua 
superfície é poroso, permitindo que a ferrugem atinja partes mais internas.
b) O prego mergulhado em água destilada apresentará pouca (ou nenhuma) ferrugem, enquanto o 
outro estará mais oxidado. A água destilada não apresenta sais dissolvidos.
c) Porque o zinco atua como metal de sacrifício, ou seja, como o zinco possui menor potencial de 
redução, ele se oxida no lugar do ferro, preservando-o.
Atividade prática 
Professor, não se esqueça de descartar/destinar corretamente o material utilizado nesta atividade. 
Comente com os alunos a importância dessa atitude e as possíveis consequências do descarte feito 
de maneira incorreta. Sobre esse assunto, se necessário, releia o texto das páginas 12 e 13 deste 
Suplemento para o professor.
A corrosão dos pregos comuns
Resposta da pergunta
Os pregos irão oxidar-se tão mais rapidamente quanto maior for o contato deles com o O2 e com 
o H2O, sendo assim:
• entre os três primeiros, o 3o prego deverá oxidar-se mais rapidamente do que o 1o, e este, mais 
rapidamente do que o 2o;
• entre os três últimos, o 6o prego (que está na presença do eletrólito, NaCL) deverá oxidar-se 
mais rapidamente do que o 4o, e este, mais rapidamente do que o 5o.
Exercícios básicos 
 82. Sabendo que o oxigênio é o principal agente oxidante do ferro, concluímos que a única reação na 
qual o oxigênio se reduz é 4 H1 1 4 e2 1 O2 2 H2O.
Alternativa d
 83. A graxa proporciona uma impermeabilização, diminuindo o contato do ferro com o ar úmido, tornando 
o processo de corrosão mais lento.
Alternativa b
 84. Para que um metal sirva como eletrodo de sacrifício do ferro, este deve possuir um potencial de 
redução menor que o ferro. Nesse caso, apenas o magnésio serve como eletrodo de sacrifício do 
ferro:
 Mg 1 Fe21 Mg21 1 Fe
Alternativa a
148
 85. a) O ferro sofre redução (maior E0) e o estanho sofre oxidação (menor E0), conforme a equação:
3 Sn 1 2 Fe31 3 Sn21 1 2 Fe
 b) Certo, verifica-se que o estanho é oxidado a Sn21, contaminando a conserva na situação.
 86. Considerando que o prego foi corroído preferencialmente, concluímos que a fita deve ser de um 
metal menos reativo (ou mais nobre ou de E0 maior) que o ferro; no caso, cobre ou chumbo.
Alternativa a
Exercícios complementares 
 87. A reação global é dada por:
 2 Fe (s) 1 O2 (g) 1 4 H
1 (aq) 2 Fe21 (aq) 1 2 H2O (L) DE0 5 11,67 V
Redução (catodo; polo 1)
Oxidação (anodo; polo 2)
221200
 (01) Errada. O ferro atua como anodo.
 (02) Correta.
 (04) Correta.
 (08) Errada. A ddp é igual a 11,67 V.
 (16) Errada. O O2 atua como oxidantee o Fe como redutor.
 (32) Correta.
 São corretas as proposições (02), (04) e (32).
 88. a) Errada. Para evitar a corrosão do ferro, é necessário adicionar um eletrodo de sacrifício com E0 
menor que o ferro (nesse caso, o magnésio ou o zinco).
 b) Correta. O zinco sofre oxidação, sendo o anodo.
 c) Correta. No processo espontâneo, magnésio é o anodo e o zinco é o catodo. Caso contrário, a 
reação não será espontânea.
 d) Correta. O ferro (maior E0) tem maior dificuldade de se oxidar que o magnésio.
 e) Correta. DE0 5 20,14 V 2 (22,37 V) 5 12,23 V
Alternativa a
 89. a) Falso, conforme mostra a reação global:
2 Fe31 1 6 H2O 2 Fe (s) 1 3 H2 (g) 1 6 OH
2 (aq)
 b) Verdadeiro, pois o potencial de redução do oxigênio é maior que o do ferro, acelerando o processo 
de corrosão do ferro.
 c) Verdadeiro.
 d) Verdadeiro. O zinco possui E0 menor que o ferro, oxidando mais facilmente que este último.
 e) Falso. O zinco é um melhor oxidante que o magnésio.
 90. a) Verdadeira. No tubo 1, o zinco teve uma variação de Nox. de 0 para 12 e, no tubo 2, o magnésio 
teve uma variação de Nox. de 0 para 12, também. 
 b) Verdadeira. Nos tubos 3 e 4 o ferro formou ferrugem, ou seja, sofreu oxidação.
 c) Falsa. Se fossem mais reativos que o ferro, o prego permaneceria inalterado como nos tubos 1 
e 2.
 d) Verdadeira, conforme explicação acima.
Alternativa c
149
Questões sobre a leitura 
o carro elétrico
 91. A elevada massa das baterias, a pequena potência dos veículos e a necessidade de recargas fre-
quentes e demoradas.
	 92.	 2	H2 1 O2 2 H2O
 93. No estado gasoso, exige pressão muito elevada; no estado líquido, além da pressão elevada, existe 
a necessidade de temperatura baixíssima.
 94. Se a energia usada para carregar as baterias dos veículos elétricos vier de fontes renováveis e 
pouco poluentes, haverá uma diminuição na poluição, principalmente nas cidades com tráfego in-
tenso e diminuição no uso dos combustíveis fósseis, que é um fator importante na intensificação 
do efeito estufa e a poluição atmosférica.
 95. a) Porque a reação global produz apenas água e energia.
 b) O hidrogênio.
 c) A proporção H : O, em massa, deve ser 1 : 8.
Acompanhamento e avaliação 
Elabore um projeto em que o objetivo principal seja a sensibilização e a conscientização da comu-
nidade no que diz respeito ao descarte de pilhas e baterias usadas.
Para isso, peça que os alunos pesquisem a fim de responder algumas perguntas sobre coleta de 
pilhas e baterias:
• Por que as baterias e as pilhas usadas são consideradas um risco para o meio ambiente e para 
as pessoas?
• Qual o destino das pilhas e das baterias usadas em sua cidade?
• Existe alguma lei ou projeto de lei, em sua cidade, que previna os riscos do descarte inadequado 
de pilhas e baterias ao meio ambiente e às pessoas?
• Se existe uma lei, como fazer valer essa lei?
• Existe reciclagem de baterias usadas em sua cidade? Se não existir, tente saber o porquê. 
Peça a eles que façam cartazes informativos e educativos sobre o tema para sensibilizar a comuni-
dade onde vivem e, se possível, que tentem sensibilizar a prefeitura da cidade.
Tente encontrar, junto à sua comunidade, saídas para o descarte de pilhas e baterias que não pre-
judiquem o meio ambiente.
O site a seguir traz os endereços de alguns postos de coleta de pilhas e baterias em todo o Brasil.
• http://www.mma.gov.br/port/sqa/prorisc/pilhasba/coleta/corpo.html
Acesso em: mar. 2010.
Eletroquímica – Eletrólise
C
a
p
ít
u
lo
10
infográfico 
O infográfico na abertura do capítulo mostra como 1.000 kg de alumínio podem ser obtidos 
primariamente e por meio da reciclagem. É interessante observar a quantidade total de água, de 
combustível e de eletricidade utilizadas nas etapas de produção e compará-la com as quantidades 
gastas no processo de reciclagem.
O professor pode enfatizar aos alunos as diferenças de quantidades emitidas de CO2, gases e 
poeiras, líquidos e sólidos entre a produção de alumínio primário e a reciclagem. As questões am-
biental e do consumo consciente podem nortear essa discussão. 
150
rEflEtinDo
O objetivo deste capítulo é o estudo da eletrólise e dos cálculos estequiométricos da eletroquí-
mica. As duas questões visam trabalhar as relações e proporções dessas transformações químicas 
e chegar a um significado real para os alunos: a quantas horas de banho quente corresponde a 
economia de energia elétrica obtida ao se reciclar 1 kg de alumínio? 
Respostas:
1. Somando-se, a partir do minério, o consumo de energia elétrica nas etapas apresentadas, ob-
temos 15.635 kWh por tonelada, portanto, 15,63 kWh por quilograma. Na última etapa temos a 
reciclagem com 780 kWh por tonelada, portanto, 0,78 kWh por quilograma.
2. A economia é a diferença das quantidades de energia gastas: 
 15,63 kWh 2 0,78 kWh 5 14,85 kWh 
 Dividindo esse valor pelo consumo do chuveiro (4 kWh), obtemos o equivalente a 3,71 h ou 
aproximadamente 3 horas e 40 minutos de banho quente. Esse valor equivale ainda a cerca de 
22 banhos de 10 minutos, essa é a quantidade de banhos equivalente à economia gerada na 
reciclagem de 1 kg de alumínio.
1. introdução
Neste capítulo, os dois itens mais difíceis para os alunos são:
•	Prioridade de descarga dos íons
• A estequiometria das pilhas e da eletrólise
Sendo assim, deve-se dar uma atenção especial aos exercícios desses dois itens.
2. Eletrólise ígnea
3. Eletrólise em solução aquosa com eletrodos inertes
4. Prioridade de descarga dos íons
Questões 
a) NaCL Na1 1 CL2	 (dissociação do eletrólito)
   H2O H1 1 OH2	 (autoionização da água)
   2 H1 1 2 e2 HG2	 (semirreação do catodo)
   2 CL2 CL2 1 2 e2	 (semirreação do anodo)
   2 NaCL 1 2 H2O 2 NaOH 1 H2 1 CL2	 (reação global)
b) H2 (g) 1 CL2 (g) 2 HCL (g)
     HCL (g) H20 H1 (aq) 1 CL2 (aq)
c) CL2 (g) 1 2 NaOH (aq) NaCLO (aq) 1 NaCL (aq) 1 H2O (L)
d) A primeira não é espontânea. A segunda e terceira são espontâneas, conforme a facilidade de 
descarga dos íons.
Pesquisa 
Pesquisando este site, o aluno poderá responder que em uma piscina salinizada, o sal é misturado 
com água, gerando uma salmoura que em uma máquina sofre o processo de eletrólise. As reações que 
ocorrem são:
2 NaCL 1 2 H2O CL2 1 2 NaOH 1 H2
 Sal Água Energia Cloro Soda Hidrogênio
 elétrica cáustica
O cloro e a soda cáustica (hidróxido de sódio) reagem dentro da máquina, gerando o hipoclorito de 
sódio.
CL2 1 2 NaOH NaCLO 1 NaCL 1 H2O
 Cloro Soda Hipoclorito Cloreto Água
 de sódio de sódio
151
O hipoclorito de sódio ajuda na esterilização da água da piscina.
O aluno deverá concluir, também, que o tratamento da água de piscina requer muita responsabilidade, 
pois impacta na saúde das pessoas. Por esse motivo, essa operação deve ser realizada por pessoas 
devidamente treinadas e que tenham informações cientificamente corretas.
Atividade prática 
Professor, não se esqueça de descartar/destinar corretamente o material utilizado nesta ativida-
de. Comente com os alunos a importância dessa atitude e as possíveis consequências do descarte 
feito de maneira incorreta. Sobre esse assunto, se necessário, releia o texto das páginas 12 e 13 
desse Suplemento para o professor.
Eletrólise em solução aquosa
Respostas das perguntas
a) No catodo (polo  ): 2 H1 1 2 e2 HG2
 No anodo (polo  ): 2 I
2 I2 1 2 e
2
b) Reação global: 2 H1 1 2 I2 H2 1	 I2 ou: 2 HI H2 1	 I2
c) No catodo, a liberação de H2 deixa excesso de OH
2 em solução, que irá tornar avermelhada a 
fenolftaleína, ao redor do catodo.
 No anodo, o I2 liberado reagirá com o amido, tornando-o azul-escuro.
Exercícios básicos 
 1. A alternativa (d) é a incorreta, pois o potássio em contato com a água reage violentamente 
@ K 1 H2O V KOH 1 1 __ 2 H2 # 
Alternativa d
 2. É observando a figura que concluímos que E1 está ligado ao polo positivo da bateria — veja que é para 
E1 que estão se deslocando os íons negativos. A sacarose é um composto molecular e, portanto, 
se for dissolvido em água a lâmpadanão acenderá.
Alternativa b
 3. Dissociações iniciais 2 NaCL 2 Na1 1 2 CL2
2 H2O 2 H
1 1 2 OH2
 Polo  (redução catódica): 2 H1 1 2 e2 H2
	(g)
 Polo  (oxidação anódica): 2 CL2 CL2 (g) 1 2 e2
 Reação global: 2 NaCL 1 2 H2O 2 NaOH 1 H2 (g) 1 CL2 (g)
 I. Correto. No eletrodo 1 (polo ) houve liberação de gás cloro.
 II. Correto. Houve formação de NaOH que, em contato com fenolftaleína, adquire uma coloração 
rosada.
 III. Errado. No eletrodo 1 ocorreu uma reação de oxidação do cloro.
Alternativa d
 4. Dissociação inicial: CuCL2 Cu21 1 2 CL2
 Polo  (redução catódica): Cu21 1 2 e2 Cu
 Polo  (oxidação anódica): 2 CL2 CL2 1 2 e
2
 Reação global: CuCL2 Cu 1 CL2 (g)
Alternativa e
 5. Exercício resolvido.
 6. O esquema I trata-se de uma pilha (reação espontânea de oxirredução) em que a energia química é 
convertida em energia elétrica. Já o esquema II trata-se de uma eletrólise (reação não espontânea 
de oxirredução) em que a energia elétrica é convertida em energia química.
Alternativa d
152
 7. Note que nessa questão o aluno pode se atrapalhar, pois no enunciado são mencionadas baterias 
alcalinas de Ni-Cd, dizendo-se ainda que:
•	o polo  é de cádmio (portanto o anodo da pilha);
•	o polo  é de Ni2O3 (portanto o catodo da pilha).
No entanto as alternativas dizem respeito à recarga da bateria. Temos, pois, um processo de 
eletrólise, em que ocorrem reações inversas àquelas que foram dadas, ou seja, no sentido dos 
reagentes. Nesse novo sentido há redução do Cd e oxidação do Ni.
Alternativa b 
Exercícios complementares 
 8. No polo negativo é produzida a prata. No polo positivo ocorre a reação:
4 OH2 2 H2O 1 O
G
2 1 4 e
2
Na reação acima, há liberação do oxigênio. A descarga do OH2 libera o H1 da água, tornando ácida 
a solução.
Alternativa d
 9. a) Porque o açúcar não se ioniza, diferentemente do ácido sulfúrico e do sulfato de cobre.
 b) Ionização da água: 2 H2O 2 H
1 1 2 OH2
Polo  (redução catódica): 2 H1 1 2 e2 H2
Polo  (oxidação anódica): 2 OH2 H2O 1 
1 __ 2 O2 1 
2 e2
Reação global: H2O H2 (g) 1 
1 __ 2 O2 (g)
No eletrodo positivo liberou-se O2 (g) e no eletrodo negativo liberou-se H2.
 c) Ionizações iniciais 
CuSO4 Cu
21 1 SO4
22
2 H2O 2 H
1 1 2 OH2
Polo  (redução catódica): Cu21 1 2 e2 Cu
Polo  (oxidação anódica): 2 OH2 H2O 1 
1 __ 2 O2 1 2 e
2
Reação global: CuSO4 1 H2O H2SO4 1 Cu 1 
1 __ 2 O2 (g)
O gás liberado é o O2 e a deposição de cobre ocorre no catodo.
 10. No início, forma-se o gás CL2 (esverdeado) segundo a reação: 2 CL2 CL2 1 2 e2. Quando 
termina o NaCL, o anodo libera O2 (incolor), segundo a reação: 2 OH2 H2O 1 
1 __ 2 O2 1 2 e
2
 11. a) A mensagem do anúncio não é correta, pois haverá formação de produtos químicos.
 b) I. 2 NaCL 1 2 H2O 2 NaOH 1 H2 (g) 1 CL2 (g) (reação que forma o cloro, útil no trata-
mento da água de piscina)
II. 2 NaOH 1 CL2 NaCL 1 NaCLO 1 H2O (reação que forma o NaCLO, que é forte bactericida)
5. Eletrólise em solução aquosa com eletrodos ativos (ou reativos)
6. Comparando o funcionamento das pilhas com a eletrólise
Questões 
a) Sendo colocado no anodo, um metal (M) reativo pode sofrer uma semirreação do tipo: 
M M1 1 e2.
b) Estão acima do hidrogênio.
c) É a deposição de um metal sobre uma superfície, feita por meio de eletrólise.
d) Colocando um metal impuro no polo positivo (anodo) e uma barra inicial do mesmo metal puro no 
polo negativo (catodo) e efetuando uma eletrólise, com uma solução apropriada.
e) O funcionamento da pilha é espontâneo e o da eletrólise não é.
153
Exercícios básicos 
 12. Para cromar um chaveiro de ferro, coloca-se um pedaço de crômio metálico como anodo. O crômio 
metálico irá se oxidar a Cr31 que irá para a solução. Posteriormente, no catodo, onde colocou-se o 
chaveiro de ferro, o Cr31 presente na solução irá se reduzir a crômio metálico, revestindo o chaveiro 
de ferro.
Alternativa d
 13. • No polo  (onde está a chapa de Ni) ocorre: 
Ni0 Ni21 1 2 e2 (item III correto)
Essa equação representa a oxidação do Ni (item II correto), ou seja, a corrosão do próprio eletrodo 
(item IV correto).
			 	 • No polo  (onde está a chave) ocorre:
Ni21 1 2 e2 Ni0 (item I correto)
Nesse caso, a chave é recoberta por níquel, e não corroída (item V errado)
Alternativa b
 14. As moedas de cobre antigas podem ser recuperadas através de um novo revestimento de cobre me-
tálico, nesse caso proveniente da redução do Cu21 a Cu0: Cu21	(aq) 1 2 e2 Cu (s)
Alternativa a
 15. a) No eletrodo A, que é negativo e provoca a reação: Cu21 1 2 e2 Cu
 b) A cor azul permanece inalterada, pois, para cada Cu21	liberado no anodo, haverá exatamente um 
Cu21	 capturado no catodo.
 16. (02) é correto, pois cada pilha tem um potencial de 1,69 1 0,36 5 2,05 V e como são seis pilhas 
associadas em série, temos: 6 ?  2,05 V ddp 5 12,30 V;
(04) é correto, pois corresponde à reação que ocorre no anodo;
(16) é correto, pois a reação global de descarga é:
Pb 1 PbO2 1 2 H2SO4 2 PbSO4 1 2 H2O
mostrando que há dois fatores de diluição da solução (o H2SO4 diminui e o H2O aumenta), o que 
diminui a densidade da solução.
Assim, a resposta é 22, pois estão corretas as proposições (02), (04) e (16).
7. Aplicações da eletrólise
8. A estequiometria das pilhas e da eletrólise
Questões 
a) Não, pois a corrosão é um processo natural e que oxida os metais, ou seja, são processos opostos.
b) SnO2 1	 2 CO 
D Sn 1 2 CO2
c) ZnS 1 3 __ 2 O2
 D ZnO 1 SO2
 ZnO 1	 CO 
D Zn 1 CO2
Pesquisa 
Essa atividade tem por objetivo propiciar aos alunos o conhecimento dos processos industriais 
normalmente utilizados ao longo da fabricação dos produtos finais que são encontrados em lojas e 
casas comerciais.
Exercícios básicos 
 17. Como a bauxita contém apenas 50% em massa de óxido de alumínio, as indústrias procuram se 
estabelecer perto das jazidas de bauxita para não transportar a parte do minério que não resulta 
em alumínio.
Alternativa e
 18. A produção de alumínio gasta cerca de 20 kWh de energia elétrica por quilograma do metal. Assim, 
para fabricar 10 kg de objetos de alumínio foram gastos 200 kWh de energia elétrica. Sendo o con-
154
sumo de energia elétrica mensal igual a 100 kWh, 200 kWh poderiam abastecer essa residência 
por um período de 2 meses.
Alternativa b
 19. Exercício resolvido.
 20. AuCL3 ? 2 H2O Au	15555255553	 123
342,5 g ______________ 200,0 g de Au
1
2
3
x 5 40,00 g de Au
68,50 g ______________ x g de Au
Alternativa b
 21. Neste caso, ocorre decomposição eletrolítica apenas da água, segundo:
2 H2O 2 H2 1 O2	 123	 	 	 123
2 ? 22,4 L de H2 (CNTP) __________ 32 g
1
2
3
x 5 11,2 L de H2 (CNTP)
x L de H2 __________ 8 g
Alternativa c
 22. Exercício resolvido.
 23. A quantidade de eletricidade que fluiu pela célula foi: 
 Q 5 i ? Dt
 V Q 5 20 A ? 7.200 s  V  Q 5	144.000 C
 Pela equação de redução do níquel, temos:
Ni21 1 2 e2 Ni0	 123	 123
2 ? 96.500 C _______________ 59 g
1
2
3
x 5 44,02 g de Ni
144.000 C _______________ x g
Alternativa b
 24. Ni21 1 2 e2 Ni0	 123	 123
2 ? 96.500 C _________________ 59 g
1
2
3
Q 5 1.930 C
Q _________________ 0,59 g
Q 5 i ? Dt  V  1.930 5 19,3 Dt  V  Dt 5 100 s 
 25. Cu21 1 2 e2	 Cu	 123	 123
 2 ? 96.500 C _________________ 63,5 g
1
2
3
x 5 1,93 ? 104 C
x C _________________ 6,35 g
Alternativa e
 26. Ni21 1 2 e2 Ni	 123	 	 123
58,7 g ______________ 2 ? 6 ? 1023 elétrons
1
2
3
x 5 1,2 ? 1020 elétrons
0,00587 g ______________ x elétrons
Alternativa e
 27. Me x1 1 xe2 Me0	123	 	 123
119 g_________________ (96.500 ? x) C
1
2
3
x 5 4
2,975 g_________________ 9.650 C
 28. Exercício resolvido.
 29. 4 OH2 2 H2O 1 O2 1	 4e
2
	 	 123	 	 123
(dado do problema) 25 L _________________ 4 faradays
1
2
3
x 5 2,0 faradays
12,5 L _________________ x faradays
Alternativa e
155
 30. 2 H1 1 2 e2 H2	 1552553	 	 123
2 ? 96.500 F _________________ 22,4 L
1
2
3
Q 5 2 ? 96.500 F
Q _________________ 22,4L
Q 5 i ? Dt V 2 ? 96.500 5 50 ? Dt V Dt 5 3.860 s
Convertendo, temos: 64 min e 20 s
Alternativa a
 31. Exercício resolvido.
 32. Q 5 i ? Dt V Q 5 10 ? 19.320 V Q 5 193.200 C
Usando qualquer uma das duas semirreações dadas, temos:
Cu0 (s) Cu21 (aq) 1	 2 e215253	 123
63,5 g ________________________ 2 ? 96.500 C
1
2
3
x 5 63,6 g de cobre puro
x g ________________________ 193.200 C
Como a massa de barra impura é de 100 g, temos: 100 g 2 63,6 g 5 36,4 g de impurezas
 33. Exercício resolvido.
 34. Em 1 dia, temos 24 horas. Em 1 hora, temos 3.600 segundos; logo, em 24 horas, temos 86.400 
segundos.
 Q 5 i ? Dt V Q 5 19.300 ? 86.400 V Q . 1,668 ? 109 C
AL31 1 3e2 AL0	123	 123
27 g _________________ 3 ? 96.500 C
1
2
3
x 5 1,555 ? 105 g  V  x 5 155,5 kg de AL
x g _________________ 1,668 ? 109 C
Se a eficiência fosse de 100% ______________ 155,5 kg de AL
1
2
3
y 5 139,95  V  y . 140 kg de AL
Sendo de 90% ______________ y kg de AL
Alternativa e
Essa questão mostra, de forma numérica, como é grande o consumo de eletricidade na produção 
de alumínio; por isso é muito importante sua reciclagem.
 35. Exercício resolvido.
 36. Nessa eletrólise, temos: Q 5 i ? Dt  V  Q 5 6 ? 9.650 C
 2 NaCL 2 CL2 CL2 1 2 e2	15253	 	 	 	 123
2 mol _______________________________ 2 ? 96.500 C
1
2
3
n 5 0,6 mol de NaCL
n mol _______________________________ 6 ? 9.650 C
Portanto, a molaridade será: M 5 n __ V V  M 5 
0,6
 ____ 0,2 V M 5 3 mol/L
 37. • Cálculo da quantidade de Zn21 na solução inicial (isto é, antes da eletrólise):
 2,841 g de Zn(NO3)2, contêm: n 5 
m ___ M # n 5 
2,841
 ______ 189,4 V n 5 0,015 mol de Zn(NO3)2
 Considerando que 1 mol de Zn(NO3)2 correspondente a 1 mol de Zn
21, podemos dizer que, na solução 
inicial, havia 0,015 mol de Zn21.
 • Cálculo de Zn21 consumido, na eletrólise, pela equação:
Zn21123 1 2 e
2
123 Zn
0
1 mol _________________ 2 ? 96.500 C
1
2
3
n 5 0,005 mol de Zn21
n mol _________________ 965 C
 Sobra de Zn21, após a eletrólise: 0,015 mol 2 0,005 mol 5 0,010 mol de Zn21.
 Considerando que essa quantidade está presente em 100 mL (ou 0,1 L) de solução, temos:
 M 5 n __ V 5	 
0,010
 ______ 0,1 V M 5 0,1 mol/L
 38. Exercício resolvido.
156
 39. Na 1a cuba, temos: Ag1	 1	 e2	 Ag0	 123	 	 123
 1 mol (ou 108 g)_________________ 96.500 C
Consequentemente, na 2a cuba, vão passar também 96.500 C, que irão provocar a reação:
2 KI 1 2 H2O 2 KOH 1 H2 1 I2 ; sendo assim, teremos:
 • no polo negativo (catodo) será liberado o H2 de acordo com:
 2 H1 1 2 e2 HG2	 123	 	 123
2 ? 96.500 C ________________ 22,4 L de H2 (CNTP)
1
2
3
V0 5 11,2 L de H2 (CNTP)96.500 C ________________ V0 L de H2
 • no polo positivo (anodo) será liberado o I2, de acordo com:
2 I1 I2 1 2 e
2
	 123	 	 123
2 ? 127 g _______________ 2 ? 96.500 C
1
2
3
x 5 127 g de I2
x g _______________ 96.500 C
Alternativa c
 40. O número de elétrons que passa pelas duas cubas é o mesmo. Portanto:
1a cuba: 2 Cu1 (cuproso) 1 2 e2 2 Cu0 1a cuba produz 2 Cu0, enquanto a 
2a cuba só produz 1 Cu2a cuba: Cu21 (cúprico) 1 2 e2 Cu0 
 
 Iguais
Portanto, a massa de cobre obtida na primeira cuba será o dobro da massa de cobre obtida na 
segunda cuba.
 41. Na solução de AgNO3, temos:
Ag1 1 e2 Ag0	 123	 	 123
96.500 C _______________ 108 g
1
2
3
Q 5 965 C
Q _______________ 1,08 g
Na solução de X X1 irá passar a mesma quantidade de eletricidade, ou seja, 965 coulombs.
Portanto:
X X1 1 xe2 X 0	 123	 	 123
x ? 96.500 C _______________ 197 g
1
2
3
x . 3
965 C _______________ 0,657 g
Alternativa d
 42. Exercício resolvido.
 43. Cálculo da quantidade de eletricidade:
 Pb 1 HSO4
2 PbSO4 1 H
1 1 2e2	 123	 	 123
207 g ____________________________________ 2 ? 96.500 C 
1
2
3
Q 5 193 C
0,207 g ____________________________________ Q
Cálculo da intensidade de corrente elétrica fornecida pela bateria:
Q 5 i ? Dt # 193 5 i ? 1 V i 5 193 A
Alternativa b
44. 2 MnO2 1 2 NH4
1 1 2 e2 2 MnO(OH) 1 2 NH3	 	
2 ? 87 g ____________ 2 ? 96.500 C 
1
2
3
Q 5 4.825 C
4,35 g ____________ Q
Q 5 i ? Dt V 4.825 5 2 ? 1023 ? Dt V Dt 5 2.412.500 s Æ Dt 5 670 horas
 45. O cádmio consumido corresponde à seguinte semirreação:
Cd	 Cd21 1 2 e2123	 123
 1 mol ___________________ 2 mol
Alternativa b
157
Exercícios complementares 
 46.
No frasco A
No frasco B
�
��
��
�
��
��
��
�
�
��
��
��
��
��
�
��
��
III erradaII correta
IV correta
I errada
65,4 g
Zn
254 g
polo ○� : Zn2� � 2 e�
2 H� � O
2
 � 2 e� polo ○� : H2O
H
2 
 � 2 OH� ( básico H2 (pH � 7)polo ○� : 2 H2O � 2 e
�
I
2
 � 2 e� ( não forma H
2
 polo ○� : 2 I� 
1
2
Alternativa b
 47. Polo  (redução catódica): Mg21 1 2 e2 Mg
 Polo  (oxidação anódica): 2 CL2 CL2 1 2 e2
	 	 • Para o Mg: 
24,3 g de Mg _________________ 2 ? 96.500 C 
1
2
3
x 5 6,29 g de Mg
x g _________________ 50.000 C
	 	 • Para o CL2: 
71 g de CL2 _________________ 2 ? 96.500 C 
1
2
3
y 5 18,4 g de CL2
y g _________________ 50.000 C
Alternativa c
 48. a) Falsa. A reação observada no processo de prateamento não é espontânea, ou seja, DE , 0, onde 
a prata sofre redução.
 b) Falsa. A ddp é de: 0,80 V 2 0,34 V 5 0,46 V.
 c) Verdadeira.
 d) Verdadeira, de acordo com a equação: Cu21 1 Zn Cu  1 Zn21
 e) Verdadeira.
 49. Dt 5 30 dias 5 30 ? 24 ? 3.600 segundos
Q 5 i ? Dt  V  Q 5 965 ? 30 ? 24 ? 3.600  V  Q . 2,5 ? 109 C
AL31 1 3 e2 AL0	 123	 123
3 ? 96.500 C _________________ 27 g 
1
2
3
x 5 2,33 ? 105 g  V  x 5 0,233 tonelada de AL 
2,5 ? 109 C _________________ x g
Essa é a produção por cuba. Como são 150 cubas, temos:
0,233 ? 150 5 34,95 . 35 toneladas de AL
Alternativa a
 50. H2O 
1 __ 2 O2 1 2 H
1 1 2 e2
022
Oxidação/Anodo; polo 
 Como a oxidação ocorre na semirreação de formação do O2, conclui-se que o fluxo de elétrons, pelo 
circuito externo, ocorre na direção do grafite.
Alternativa b
 51. 10 pilhas depositam 0,025 mol de Cu0; portanto, 1 pilha deposita 0,0025 mol de Cu0.
Cu21 1 2 e2 Cu0	 123	 123
2 mol _________________ 1 mol
1
2
3
x 5 0,0050 ou 5 ? 1023 mol
x mol _________________ 0,0025 mol
Alternativa c
158
 52. a) CuSO4 Cu
21  1 SO422
 0,10 mol 0,10 mol
 MSO422 5 0,1 mol/L
 b) Em 1 L de solução há 0,10 mol de Cu21, ou seja, 6,35 g/L de Cu2
 
Cu21 1 2 e2 Cu
63,5 g ___________________ 2 ? 96.500 C 
1
2
3
Q 5 19.300 C
6,35 g ___________________ Q
 Q 5 i ? Dt V 19.300 5 5  Dt V Dt 5 3.860 s
 53. Q 5 i ? Dt  V  Q 5 (1,072 ? 30 ? 60) C
Me31 1 3 e2 Me015253	 123
MMe _________________ 3 ? 96.500 C
1
2
3
MMe 5 210 u
1,400 g _________________ (1,072 ? 30 ? 60) C
 54. Cu21 1 2 e2 Cu0	 123	 123
2 mol 5 2 ? 6,023 ? 1023 elétrons ________________ 63,5 g
1
2
3
x 5 12,7 ? 1023 g  V  x 5 12,7 mg2,4 ? 1020 elétrons ________________ x g
Alternativa b
 55. Catodo: AL31 1 ne2 AL0 ne
2
Anodo ( n): nX2 ne2 1 nX0 ne
2
Reação global: ALXn AL0 1 nX0	 	 	 123	 	 123
27 g ___________ n mol
1
2
3
n 5 3 mol
5,4 g ___________ 0,6 mol
Alternativa b
Questões sobre a leitura 
A história do alumínio
 56. A produção do alumínio reciclado consome apenas 5% da energia que seria necessária para produzi-lo 
a partir do seu minério. Além disso, preservam-se as jazidas de bauxita.
 57. Sua resistência à corrosão, boa condutividade térmica e elétrica e baixa densidade, que torna os 
objetos feitos de alumínio mais leves que aqueles feitos de ferro, por exemplo.
 58. Panelas, bules, janelas, portas, portões, latas, papel laminado etc.
 59. Cálculo da quantidade de AL obtida em quantidade de matéria:
1 mol de AL ____________ 27 g
1
2
3
n 5 5 mol de AL
n ____________ 135 g
 Cálculo da quantidade de eletricidade necessária para depositar os 5 mols de AL:
 AL31 1 3 e2 AL0
3 ? 96.500 C _____ 1 mol
1
2
3
Q 5 1.447.500 C
Q _____ 5 mol
 Cálculo da corrente elétrica que atravessou o circuito por 30 h (108.000 s)
 Q 5 i ? Dt V 1.447.500 5 i ? 108.000 Vi 5 13,4 A
Alternativa d
 60. A eletrólise ígnea é realizada em uma solução de AL2O3 disperso em Na3ALF6 (II correta). Na eletrólise 
ígnea do AL2O3, obtemos alumínio no catodo (III correta) e oxigênio no anodo (IV correta).
Alternativa e
159
rEflEtinDo
O objetivo dessa questão é apresentar as diferenças entre os fenômenos internos ao núcleo 
(radiação e partículas nucleares) e as radiações de origem externa ao núcleo. Durante o debate com 
os alunos, nas tentativas de localizar as situações que envolvam os fenômenos nucleares, questione 
suas hipóteses para exercitar essa diferenciação. Para os alunos, é mais fácil localizar as reações 
nucleares relacionadas ao mundo macroscópico representado na figura, como: na usina nuclear, 
no submarino nuclear, no cartaz da bomba atômica, na radioterapia no hospital; e as radiações 
solares, menos evidentes para os alunos.
É importante reforçar que algumas radiações solares, como a luz visível e os raios ultravioleta 
e infravermelhos, também podem ser produzidas sem reações nucleares (fenômenos externos ao 
núcleo), como nas diversas lâmpadas, que emitem essas radiações por meio dos “saltos” dos elétrons 
entre as camadas da eletrosfera. 
As demais radiações apresentadas — raios X, ondas de rádio, raio laser ou luz das lâmpadas 
elétricas — não têm origem no núcleo do átomo. 
Pode-se aprofundar o debate sobre as reações nucleares e suas condições, um bom exemplo 
é o Sol, pois em seu interior as condições são apropriadas para essa reação:
	 • temperatura: de 5.000 K na superfície até 15.000.000 K no núcleo;
	 • pressão: no núcleo, onde ocorre a reação, cerca de 150.000 kg/m2. 
Nessas condições extremas ocorre a fusão de núcleos de hidrogênio, formando átomos de 
hélio. Essa fusão libera muita energia, que chega até a Terra na forma de diversas radiações eletro-
magnéticas e de partículas.
reações nucleares
C
a
p
ít
u
lo
11
infográfico 
O infográfico da abertura do capítulo mostra diversos equipamentos que emitem energia na 
forma de ondas eletromagnéticas e/ou emissões de partículas nucleares.
É importante que o professor resgate o conceito de estrutura atômica, para que o aluno perceba 
as diferenças entre os fenômenos que ocorrem dentro e fora do núcleo atômico.
Enfatize ainda as aplicações da radioatividade na Medicina e na produção de energia elétrica, 
por exemplo.
1. introdução
Precisamos de cada vez mais energia para sustentar nosso desenvolvimento — e o núcleo do átomo 
é, sem dúvida, uma fonte poderosa e abundante. No entanto, os riscos inerentes às reações nucleares 
são muito grandes, e piores ainda são as perspectivas de seu uso para fins militares ou de terrorismo. 
Sendo assim, este capítulo é bastante propício para o professor promover discussões sobre os aspec-
tos econômicos, sociais, políticos e éticos do emprego de energia nuclear — comparando, por exemplo, 
as necessidades dos países pobres com tudo o que os países ricos já gastaram (e ainda gastam) com 
armamentos nucleares.
2. o início da era nuclear – 
A descoberta da radioatividade
3. os efeitos das emissões radioativas
4. recordando alguns conceitos sobre a estrutura atômica
5. A natureza das radiações e suas leis
160
Questões 
a) É a propriedade que alguns núcleos atômicos instáveis possuem de emitir partículas e radiações 
eletromagnéticas, para se transformar em núcleos mais estáveis.
b) O carbono-14 tem 6 prótons e 8 nêutrons.
c) 146C 21
0b 1 147N
d) O nitrogênio.
Pesquisa 
Pesquisando esse site, o aluno poderá responder que um acelerador de partículas é um equipamen-
to que permite acelerar os núcleos atômicos a energias suficientemente elevadas para que partículas 
possam colidir com outros núcleos e produzir reações nucleares. Desse modo, pode-se estudar suas 
propriedades, com o objetivo de compreender as leis da natureza e contribuir para o avanço do conhe-
cimento científico. Áreas como Medicina, Odontologia, Arqueologia e Metalurgia têm se beneficiado 
desse conhecimento.
Exercícios básicos 
 1. a) Z 5 9; N 5 20 2 9 5 11
 b) Z 5 42; N 5 99 2 42 5 57
 c) Z 5 47; N 5 115 2 47 5 68
 d) Z 5 92; N 5 238 2 92 5 146
 2. São isótopos: 21
7
3 AL e 2163 AL (ambos com 13 prótons); 126C e 146C (ambos com 6 prótons)
 São isóbaros: 2713AL e 2714Si (ambos com A 5 27); 147N e 146C (ambos com A 5 14).
 São isótonos: 2916S, 
2
1
6
3 AL, 2411Na, 2714Si (todos com 13 nêutrons).
 3. I. 42a	(alfa); II. 21
0b	(beta); III. 00d	(gama).
Alternativa a
 4. a) Falso. Cada radiação 42a emitida faz com que um núcleo tenha seu número de massa diminuído 
em 4 unidades.
 b) Verdadeiro. Ao emitir radiação 21
0b, um núcleo tem seu número de massa inalterado e seu número 
atômico aumentado em uma unidade.
 c) Verdadeiro.
 d) Verdadeiro.
 e) Verdadeiro, conforme explicado no item b.
 5. Como os raios d (gama) não possuem massa ou carga, eles são mais penetrantes que as partículas 
a (alfa) e b (beta).
Alternativa c
 6. Exercício resolvido.
 7. Exercício resolvido.
 8. Observamos, na Tabela Periódica, que o Fe tem número atômico 26. Podemos então escrever:
5
2
9
6Fe 
A
ZX 1	 21
0b
Balanço dos números de massa: 59 5	A 1	0  V  A	5	59
Balanço das cargas elétricas nucleares: 26 5	Z	2	1  V  Z	5	27
Portanto: 52
9
6Fe 
5
2
9
7Co 1	 21
0b
Alternativa e
 9. A equação que representa a emissão de uma partícula 42a é: 
22
8
1
7Fr 
21
8
7
5At 1 
4
2a
Alternativa e
 10. 84A
216 82B
212 1 2a
4 83C
212 1 21
0b 84D
212 1 21
0b 82E
208 1 2a
4
Alternativa a
 11. 239
8
2X 
23
9
4
0Y 1 
4
2a 
23
9
4
1Z 1 21
0b
 O átomo Z possui 143 nêutrons (234 2 91).
Alternativa d
161
 12. Exercício resolvido.
 13. 228
2
6Rn x
4
2a 1	 y21
0b 1	 218
0
4Po
Balanço das massas:
222 5 4x 1 210 V  x 5 3 partículas a
Balanço das cargas (sendo x 5 3):
86 5 2x 1 (21)y 1 84 V 86 5 2 ? 3 2 y 1 84 V y 5 4 partículas b
Alternativa d
 14. AZM 7 
4
2a1	 4 21
0b	1	 20983Bi
 a) Equação das massas: A 5	7 ? 4 1 0 1 209 V  A 5 237
 Equação das cargas elétricas: Z 5 7 ? 2 1 4(21) 1 83 V Z 5 93
 b) Pela Tabela Periódica: Z 5 93 V Netúnio (Np)
Exercícios complementares 
 15. a) 178O: Z 5 8; N 5 17 2 8 5 9
 b) 63
8
0Zn: Z 5 30; N 5 68 2 30 5 38
 c) 135
7
5Cs: Z 5 55; N 5 137 2 55 5 82
 d) 228
6
8Ra: Z 5 88; N 5 226 2 88 5 138
 16. 
13
5
3
5Cs
13
5
7
5Cs
prótons 55 55
nêutrons 78 82
elétrons 55 55
 Semelhanças: mesmo número de prótrons (55) e elétrons (55).
 Diferença: 135
3
5Cs tem 78 nêutrons e 
13
5
7
5Cs tem 82 nêutrons.
 17. 135
1
3I 
13
5
1
4Xe	 1	 21
0b
Alternativa b
 18. 29
3
2
9U 239
9
4Pu	 1	 2 21
0b
Alternativa e
 19. 239
2
0 X 
4
2a 1 
22
8
8
8Y 2 21
0b	 1 229
8
0Z 
4
2a 1 
22
8
4
8W
 228
4
8W terá em seu núcleo 88 prótons e 136 nêutrons.
Alternativa a
 20. Cálculo do número de massa do átomo X:
8
A
2X V  A 5 82 1 124 V A 5 206
Cálculo do número de partículas a e b:
2
8
2
6
2Rn x 42a 1 y 21
0b 1 28
0
2
6X
Balanço dos números de massa:
222 5 4x 1 0 1 206 V  x 5 4 partículas a
Balanço das cargas elétricas nucleares:
86 5 2x 2 y 1 82 V y 5 82 2 86 1 2x V y 5 4 partículas b
Alternativa d
 21. 189 F 11
0b 1 AZX V  Z 5 8 V oxigênio
Alternativa d
 22. 23592U 1 
1
0n 
141
56Ba 1 
n
mX 1 3 
1
0n 1 energia
massas: 235 1 1 5 141 1 n 1 3 ? 1 V  n 5 92
cargas: 92 1 0 5 56 1 m 1 3 ? (0) V m 5 36 V criptônio
Alternativa d
162
6. Cinética das desintegrações radioativas
Questões 
a) Também se reduzem à metade.
b) A pressão e a temperatura não têm nenhuma influência no tempo de meia-vida.
c) A atividade radioativa de um isótopo não cessa após duas meias-vidas. Depois de 5 anos, a ati-
vidade do isótopo cai pela metade. Passados mais 5 anos, sua atividade diminuirá pela metade 
novamente, ficando reduzida a um quarto da atividade inicial.
Exercícios básicos 
 23. Exercício resolvido.
 24. 1 hora corresponde a seis tempos de meia-vida de 10 minutos. Assim:
 
10 min
 
 
64 mg 
10 min 32 mg 
10 min 16 mg 
10 min 8 mg 
10