Apostila de físico química

Curso: Processos Industriais Módulo: I Carga Horária: 60h.
Docente: Janeide Reis Turno: Turma: Única
Discente:
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia
Unidade de Camaçari
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Sumário
1.Estudo geral dos gases .................................................................................................................. 02
1.1.Variáveis de estado e quantidade de substância......................................................................... 02
1.2.Leis de Gases................................................................................................................................ 03
1.3. Equação de Clapeyron................................................................................................................. 06
1.4. Relações entre gases ................................................................................................................. 07
1.5. Efusão e difusão de gases - Lei de Graham................................................................................ 09
1.6. Misturas gasosas - pressão parcial (Lei de Dalton....................................................................... 09
2. Fundamentos da Termodinâmica.................................................................................................... 12
3. Reações Químicas em solução Aquosa.......................................................................................... 16
4.Dispersões e Soluções..................................................................................................................... 17
4.1.Solução, dispersão coloidal e suspensão...................................................................................... 18
4.2.Classificação das soluções............................................................................................................ 19
4.3.Concentração de Soluções; Diluição de Soluções; Mistura de Soluções..................................... 21
5.Propriedades coligativas das soluções ............................................................................................ 30
5.1.Pressão de vapor e mudança de estado....................................................................................... 30
5.2. Relações entre os efeitos coligativos........................................................................................... 34
6.Termoquímica .................................................................................................................................. 40
6.1.Classificação: Reação exotérmica e reação endotérmica............................................................. 41
6.2. Entalpia Padrão (∆Hº).................................................................................................................. 43
6.3.Lei de Hess ................................................................................................................................... 45
6.4.Espontaneidade de uma reação.................................................................................................... 46
7.Cinética Química; ............................................................................................................................ 47
8.Equilíbrio Químico;........................................................................................................................... 55
9.Deslocamento de Equilíbrio.............................................................................................................. 57
10. Equilíbrio Iônico............................................................................................................................. 57
11.Pilhas e Eletrolise; Oxido-Redução ............................................................................................... 62
12.Radioatividade; Leis das Emissões Radioativas e Meia Vida e Vida Média.................................. 69
13. Bibliografia .................................................................................................................................... 73

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1.Estudo geral dos gases
1.1. Variáveis de estado e quantidade de substância
Para se estudar os gases, usa-se um modelo que é denominado Gás Ideal ou Perfeito. Esse gás
é hipotético. As variáveis que caracterizam o estado de um gás são:
A) Volume (V) - Os gases não têm volume nem forma próprios. Por definição, o volume de um gás é o
volume do recipiente que o contém.
B) Pressão (P) - A pressão de um gás é devida aos choques das moléculas contra as paredes do
recipiente.
C) Temperatura (T) - É o estado de agitação das partículas do gás. No estudo dos gases usa-se muito
a temperatura absoluta em Kelvin (K).
Essas variáveis estão relacionadas com a quantidade de gás. Clapeyron (físico francês)
estabeleceu que o quociente PV/T é diretamente proporcional ao número n de moles de um gás. No
estado gasoso, as moléculas encontram-se isoladas, separadas umas das outras por grandes
espaços vazios em relação ao seu tamanho e em contínuo movimento de translação, rotação e
vibração e praticamente não há interação. Um gás tem a forma do recipiente onde está contido e
ocupa todo o espaço limitado pelas paredes do recipiente. A teoria cinética dos gases considera
estas moléculas em contínuo movimento desordenado e colidindo umas com as outras e com as
paredes do recipiente que contém o gás. As colisões das moléculas entre si e contra as paredes do
recipiente que as contém são perfeitamente elásticas e de duração desprezível. Os principais
parâmetros de interpretação de um gás são a sua temperatura, em Kelvin (energia cinética das
moléculas), e sua pressão (impacto das moléculas com o recipiente). "Em determinadas condições,
um gás real apresenta comportamento que se aproxima do previsto para o gás ideal."
As moléculas não exercem
força umas sobre as outras,
exceto quando colidem.

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No caso de um gás, o volume é o do recipiente que o contém. O volume pode ser expresso
através das unidades abaixo (mais comuns).
cm3 = centímetro cúbico mL = mililitro m3 = metro cúbico L = Litro
1 cm3 = 1mL 1000 cm3 = 1000 mL = 1 L 1000 L = 1 m3
A temperatura é uma medida da energia cinética média de todas as moléculas que
constituem o gás. Quanto mais alta a temperatura do gás, mais alta serão as velocidades das
moléculas que o formam. Na nossa escala cotidiana (celsius) esta temperatura corresponde a -
273°C. Por isso, para converter a temperatura celsius em kelvin (temperatura absoluta), devemos
usar a relação abaixo.
T(K) = t(°C) + 273
Por exemplo, 25 °C correspondem a 298 K. A escala kelvin é utilizada no estudo do
comportamento dos gases. Nos cálculos envolvendo gases, costuma-se definir as condições normais
de temperatura e pressão (CNTP), que seria o gás na temperatura de 0°C (273 K) e 1 atm (760
mmHg) de pressão.
A pressão é resultante da colisão das moléculas do gás com as paredes do recipiente que o
contém, é força por unidade de área. Normalmente a pressão é medida em atmosfera (atm), milímetros
de mercúrio (mmHg), centímetros de mercúrio (cmHg) ou torricelli (torr).
1 atm = 760 mmHg = 76 cmHg
1mmHg = 1 torr
1.2. Leis de gases (Transformações gasosas)
A lei de Boyle-Mariotte estabelece que à temperatura constante, a massa de um dado gás
ocupa um volume que é inversamente proporcional à pressão exercida sobre o mesmo. Se a pressão
é dobrada, o volume cai para a metade. Se a pressão cai para a metade, o volume dobra.
Transformações gasosas à temperatura constante são chamadas de isotérmicas.
O produto P.V = cte. Portanto, para o caso de um gás que sai de P1 e V1 e vai para P2 e V2,
através de um processo isotérmico... P1 . V1 = P2 . V2

4
A lei de Charles/Gay-Lussac estabelece que à pressão constante, o volume ocupado por uma
massa gasosa é diretamente proporcional à temperatura absoluta. Transformações gasosas à pressão
constante são chamadas de isobáricas. Se a temperatura do gás dobra, seu volume também dobrará.
Se a temperatura do gás cair para metade, o volume também cairá para metade.
V / T = cte. Portanto, para o caso de um gás que sai de T1 e V1 e vai para T2 e V2, através de um
processo isobárico... V1 / T1 = V2 / T2
Outra constatação de Charles/Gay-Lussac é a de que à volume constante, a pressão exercida
por uma massa de gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta. Transformações gasosas à
volume constante são chamadas de isocóricas ou isovolumétricas. P / T = cte. Portanto, para o
caso de um gás que sai de T1 e P1 e vai para T2 e P2, através de um processo isovolumétrico...
P1 / T1 = P2 / T2

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As equações apresentadas acima se prestam a situações em que uma das variáveis do gás se
mantém constante. Para o caso em que as três variáveis se modifiquem durante o processo temos a
equação geral dos gases, que é obtida a partir das leis apresentadas anteriormente.
Equação geral dos gases: É uma equação que relaciona as três variáveis de estado (pressão,
volume e temperatura). Sua fórmula é P1V1/T1 = P2V2/T2, sendo que os índices referem-se à ordem
cronológica. Ela será sempre aplicada quando, em uma transformação, o gás sofrer variação em suas
três variáveis de estado (pressão, volume e temperatura).
p·V
——
T
= k ou
p1·V1
——
T1
=
p2·V2
——
T2
ISOBÁRICA
(p1 = p2)
V1 V2
—— = ——
T1 T2
lei de Charles
e Gay-Lussac
ISOCÓRICA
(V1 = V2)
P1 P2
—— = ——
T1 T2
lei de Charles e
Gay-Lussac
ISOTÉRMICA
(T1 = T2)
p1·V1 = p2·V2 lei de Boyle
A lei de Avogadro se origina do fato de o tamanho das moléculas ser desprezível em relação
às distâncias que as separam: volumes iguais de gases quaisquer, à mesma temperatura e pressão,
possuem o mesmo número de moléculas. O volume molar foi definido como o ocupado por um mol de
qualquer gás nas CNTP e é igual a 22,4 litros (independe do gás).
(número de mols constante)

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1.3. Equação de Clapeyron
As leis de Boyle-Mariotte, Charles/Gay-Lussac e de Avogadro possibilitam a obtenção da
equação de estado de um gás ou equação de Clapeyron que relaciona quantidade de mols de um
gás com pressão, volume e temperatura, sendo R a constante universal dos gases perfeitos.
onde R = 0,082 atm.L/mol.K ou 62,3 mmHg.L/mol.K (R pode ser dado em outras unidades) e n =
número de mols. A escolha da unidade da constante R depende da unidade de pressão utilizada.
Atividade
1. Determinar a pressão exercida por 9,6g de gás oxigênio, contidos em um recipiente com
capacidade de 8,2 L a 27O C. R:0,9
2. Calcule a qual pressão, em atm, 4,40g de dióxido de carbono ocupam um volume de 44,8 L a
273O C. R:0,09
3. Qual a massa molecular de 135g de uma substância gasosa que está dentro de um recipiente de
3 litros a uma pressão de 5 atm e a uma temperatura de 27O C? R: 221,4
4. Um dos poluentes mais comuns é o monóxido de carbono. Uma amostra contendo 4 mols desse
gás exerce uma pressão de 2,46 atm a 27O C. Nessas condições, determine o volume ocupado, em
litros, pelo gás. R:40
5.. (Unaerp-SP) O argônio é um gás raro utilizado em solda, por arco voltaico, de peças de aço
inoxidável. Qual a massa de argônio contida num cilindro de 9,84 L que, a 27O C, exerce uma
pressão de 5 atm? R:80
6. Os sucos de frutas engarrafados encontrados nas prateleiras dos supermercados contém
conservantes químicos, e um desses é o dióxido de enxofre (SO2), substância gasosa nas condições
ambientes. Recentemente, os jornais, rádios e as TVs anunciaram a retirada de muitos desses
sucos do mercado, pelo fato de conterem um teor de conservante maior que o permitido
oficialmente. Qual a quantidade (em mol) de dióxido de enxofre contido num recipiente de volume
igual a 1,0 L sob pressão de 22,4 atm, mantido a 273K? R:1
7. Qual o volume de um balão contendo 44,0g de gás hélio, utilizado em parques de diversões ou
em propaganda, num dia em que a temperatura é 32O C e a pressão do balão é 2,5 atm? R:110,04
8. (Cesgranrio-RJ) Num tanque de gás, havia 8,2 m3 de oxigênio a –23O C e 2 atm de pressão.
Tendo ocorrido um vazamento, verificou-se que a pressão diminuiu em 0,5 atm. Que massa de
oxigênio foi perdida, em gramas, sabendo que a temperatura permaneceu constante? R:6400

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Gás ideal ou gás perfeito
É um modelo teórico. É um gás que obedece às equações p·V/T = k e p·V = n·R·T, com
exatidão matemática, ou seja, obedece rigorosamente aos postulados da teoria cinética dos gases, às
leis de Boyle-Mariotte, Charles, Gay-Lussac, à Equação geral de estado e à Equação de Estado dos
gases. Na prática, temos gases reais. Um gás real tende para o gás ideal quando a pressão tende a
zero e a temperatura se eleva.
1.4. Relações entre gases
Densidade absoluta de um gás nas CNTP: É uma grandeza definida como a razão entre a massa e
o volume ocupado por esta massa nas CNTP.
dCNTP =
M
——
22,4
g/L
Densidade de um gás a uma pressão p e temperatura T: É a relação entre a massa (m) e o volume
ocupado (V) e pode ser calculada a partir da Equação de Estado (Clapeyron): PV=nRT
d =
p·M
——
R·T
Densidade relativa de um gás A em relação a outro gás: Define-se como o quociente entre as
densidades absolutas dos gases A e B, na mesma Pressão e Temperatura.
dA,B =
MA
——
MB
Densidade relativa de um gás A em relação ao ar: Define-se como o quociente entre a densidade
absoluta do gás A e a densidade do Ar, na mesma Pressão e Temperatura.
dA,ar =
MA
——
Mar
=
MA
——
28,8
Conversão de unidades de volume, pressão e temperatura
m3
÷ 1 000
→
←
× 1 000
L ou dm3
÷ 1 000
→
←
× 1 000
mL ou cm3

8
atm
× 760
→
←
÷ 760
torr ou mmHg °C
+ 273
→
←
− 273
K
Condições normais de temperatura e pressão (CNTP)
P = 1,00 atm e T = 273K
Atividade
01. (MACK) Certa massa gasosa ocupa um volume de 112 cm3 a 1 atm de pressão e temperatura de
77ºC. O volume ocupado pela mesma massa gasosa a 27ºC de temperatura e 5 atm de pressão será
igual a:
a) 19,20 litros
b) 1,92 centímetros cúbicos
c) 9,60 litros
d) 19,20 centímetros cúbicos
e) 9,60 centímetros cúbicos
02. (PUC) 22 g de um gás estão contidos em um recipiente de volume igual a 17,5 L, a uma
temperatura de 77ºC e pressão de 623 mmHg. Este gás deve ser:
Dados: H = 1, O = 16, N = 14, S = 32, C = 12
a) NO
b) H2S
c) SO2
d) CO2
e) NH3
03. (VUNESP) Enquanto descansa, o corpo de uma pessoa consome 200 mL de oxigênio por hora, a 25ºC
e 1 atm, por kg de massa do corpo. Quantos mols de O2 são consumidos por uma pessoa que pesa 70 kg,
em uma hora de descanso?
Dado: R = 0,082 L.atm/mol.K
a) 8,14 x 10 -3
b) 6,83
c) 0,57
d) 0,10
e) 0,70
Gabaritos: 1-D, 2-D, 3-C

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1.5.Efusão e difusão de gases - Lei de Graham
Efusão de gases é a passagem de um gás por pequenos orifícios, para um ambiente externo
de menor pressão.
Difusão de gases é a mistura de gases quando colocados uns na presença de outros ou seja o
movimento espontâneo de disseminação das moléculas de uma substância gasosa em outra
substância, de modo a formar uma mistura homogênea. Também se considera difusão a passagem de
uma substância gasosa através de uma parede porosa.
Lei de Graham: As velocidades de efusão e de difusão são inversamente proporcionais às
raízes quadradas de suas massas moleculares (ou de suas densidades).
V = k . 1
√√√√d
De mesmo modo pode-se calcular a velocidade de difusão do gás A em relação ao gás B pela
equação:
B
A
V
V
=
A
B
d
d
Como a densidade para cada gás na mistura pode ser:
dA =
p·MA
— —
R·T
B
A
V
V
=
R.T
P·M
R.T
P·M
A
B
de onde vem
B
A
V
V
=
A
B
M
M
Quanto menor a massa molar do gás , maior será a sua velocidade de efusão e difusão.
1.6. Misturas gasosas - pressão parcial (Lei de Dalton)
As soluções gasosas são aquelas em que o disperso em maior quantidade é um gás.
Estudaremos neste tópico apenas as soluções gasosas em que todos os seus constituintes são gases;
e chamaremos estas soluções de misturas de gases visto que quase sempre tais misturas constituem
sistemas homogêneos ou unifásicos.
dB =
p·MB
— —
R·T

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É importante observar que todas as relações que vimos se referem à teoria do gás ideal e,
portanto, dependem da quantidade de matéria (n) do gás, mas não dependem do tipo de substância
gasosa, são de ordem quantitativa e não qualitativa. Sendo assim, as relações que valem para um
único tipo de gás valem igualmente para misturas gasosas qualquer que seja sua composição. Então a
equação de Clapeyron para mistura de gases será escrita:
P.V = (nA + nB + nC) . R . T onde n total = nA + nB + nC para os gases A, B e C.
Fração molar, pressão parcial, pressão total, volume parcial e volume total
Fração molar de um gás A numa mistura (XA): Número de mols de A / número de mols de
mistura. XA = nA / n total ; XB = nB / n total ; XC = nC / n total
e onde XA + XB + XC = 1
Pressão parcial de um gás A numa mistura: Fração molar de A x pressão da mistura.
É a pressão exercida pelo gás A como se ele estivesse sozinho na mistura.
PA = XA . Ptotal
LEI DE DALTON: A pressão total de uma mistura gasosa é igual à soma das pressões parciais
dos gases que compõem a mistura.
Ptotal = pA +pB + pC + ......
Para os gases A e B temos que:
Gás A: PA.V = nA . R . T (I)
Gás B: PB.V = nB . R . T (II)
Mistura de gases A e B (PA + PB) .V = (nA + nB) . R . T
ou seja Ptotal.V = ntotal . R . T (III)
Dividindo-se a equação I e II, respectivamente, pela equação III, temos:
PA.V = nA . R . T (I) PB.V = nB . R . T. (II)
Ptotal.V = ntotal . R . T (III) Ptotal.V = ntotal . R . T (III)
PA. = nA . = XA PB. = nB = XB
Ptotal ntotal . Ptotal ntotal
% em pressão parcial = fração molar em %: Deste modo, a pressão parcial pode ser
expressa em porcentagem.
% em pressão parcial = fração molar
100

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Volume parcial de um gás A numa mistura: É o volume que teria o gás A se estivesse
submetido à pressão (total) da mistura, à mesma temperatura.
LEI DE AMAGAT: O volume total de uma mistura gasosa é igual à soma dos volumes parciais
dos gases que compõem a mistura.
Vtotal = vA +vB + vC + ......
Seguindo a mesma dedução acima, temos que:
vA. = nA . = XA vB. = nB = XB
Vtotal ntotal . Vtotal ntotal
Quando expressa em porcentagem, é também a porcentagem em volume do gás A na mistura.
% em volume parcial = fração molar em %:
% em volume parcial = fração molar
100
Massa molar aparente de uma mistura gasosa (Map)
Sendo a massa total de uma mistura a soma de todas as massas e o ntotal a soma de todos as
quantidades de matéria de cada gás (n=m/M), a massa molar será M = m/n.
Portanto Map = mtotal / ntotal
Densidade de uma mistura gasosa a uma pressão p e temperatura T:
d =
p·Map
— —
R·T
Atividade
1. 30 mL de gás metano, a 25O C, são aquecidos a 35O C, à pressão constante. Calcule o novo
volume do gás. R:31
2. Uma amostra de nitrogênio gasoso ocupa 20 mL, a 27O C e à pressão de 800 mmHg. Que
volume ocuparia a amostra a 0O C e 800 mmHg? R:18,2
3. Certa massa gasosa, mantida em um frasco fechado, tem pressão igual a 190 mmHg a 27O C.
a qual temperatura (em O C) a pressão esse gás no frasco fechado será igual a 0,5 atm? R:327O C
4. Em um dia de inverno, à temperatura de 0O C, foi colocada uma amostra de ar, à pressão de
1,0 atm, em um recipiente de volume constante. Transportando essa amostra para um ambiente de
60O C, que pressão, em atm, ela apresentará? R:1,21

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5. Um menino deixou escapar um balão contendo 2 L de gás hélio, a 20O C e pressão de 2
atm. Quando atingir uma altura em que sua pressão seja 0,5 atm e sua temperatura 10O C, qual será
o volume ocupado pelo gás após a subida? R: 7,72
2. Fundamentos da Termodinâmica
Termodinâmica: Relaciona as trocas de energia entre um sistema (gasoso) e o meio externo.
Essas trocas podem acontecer envolvendo calor, energia interna e trabalho.
Considerando um gás, num sistema fechado, contido num cilindro provido de um êmbolo que
pode se deslocar sem atrito. Ao aquecer o sistema, o gás se expande e desloca o êmbolo para cima.
O calor fornecido provocou o deslocamento do êmbolo e o sistema realizou um trabalho contra o meio
exterior. O calor e o trabalho correspondem as trocas de energia.
Trabalho realizado ( ), segundo a física, é igual ao produto da força exercida sobre o êmbolo F
pelo seu deslocamento d; e a pressão P exercida pelo gás é igual ao quociente da força exercida
sobre o êmbolo e a sua área S.
aquecimento
= |F| |d| ; e P = F / S tem-se = P. S. d e sabendo que S. d = ∆V é a variação de
volume, podemos concluir que o trabalho: = P (∆V)= P(V2-V1)
Como a pressão é sempre positiva, o trabalho realizado assume o sinal da variação do volume.
Na expansão gasosa: Se Vi < Vf ; AV>0; >0; o gás está cedendo energia, sob a forma de
trabalho realizado pelo gás, para o meio exterior;
Na compressão gasosa: Se V1>Vf ; AV<0 ; <0;o gás está recebendo energia, sob a forma
de trabalho realizado pelo gás, do meio exterior;
O sistema recebe calor do meio exterior (processo endotérmico; Q>0) e realiza trabalho sobre
ele ( >0).
O sistema libera calor para o meio exterior (processo exotérmico; Q<0) e meio realiza um
trabalho sobre o sistema ( < 0).
No diagrama de Clapeyron, o trabalho realizado pelo gás é numericamente igual à área
formada no gráfico P x V

13
P
Volume
1º Lei da Termodinâmica: A quantidade de calor trocada pelo gás com o meio ambiente é igual a
soma do trabalho realizado pelo gás durante a transformação e a variação de energia interna de
sofrida por este gás (Q = ∆U + ).
Princípio da Conservação da Energia:. A energia pode ser transformada, mas não pode ser
criada nem destruída.
Exemplo:
A quantidade de calor em 100 cal provoca a realização de trabalho de 80 cal e a variação de
energia interna com 20 cal.
O Primeiro princípio da termodinâmica evidencia que a variação de energia depende apenas
dos estados inicial e final, sem depender do caminho seguido entre esses estados.
1ºcaminho: Q e
Estado inicial Estado final Q Q’ ; ’ mas Q – = Q’ – ’
2ºcaminho: Q’ e ’
Energia interna: a energia sob qualquer forma que o sistema tem armazenado. Podemos destacar a energia
cinética de translação das partículas e a energia cinética de rotação das partículas. Daí pode-se concluir que a
energia interna varia diretamente com a temperatura. Um sistema gasoso troca energia com o meio através de
calor e trabalho. A diferença entre eles corresponde à variação de energia interna (∆U ).
∆U = Q – ; Q = ∆U +
∆U = variação de energia interna ; ∆U em função da Temperatura: ∆U = 3/2 n R ∆T
Q =Quantidade de calor trocado;
= Trabalho Trocado;
Pressão
V1 V2

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APLICAÇÕES DO PRIMEIRO PRINCÍPIO DA TERMODINÂMICA ÀS TRANSFORMAÇÕES
GASOSAS
Transformação Isotérmica (∆T=0): Ocorre a temperatura constante.
Pela 1ª Lei da Termodinâmica: Q = ∆U + , porém ∆U = 3/2 n R ∆T e neste caso ∆U = 0,
então Q = , indicando que todo calor trocado com o meio é transformado em trabalho.
Em um sistema gasoso, se ocorrer uma expansão (processo endotérmico; Q>0) e realiza
trabalho sobre ele ( >0).
Em um sistema gasoso, se ocorrer uma contração (processo exotérmico; Q<0) e o meio
realiza um trabalho sobre o sistema ( < 0).
Transformação Isovolumétrica (∆V=0): Ocorre a volume constante.
O sistema não realiza trabalho com o meio, pois não houve variação do volume do gás. Pela 1ª
Lei : Q = ∆U + ; e neste caso = 0, então Q =∆U = 3/2 n R ∆T. Ao ocorrer aumento na
temperatura ocorrerá uma reação endotérmica e Q > 0.
P3
P1
Volume
Transformação Isobárica (∆P=0): Ocorre a pressão constante.
Pela 1ª Lei : Q = ∆U + ; e neste caso se T2 > T1, então ∆T > 0 e ∆U = 3/2 n R ∆T >0
ocorrerá aumento na temperatura (reação endotérmica e Q > 0), indicando uma expansão
Isotermas
Pressão
V1

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gasosa. Se T1 > T2, então ∆T< 0 e ∆U = 3/2 n R ∆T <0 ocorrerá redução na temperatura
(reação endotérmica e Q > 0), indicando uma expansão gasosa.
P
Volume
Transformação Adiabática: Q = 0, portanto não existe troca de calor com o meio ;
Uma garrafa térmica é um sistema termicamente isolado, pois suas paredes não permitem que haja
trocas de calor entre os líquidos colocados no seu interior e o meio externo.
∆U = Q -
Se Q = 0
Conclusão: ∆U = -
- Se >0 : ∆U <0 ; Expansão adiabática
- Se <0 : ∆U >0 ; Compressão adiabática
Transformação Cíclica: Ocorre uma expansão e uma compressão
Quando o estado inicial coincide com o estado final (mesma pressão, volume e temperatura)
∆U = Q -
∆U = 0
Q =
= A (Trabalho igual numericamente a área)
P Expansão B
A Compressão
V
2º Lei da Termodinâmica:
É impossível obtermos rendimento de 100% quando 2 fontes térmicas são envolvidas (quente e
frio). O calor passa espontaneamente de um corpo de maior temperatura para outro de menor
temperatura. No entanto, a passagem contrária é altamente improvável. Os processos naturais
apresentam um sentido preferencial de ocorrência, tendendo sempre o sistema espontaneamente para
um estado de equilíbrio.
Pressão
V1 V2
T1 T2
O saldo do trabalho no ciclo é
dado pela diferença do trabalho
na expansão e compressão, qu é
a própria área do ciclo.

16
3.Reações Químicas em Solução Aquosa
Quando duas soluções são colocadas em contato, pode ocorrer uma reação química.
Reagentes em proporção estequiométrica
Conhecendo a composição e a concentração dessas soluções, podemos calcular a massa de
reagentes e produtos envolvidos na reação. O cálculo estequiométrico é feito a base das leis de
reações e executado com o auxílio das equações químicas correspondentes.
Regras fundamentais:
1.Escrever a equação química
2.Acertar os coeficientes desta equação
3.Estabelecer uma regra de três entre a proporção estequiométrica da equação e a proporção
dada no problema, obedecendo as relações de:
Massa------------------massa ou
Nºmoles--------------- Nºmoles
Massa-------------------Volume gasoso
Volume gasoso -------------------Volume gasoso
Massa -------------------número de moléculas
Analise o exemplo:
H3PO4(aq) + 3KOH K3PO4 + 3H2O
Va=300 mL=0,3 L Vb= 150mL=0,15 L Vfinal = (300+150) mL
Ma=0,5 mól/L Mb= 3 mol/L Vfinal = 0,45 L
na= 0,15 mol nb=0,45 mol
H3PO4(aq) + 3KOH K3PO4 + 3H2O
1 mól reage com 3 mols originando 1 mól e 3 mols
0,15 mól reage com 0,45 mols originando x mól e y mol
regra de três
H3PO4(aq) K3PO4 H3PO4(aq) 3H2O
1 mól originando 1 mól 1 mól originando 3 mól
0,15 mól originando x mól e x = 0,15 mol; 0,15 mól originando y mol e y= 0,45 mols
Desta maneira, pode-se concluir que os reagentes foram todos consumidos. Agora utilizando estes
dados podemos responder as questões a seguir:
Qual a concentração em mol/L da solução final em relação :
a) ao ácido? É zero
b) a base? É zero

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c) ao K3PO4? M = 0,15 mol/0,45 L = 0,33 mól/L
Reagentes fora da proporção estequiométrica
Imaginemos a possibilidade de misturarmos quaisquer quantidades de duas soluções que
reagem. Por exemplo 200 mL (0,2L) de H2SO4 1 mol/L e 200 mL de KOH 3 mol/L.
M=n/V então n =Mx V n 42SOH
= 1 x 0,2 = 0,2 mól e n KOH = 3 x 0,2 = 0,6 mol
H2SO4 (aq) + 2KOH (aq) K2SO4 (aq) + 2H2O(l)
H2SO4 KOH K2SO4
Início 0,2 mol 0,6 mol 0
Reação 0,2 mol 2x0,2= 0,4 mol Forma-se 1x0,2=0,2mol
Após a
reação
0 0,2 mol 0,2 mol
Sabendo que Va=0,2L e Vb=0,2 L, o Vmistura = 0,4L
Qual a concentração em mol/L da solução final em relação a:
a)ácido? n 42SOH final = inicial – reage= 0,2 – 0,2 = 0 então M = 0
b) base? n KOH final= inicial – reage= 0,6 – 0,4 = 0,2 mol então M = 0,2mol/0,4L= 0,5 mol/L
c) K2SO4? n 42SOK final = inicial+formado = 0+ 0,2 = 0,2 então M = = 0,2mol/0,4L= 0,5 mol/L
Atividade
01.Quais são as massas de ácido sulfúrico e hidróxido de sódio necessárias para preparar 28,4
g de sulfato de sódio?
(m.a. : H = 1; O=16; Na = 23; S = 32)
R:19,6g
02.Juntando-se 147 g de H2SO4 e 100 g de NaOH, pede-se calcular:
a) massa do sulfato de sódio formado
b) massa do reagente em excesso
R:177,5 e 24,5
4. Dispersões e Soluções
Na natureza, raramente encontramos substâncias puras. O mundo que nos rodeia é constituído
por sistemas formados por mais de uma substância: as misturas.

18
Misturas homogêneas apresenta apenas uma fase, ou seja, possuem as mesmas
características em todas as suas extensões. Podem ser consideradas como soluções.
Ex: água com sal dissolvido, álcool e água, ar atmosférico puro, ouro 18K e liga Cu-Ni.
Para diferenciar umas das outras, tomamos por base o tamanho das partículas das substâncias
na mistura. A referencia será o nm - nanômetro (10
-9
m).
Também podemos utilizar o Α° (angstron), que corresponde a 10
-10
m.
Assim, 1 nm = 10 Α°.
4.1.Solução, dispersão coloidal e suspensão
Solução é toda mistura homogênea (aspecto uniforme) de duas ou mais substâncias, que
apresenta dois componentes principais, chamado de soluto e solvente.
O soluto sempre irá representar o componente que se encontra dissolvido em uma outra
substância que, no caso, será o solvente. Ainda com base na definição, é possível dizer que o soluto
sempre será a espécie que se encontra em menor quantidade. Dessa forma, são homogêneas e
chamadas soluções as misturas que apresentam partículas de soluto (substância que participa em
menor quantidade) de tamanho menor ou igual a 1 nm.
Na dispersão coloidal:
as partículas dispersas têm diâmetro entre 1 e 100 nm
são agregados de moléculas ou de íons comuns, ou macromoléculas, ou macroíons isolados
não se sedimentam sob a ação da gravidade, nem sob a ação dos centrifugadores comuns, mas sim
sob a ação de ultracentrifugadores
não são retidas por filtros comuns, mas o são por ultrafiltros
Exemplos: proteínas em água, amido em água, gelatina em água, neblina, fumaça e a maioria dos
colóides naturais e Industriais - preparo de geléias, maionese, creme chantilly, leite, manteiga, tintas,
etc.
Efeito Tyndall: É aquele observado quando a luz se dispersa ao se chocar com as partículas do
disperso. Este efeito pode ser observado quando a luz de um farol é projetado na noite de neblina, a
luz torna-se difusa e o meio fica turvo; já a água pura não desvia os raios da luz.
Na suspensão:
as partículas dispersas têm diâmetro maior que 100 nm
são agregados de moléculas ou de íons
sedimentam-se pela ação da gravidade ou dos centrifugadores comuns
são retidas pelo filtro comum e são detectadas a olho nu ou com o auxílio de microscópios comuns.

19
4.2.Classificação das soluções
Quanto ao estado físico do solvente:
Sólidas: ligas metálicas, tais como bronze (Cu+Sn) e latão (Cu+Zn);
Líquidas: Podemos ter um sólido dissolvido em um líquido, ou então, dois líquidos dissolvidos entre
si. São formados por uma ou mais substâncias dissolvidas (soluto) num líquido (solvente). Seus
componentes não podem ser separados por filtração. Sua separação pode ocorrer usando outros
processos físicos, tais como a destilação.
Gasosas: ar atmosférico;
Quanto à condutividade elétrica ou natureza do soluto:
eletrolíticas ou iônicas; capazes de conduzir corrente elétrica, graças aos seus íons livres em
solução, solutos de sólidos iônicos ou soluto molecular que sofra ionização.
não-eletrolíticas ou moleculares: não são capazes de conduzir corrente elétrica, pois não
forma seus íons livres em solução.
Coeficiente de solubilidade: é a quantidade de soluto que se encontra dissolvido em uma quantidade
padrão (mínima) de solvente a uma determinada temperatura. Normalmente a quantidade de solvente
mais usada é de 100g.
Quanto à proporção soluto/solvente: Dependendo da quantidade de soluto em relação à quantidade
de solvente (coeficiente de solubilidade), as soluções podem ser saturadas, insaturadas e
supersaturadas.
Solução saturada: é toda solução em que o soluto atinge o seu coeficiente de solubilidade na
temperatura fornecida;
Solução saturada com corpo de fundo: é toda solução em que a quantidade de soluto
dissolvida ultrapassa o coeficiente de solubilidade (ponto de saturação);
Solução supersaturada: é quando excede a quantidade máxima de soluto a ser dissolvida de
acordo com o coeficiente de solubilidade, sendo que o excesso de soluto é dissolvido por variação de
temperatura.
Solução insaturada: é toda solução em que a quantidade de soluto dissolvida não ultrapassa
o coeficiente de solubilidade (ponto de saturação).
Quando é conhecido o coeficiente de solubilidade de um soluto em várias temperaturas, é
possível apresentar os seus valores em um gráfico que relaciona a solubilidade com a temperatura,
que passaremos a denominar de curva de solubilidade.

20
Veja alguns exemplos:
CsNaCl = 36g/100g H2O – 20OC
São necessários 36g de NaCl (soluto) em 100g de água (solvente) para formar uma solução
saturada a 20OC.
CsNaCl = 35,7g/100g H2O – 0OC
São necessários 35,7g de NaCl (soluto) em 100g de água (solvente) para formar uma solução
saturada a 0OC.
Analisando o gráfico, é possível perceber que qualquer ponto situado à esquerda da curva
irá representar a condição de supersaturação e qualquer ponto à direita representará a condição de
insaturação. Além disso, é importante observar que todo ponto situado na curva indica que a solução
está saturada.
Atividade
A tabela a seguir refere-se a solubilidade de uma determinada substância nas respectivas
temperaturas:
Temperatura (ºC) g/100g de H2O
30 60
50 70
70 90
Uma solução saturada desse sal foi preparada, utilizando-se 200g de água a 70O C e a seguir foi
resfriada a 30O C. com base nessas informações, responda:

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1. Qual a massa de precipitado que irá se formar?
2. Qual a massa da solução final?
3. Para dissolver 40g dessa substância a 50O C, qual deverá ser a massa de água
necessária?
4. (Fuvest-SP) Quatro tubos contêm 20 mL de água cada um a 20O C. Coloca-se nesses
tubos dicromato de potássio (K2Cr2O7) nas seguintes quantidades:
Tubo A Tubo B Tubo C Tubo D
Massa de K2Cr2O7 1,0 3,0 5,0 7,0
A solubilidade do sal, a 20O C, é igual a 12,5g/100 mL de água. Após agitação, em quais tubos
coexistem, nessa temperatura, solução saturada e fase sólida?
5. (PUC-RJ) A tabela abaixo mostra a solubilidade de vários sais, à temperatura ambiente, em
g/100 mL:
Substância g/100 mL de H2O
Nitrato de prata 260
Sulfato de alumínio 160
Cloreto de sódio 36
Nitrato de potássio 52
Brometo de potássio 64
Se 25 mL de uma solução saturada de um desses sais forem completamente evaporados, e o
resíduo sólido pesou 13g, qual era o sal? R:nitrato de potássio
6. (UEL-PR) A 10O C a solubilidade do nitrato de potássio é de 20,0g/100g de H2O. Uma
solução contendo 18,0g de nitrato de potássio em 50,0g de água a 25O C é resfriada a 10O C. Quantos
gramas do sal permanecem dissolvidos na água?
7. (FEI-SP) Tem-se 500g de uma solução aquosa de sacarose (C12H22O11), saturada a 50O
C. Qual a massa de cristais que se separam da solução, quando ela é resfriada até 30O C?
R:55,6
Dados: Cs a 30O C = 220g/100g de H2O e Cs a 50O C = 260g/100g de H2O
8. (EEM-SP) Evapora-se completamente a água de 40g de solução de nitrato de prata,
saturada, sem corpo de fundo, e obtêm-se 15g de resíduo sólido. Qual é o coeficiente de solubilidade
do nitrato de prata para 100g de água na temperatura da solução inicial ? R:Cs=60g/100g H2O
4.3.Concentração de Soluções; Diluição de Soluções; Mistura de Soluções;
Unidades de concentração das soluções
De acordo com a IUPAC, a quantidade de matéria deve ser expressa em mols. Nas soluções, a
concentração pode ser determinada em mols, massa ou volume. O que realmente importa é estabelecer
uma comparação entre a quantidade de soluto e a quantidade de solvente ou de solução.
Os tipos mais comuns de concentração são:

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Título
Fração molar
Densidade absoluta
Concentração comum ou em g/L
Concentração molar ou molaridade
Concentração comum (C): Determina a quantidade de massa de soluto (m1) em gramas por unidade
de volume (V) de solução (L).
Atividade
01. Qual a concentração de uma solução contendo 40g de cloreto de sódio dissolvidos em
250 mL de solução? R:160
02. Uma solução foi preparada adicionando-se 40g de hidróxido de sódio em água suficiente
para produzir 200 mL de solução. Calcule a concentração comum dessa solução. R:200
03. Calcule a concentração comum de uma solução de nitrato de prata, sabendo que ela
encerra 120g do sal em 600 cm3 de solução. R:200
04. Determine a massa de ácido nítrico, em gramas, necessária para a preparação de 150
mL de uma solução de concentração 50g/L. R:7,5g
05. (Faap-SP) Calcule a concentração, em g/L, de uma solução aquosa de nitrato de sódio
que contêm 30g de sal em 400 mL de solução. R:7,5
Título ou concentração em massa/massa (T): Determina a quantidade de massa de soluto
(m1) em uma determinada quantidade de massa de solução (m). Não apresenta unidade.
Atividade
01.Calcular a porcentagem, em massa, de uma solução formada, quando foram utilizados 40g
de cloreto de sódio para serem dissolvidos em 60g de água. R: 40%
02. Uma solução aquosa de hidróxido de sódio é preparada, misturando-se 20g de soluto com
140g de solvente. Qual a porcentagem, em massa, do soluto na solução? R: 12.5%

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Concentração molar ou molaridade (Mr): É a relação entre o número de mols do soluto (n1) e
o volume (V), em litros, da solução.
01. Quantos litros de solução de cloreto de sódio a 0,2M podem ser preparados a partir de
468g de cloreto de sódio? R: 40L
02. Qual a quantidade de soluto, em gramas, presente em 100mL de uma solução 1M de HCl?
R: 3,65g
03. (UFRN) Qual a concentração molar da glicose (C6H12O6) numa solução aquosa que
contém 9g de soluto em 500mL de solução? R: 0,1M
04. Qual a concentração molar de uma solução aquosa de ácido sulfúrico, sabendo-se que
foram dissolvidos 49g do ácido em 2L de solução? R: 0,25M
05. (UFAC) Qual a molaridade de uma solução aquosa contendo 36,5g de ácido clorídrico
(HCl) dissolvidos em água até completar 2L de solução? R:0,5M
06. Para preparar uma solução de concentração 0,2 mol/L, usando 15g de iodeto de sódio
(NaI), qual deverá ser o volume dessa solução, em litros? R: 0,5L
07. Ao dissolver 5,85g de cloreto de sódio em água suficiente para 0,5L de solução, calcule a
concentração molar dessa solução? R: 0,2M
08. No preparo de uma solução alvejante de tinturaria, 521,5g de hipoclorito de sódio (NaClO)
são dissolvidos em água suficiente para 10L de solução. Qual é a concentração molar da solução
obtida? R: 0,7
09. (Vunesp-SP) Dissolveram-se 2,48g de tiossulfato de sódio penta-hidratado (Na2S2O3.5H2O)
em água suficiente para se obter 100cm3 de solução. Qual a molaridade dessa solução? R: 0,1M
% em volume:
_volume de soluto_
volume de solução
x 100
(só é usada quando soluto e solvente são ambos líquidos ou ambos gasosos)
Fração molar do soluto (X1): É a relação entre o número de mols do soluto (n1) e o número de
mols da solução (n2).

24
Fração molar do solvente (X2): É a relação entre o número de mols do solvente (n2) e o
número de mols da solução (n2)
Atividade
01. Calcular as frações molares do soluto e do solvente em uma solução que contém 117g de
cloreto de sódio dissolvidos em 324g de água. R: 0,1 e 0,9
02. (FURRN adaptado) Qual a fração molar do soluto e do solvente de uma solução preparada
tomando-se 3 mols de glicose e 97 mols de água? R: 0,03 e 0,97
03. Qual a fração molar do componente B numa mistura contendo 4g de A (M=20g/mol) e 8,4g
de B (M=28g/mol)? R: 0,6
04. (U.F.Fluminense-RJ) Uma solução contém 18g de glicose (C6H12O6), 24,0g de ácido
acético (C2H4O2) e 81,0g de água. Qual a fração molar do ácido acético na solução? R: 0,08
05. (Faap-SP) Uma solução aquosa de NaCl apresenta 11,7% em peso de soluto. Determine
as frações molares do soluto e do solvente nessa solução. R: 0,0392 e 0,9608
Concentração molal ou molalidade (W): É a relação entre o número de mols do soluto (n1) e a massa,
em kg, do solvente.
Atividade
01. Calcular a molalidade da solução formada utilizando-se 171g de sacarose (C12H22O11) dissolvidos em 400g
de água. R: 1,25
02. Determinar a massa de água, em gramas, que deve ser utilizada para dissolver 0,2 mol de cloreto de sódio
e originar uma solução 0,4 molal. R: 500g
Densidade absoluta (d): é a razão estabelecida entre a massa e o volume dessa solução.
Assim, se a densidade de uma solução é de 10g/L, isso significa que cada litro de solução
apresenta massa de 10g.
V
m
d =

25
Calcular a densidade absoluta de uma solução que apresenta massa de 50g e volume de 200
cm3.
d=?
m=50g
V=200cm3
Relação entre as unidades de concentração e densidade
Relação entre concentração comum e título
Relação entre molaridade e título
Relação entre molaridade e concentração comum
Relação final
Atividade
01. Uma solução de ácido clorídrico, de densidade 1,2 kg/L, contém 40% em massa, de HCl.
Qual a massa de água, em gramas, existente em 1 L de solução do ácido, nessa
concentração? R:720g

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02. (PUC-PR) A solução aquosa de NaOH (soda cáustica) é um produto químico muito
utilizado. Uma determinada indústria necessitou usar uma solução com 20% em massa de hidróxido
de sódio, que apresenta uma densidade de 1,2 kg/L. Qual a molaridade da solução? R: 6M
03. O soro caseiro, recomendado para evitar a desidratação infantil, consiste em uma solução
aquosa de cloreto de sódio (3,5 g/L) e de sacarose (11 g/L). Qual a concentração molar do cloreto de
sódio nessa solução? R: 0,06M
04. Num refrigerante do tipo “cola”, foi feita uma análise química que determinou uma
concentração de íons fosfato (PO4-3) igual a 0,15 g/L. Qual a concentração de íons fosfato, em mols
por litro, nesse refrigerante? R: 1,57x10-3M
05. (Cesgranrio-RJ) Num exame laboratorial, foi recolhida uma amostra de sangue, sendo o
plasma separado dos eritrócitos, ou seja, deles isolado antes que qualquer modificação fosse feita na
concentração de gás carbônico. Qual a concentração em g/L, sabendo-se que a concentração de CO2,
neste plasma, foi de 0,025 mol/L? R: 1,1
06. Considerando que o conteúdo de ácido acético existente no vinagre é de aproximadamente
3% em peso e que a densidade do vinagre é 1 g/mL, qual a molaridade do ácido acético existente em
um litro de vinagre? R: 0,5M
Diluição de soluções: Diluir uma solução nada mais é do que acrescentar solvente a essa
solução, alterando a relação soluto/solvente. Considerando que a massa do soluto é a mesma,
alterando apenas o volume da solução, podemos ter as seguintes fórmulas:
É importante considerar que em toda diluição a concentração final será sempre menor que a
concentração inicial.
Atividade
01. A uma amostra de 100 mL de hidróxido de sódio 20g/L foi adicionada água suficiente
para completar 500 mL. Qual a concentração, em g/L, dessa nova solução? R: 4 g/L
02. (Vunesp-SP adaptado) Qual o volume, em mL, de uma solução de ácido sulfúrico 15 mol/L
necessário para preparar 500 mL de uma solução aquosa de ácido sulfúrico de concentração 3 M?
R:100 mL
03. Qual a molaridade de uma solução de hidróxido de sódio, que foi obtida adicionando-se 80
mL de água a 20 mL de outra solução de concentração 0,1M? R: 0,02M
04. (Osec-SP) Preparam-se 100 mL de uma solução contendo 1 mol de cloreto de potássio
(KCl). Tomaram-se, então, 50 mL dessa solução e juntaram-se 450 mL de água. Qual a molaridade da
solução final? R: 1M

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05. (PUC-MG) Uma solução de hidróxido de potássio (KOH) foi preparada dissolvendo-se
16,8g da base em água suficiente para 200 mL de solução. Dessa solução, qual o volume que deve
ser diluído a 300 mL, para que a molaridade seja 1/3 da solução original? R: 100 mL
06. (UFRN) Qual o volume de água, em mL, que deve ser adicionado a 80 mL de solução
aquosa 0,1M de uréia, para que a solução resultante seja 0,08M? R: 20
07. Em 300 mL de uma solução de cloreto de sódio 0,2M, foi adicionada água suficiente para
fazer um litro de solução. Qual a molaridade da solução final? R: 0,06M
08. (Cesgranrio-RJ) Uma solução 0,05M de sacarose, contida em um béquer, perde água por
evaporação até restar um volume de 100 mL, passando a concentração para 0,5M. Qual o volume de
água evaporado? R: 900 mL
Mistura de duas soluções de mesmos solutos
Quando são misturadas duas soluções formadas pelo mesmo soluto e pelo mesmo solvente,
observe que eles se comportam como se ocorresse uma diluição, sendo que a solução resultante
ficará entre os valores das duas outras soluções.
Atividade
01. Duas amostras de soluções aquosas de hidróxido de sódio – uma de volume 200 mL e
0,15M e outra de volume 0,1L e 0,030M – foram misturadas. Qual a molaridade da solução final?
R:0,2M
02. 500 mL de uma solução 1M de ácido sulfúrico e 1500 mL de uma outra solução 2M do
mesmo ácido foram misturados e o volume final foi completado a 2,5L pela adição de água. Qual a
molaridade da solução resultante? R: 1,4M
03. (Fesp-SP) Qual o volume, em mL, de uma solução de hidróxido de sódio 1,5M, que deve
ser misturada a 300 mL de uma solução 2M da mesma base, a fim de torná-la solução 1,8M? R: 200
mL
04. 300 mL de solução de hidróxido de amônio, com concentração 3 g/L, foram misturados com
200 mL de outra solução de mesma base, de concentração desconhecida. Após a mistura, foi obtida
uma solução final contendo 4 g/L. Indique, respectivamente, quantos gramas de soluto há na primeira
solução e qual o valor da concentração desconhecida? R: 0,9g e 2,22 g/L
05. (UFAC) Qual a molaridade de uma solução de hidróxido de sódio formado pela mistura de
60 mL de solução a 5M com 300 mL de solução a 2M? R: 2,5M

28
06. Qual deve ser a massa de solução de hidróxido de sódio cujo título é igual a 0,12, que deve
ser adicionada a 200g de outra solução de NaOH, de título igual a 0,20, para que seja obtida uma
solução de NaOH de título igual a 0,18? R: 66,66g
Mistura de duas soluções de solutos diferentes que não reagem entre si
Devemos considerar cada soluto de modo independente na solução final – isto é, como se o
outro soluto não existisse. Desse modo, tudo se passa como se cada solução inicial sofresse uma
diluição, partindo de seu volume inicial e atingindo o volume da mistura. Sendo assim, podemos aplicar
as fórmulas de diluição:
Lembre-se que ao calcular a concentração de íons após a mistura, deveremos considerar cada
íon independente e somar aqueles que repetem na mistura.
Atividade
01. Misturando-se 100 mL de cloreto de sódio 70g/L e 200 mL de cloreto de potássio 40g/L,
quais serão as concentrações, em g/L, dessas duas substâncias, na solução final? R: 23,3 e 26,6
02. (UFRN) Quais as concentrações de Na+, K+, Cl-, de uma solução formada a partir de 100
mL de solução aquosa de cloreto de sódio 0,1M e 100 mL de solução aquosa de cloreto de potássio
0,1M? R: 0,05M; 0,05M e 0,10M
03. Misturando-se 50 mL de solução 5M de nitrato de sódio (NaNO3) com 150 mL de solução
2M de cloreto de potássio, quais serão as molaridades dessas duas substâncias, na solução final?
R:1,25M e 1,5M
04. (UFRJ) Misturou-se 100 mL de solução aquosa de cloreto de potássio 0,1M com 100 mL
de solução aquosa de cloreto de magnésio 0,1M. Quais as concentrações de K+, Mg+2, Cl-, na solução
resultante? R: 0,05M; 0,05M e 0,15M
Mistura de duas soluções de solutos diferentes que reagem entre si
Havendo reação química e não uma simples mistura, devemos resolver com auxílio do cálculo
estequiométrico e observar se não há excesso de um participante na reação.

29
Exercício resolvido
01. Juntando-se 200 mL de ácido sulfúrico 0,3M e 100 mL de hidróxido de potássio 1,2M.
Pergunta-se quais serão as molaridades da solução final em relação ao ácido, à base e ao sal
formado.
H2SO4 + 2KOH K2SO4 + 2H2O
1mol 2mols 1 mol 2mols
Calculando o número de mols de cada reagente:
H2SO4 + 2KOH K2SO4 + 2H2O
1mol 2mols 1 mol 2mols
0,06mol 0,12mol 0,06mol 0,12mol
Molaridade final do H2SO4 zero Molaridade final do KOH zero
Molaridade final do K2SO4
Atividade
01. Qual será a molaridade da solução final com relação ao sal formado, quando junta-se 0,3L
de ácido clorídrico 0,4M e 0,2L de hidróxido de sódio 0,6M? R: 0,24M
02. (FFC-BA) A 1L de solução 0,1M de hidróxido de sódio adiciona-se 1L de solução de ácido
clorídrico 0,1M. Qual será o valor da massa sólida quando a solução resultante for levada à secura até
que a mesma seja formada? R: 5,85g
03. (UFRN) Cada cm3 de leite de magnésia contém 0,08g de Mg(OH)2. Quantos mols de HCl
do suco gástrico são neutralizados quando uma pessoa ingere 15cm3 de leite de magnésia? R: 4x10-2
mol.
04. (UFF-RJ) Se 40 ml de HCl 1,6M e 60 mL de NaOH 2M são misturados, quais
concentrações molares de Na
+
, Cl
-
e OH
-
são encontradas, respectivamente, na solução resultante?
R: 1,2; 0,64; 0,56.

30
5.Propriedades Coligativas de soluções
São propriedades relacionadas apenas ao número de partículas dispersas numa dada solução,
independentemente da natureza destas partículas. Durante o estudo de cada uma das propriedades
coligativas, será necessário sempre comparar o comportamento da solução com o respectivo solvente
puro.
Para ilustrar um exemplo de tal comparação, verifique que ao se aquecer água pura, ao nível do
mar, a temperatura de ebulição da água (solvente puro) é igual a 100O C. No entanto, quando se aquece
uma solução aquosa de cloreto de sódio, percebe-se que o ponto de ebulição da água sofre um
aumento. A elevação do ponto de ebulição da água na solução aquosa foi ocasionada pela presença do
soluto.
Com isso, percebe-se que a adição de um soluto sempre irá produzir efeitos em algumas
propriedades físicas de um solvente, que são: aumento do ponto de ebulição, diminuição do ponto
de congelamento, diminuição da pressão de vapor, aumento da pressão osmótica.
Tais efeitos são conhecidos como efeitos coligativos, que dependem exclusivamente da
concentração (quantidade) de partículas que se encontram dispersas em um solvente. Os efeitos
coligativos definem as quatro propriedades coligativas importantes que serão apresentadas em nosso
estudo. Estes fenômenos químicos são classificados em: abaixamento da pressão de vapor do solvente
(tonoscopia); elevação da temperatura de ebulição do solvente (ebuliometria); abaixamento da
temperatura de congelação do solvente (crioscopia) e pressão osmótica (osmometria).
5.1.Pressão de vapor e mudança de estado
Pressão de vapor : é a pressão do vapor de A no equilíbrio líquido (A)-vapor (A), a uma dada
temperatura. Quanto maior é a pressão de vapor a uma mesma temperatura, mais volátil é o líquido.
Um líquido entra em ebulição à temperatura em que a sua pressão de vapor iguala-se à pressão
exterior. Assim, a 100°C a água tem pressão de vapor igual a 1 atm. Portanto, sob 1 atm a água entra
em ebulição a 100°C.
A maioria dos sólidos funde-se com expansão de volume. O gelo é uma das poucas
exceções, fundindo-se com contração de volume.
O PF do gelo aumenta com a diminuição da pressão, e vice-versa. Para a maioria dos
sólidos, o PF aumenta com o aumento da pressão, e vice-versa.
O PE de todas as substâncias aumenta com o aumento da pressão, e vice-versa.
As variações dos PF são insignificantes com a variação da pressão, porque no equilíbrio
sólido-líquido não há participante gasoso.

31
As variações dos PE são significativas com a variação da pressão, porque no equilíbrio
líquido- vapor há participante gasoso.
A pressão de vapor depende da TEMPERATURA e da NATUREZA DO LÍQUIDO.
Se as moléculas estão presas fortemente ao líquido, a vaporização é difícil e a pressão de
vapor é pequena. Mas se, ao contrário, as moléculas estão presas fracamente no líquido, a
vaporização ocorre facilmente e a pressão de vapor é grande. Por exemplo, veja que a 20ºC, a PMV
da água é 17,5 mmHg, enquanto que a PMV do álcool etílico é 44 mmHg. Dessa forma, podemos
concluir que o álcool é mais volátil que a água.
Para quaisquer líquidos, quanto maior a temperatura, maior a capacidade de vaporização e
maior a pressão de vapor.
Propriedades físicas de uma substância
Pressão de vapor aumenta com a elevação de temperatura.
Temperatura de ebulição: temperatura na qual a pressão máxima de vapor é igual à pressão
ambiente.
Temperatura de fusão: geralmente aumenta com o aumento de pressão; no caso da
água, diminui.
Pressão de vapor aumenta com a elevação de temperatura.
Para um mesmo líquido, a PMV aumenta à medida que aumenta a temperatura. Por exemplo, a 27ºC, a
PMV da água é 26 mmHg, e a 47ºC, é 79 mm Hg.
No equilíbrio, a velocidade de condensação iguala a
velocidade de vaporização, isto é, o número de moléculas
que deixam o líquido fica igual ao número de moléculas
que retornam para o líquido. A pressão máxima de vapor
ou pressão de vapor do equilíbrio costuma ser indicada
apenas por pressão de vapor.

32
Temperatura de ebulição: temperatura na qual a pressão máxima de vapor é igual à
pressão ambiente.
Experimentalmente, a ebulição é caracterizada pela formação de bolhas no líquido. Essas bolhas
vão até a superfície e rebentam. A bolha, se formada no interior do líquido puro, contém somente
moléculas no estado gasoso do líquido puro. Essas moléculas exercem, então, uma pressão contra as
paredes internas da bolha. Consideremos uma bolha logo abaixo da superfície do líquido.
Quanto maior a PMV nas condições ambientes, mais fácil se torna ferver o líquido, isto é, quanto
menor for o ponto de ebulição, mais volátil será o liquido. Assim, a 20ºC, a PMV da água é 17,5 mmHg
e o álcool, 44 mmHg. Veja o gráfico:
Ao nível do mar (1 atm = 760 mmHg), o álcool ferve a 78,3ºC, e a água, a 100ºC. Observe no
gráfico que, aumentando a temperatura, a PMV aumenta. a 78,3ºC, o álcool ferve, pois sua PMV se
iguala à pressão atmosférica. A PMV da água fica igual a 760 mmHg, a 100ºC.
Em uma panela de pressão, a pressão que existe sobre a superfície do líquido está entre 1146
mmHg e 1500 mmHg, fazendo com que a água ferva a uma temperatura maior que 100ºC.
Neste caso, podemos considerar, aproximadamente, que a força
que empurra a bolha para o interior do líquido é a que origina a pressão
atmosférica. Aquecendo o líquido, a pressão de vapor na bolha aumenta
e, a uma certa temperatura, iguala-se à pressão atmosférica, escapando
do líquido. Esta é a temperatura de ebulição. Podemos então definir
como Ponto de ebulição a temperatura na qual a pressão de vapor do
líquido se iguala à pressão que existe sobre a superfície do líquido.

33
Diagrama de fases e o Ponto triplo
O diagrama de fases é um gráfico que relaciona as condições de temperatura e pressão nas
quais uma substância existe como sólido, líquido ou gás.
Ponto triplo de uma substância é um estado no qual se estabelece o equilíbrio sólido- líquido-
vapor . Somente a uma determinada temperatura e pressão, que varia de uma substância para outra,
estabelece-se esse equilíbrio triplo.
Pressão(mmHg) Curva de fusão Curva de ebulição
Líquido
Sólido Vapor
4,58 PONTO TRIPLO
Curva de sublimação
0,01 temperatura(ºC)
No caso da água, esse equilíbrio estabelece-se a, e somente a, 0,01°C e 4,58 mmHg.
Não existe líquido a uma pressão inferior à do respectivo ponto triplo. Assim, não existe água
líquida a uma pressão menor que 4,58 mmHg.
A uma pressão inferior à do ponto triplo, ocorre somente o equilíbrio sólido-vapor (sublimação).
Substância que sublima à pressão ambiente tem a pressão do ponto triplo acima da pressão
ambiente (1 atm ao nível do mar). Exemplo: gelo seco ou CO2 (s).
Em Santos, ao nível do mar, onde a
pressão atmosférica é 1 atm (760 mmHg),
a água entra em ebulição a 100ºC. Em
São Paulo, a pressão atmosférica é
aproximadamente 700 mmHg e,
conseqüentemente, a água ferve a uma
temperatura menor que 100ºC.

34
5.2. Relações entre os efeitos coligativos: verificados numa solução com a adição de um
soluto não volátil diminui a pressão máxima de vapor e a temperatura de fusão e eleva a temperatura
de ebulição
Tonoscopia ou tonometria: representa o estudo do abaixamento da pressão máxima de
vapor (PMV) de um solvente quando se adiciona a ele um soluto não-volátil. Em relação à
pressão de vapor de um solvente puro, pode-se dizer que sempre ela será maior do que a
pressão de vapor de uma solução.
Pressão(mmHg) Solvente puro
P Solvente na solução
P’
t temperatura(ºC)
A diferença entre a pressão máxima de vapor do solvente puro e a pressão máxima de vapor do
solvente em solução denomina-se abaixamento da pressão máxima de vapor. O abaixamento da
pressão de vapor provocado pela adição de um soluto não-volátil pode ser calculado por meio da
seguinte expressão, conhecida como Lei de Raoult.
1
0
0
0
X
p
pp
p
p
=
−
=
∆
Atividade
01. Em uma solução foram dissolvidos 150g de sacarose (M1=342 g/mol) em 750g de água. Sabe-se
que a pressão de vapor da água pura no local onde se encontra a solução é igual a 190 mmHg.
Calcular o abaixamento relativo da pressão máxima de vapor, o abaixamento absoluto da pressão de
vapor e a pressão máxima de vapor da solução. R: 0,01; 1,9 mmHg e 188,1 mmHg
02. No preparo de uma solução são dissolvidos 15g de uréia (CON2H4) em 450g de água, numa
determinada temperatura. Calcule a pressão de vapor da água na solução, nessa temperatura,
considerando que a pressão de vapor da água pura seja igual a 23,54 mmHg. R=23,3 mmHg

35
Ebuliometria ou ebulioscopia: é o estudo da elevação da temperatura de ebulição de um
solvente quando se adiciona a ele um soluto não-volátil. O soluto não-volátil atrapalha a evaporação
das moléculas, roubando-lhes energia cinética.Em relação ao ponto de ebulição de uma solução, é
possível afirmar que ele sempre será maior que o ponto de ebulição do solvente puro.
Com a variação da pressão externa, ocorre variação da temperatura de ebulição.
Se tomarmos um solvente puro e uma solução, observaremos que a solução ferverá a uma
temperatura superior à temperatura de ebulição do solvente. O aumento da temperatura de ebulição,
após adicionarmos soluto, denomina-se elevação da temperatura de ebulição.
Assim pode-se afirmar que: “Quanto maior a quantidade de partículas dispersas em uma
solução, maior será o seu ponto de ebulição.”
WKttt Eeee .' =−=∆
V
e
E
L
TR
K
2
.
= onde =EK constante ebuliométrica do solvente
=et t de ebulição do solvente e et' = t de início da ebulição do solvente

36
=W molalidade da solução; 2
eT = temp. termodinâmica de ebulição do solvente; =VL calor
latente de vaporização do solvente.
Uma solução tem ponto de ebulição variável, pois, à medida que o solvente vaporiza, a
concentração da solução restante aumenta, fazendo com que a temperatura de ebulição aumente.
Atividade
01. Calcular a temperatura de ebulição de uma solução que contém 60g de glicose (C6H12O6)
dissolvidos em 500g de água, sabendo que a temperatura de ebulição da água pura é de 100O C e a
constante ebuliométrica é de 0,52O C/molal. R=100,346O C
02. Que massa de uréia (CON2H4) deve ser dissolvida em 200g de água para que a temperatura
de ebulição da solução seja igual a 100,26O C? Dado: KE=0,52O C/molal R=6g
03. Uma solução de 16g de CaBr2 em 800g de água eleva de 0,13OC o ponto de ebulição dessa
solução. Qual o grau de dissociação do brometo de cálcio? Dado: Ke=0,52OC/molal R=75%
04. Calcular a temperatura de ebulição de uma solução que contém 42,6g de sulfato de sódio
(Na2SO4), dissolvidos em 240g de água, sabendo que a constante ebulioscópica da água é de
0,52OC/molal e que o grau de dissociação do sal é de 30%. R=101,04O C
05. Em 40g de um certo solvente, cuja constante ebuliométrica é igual a 5O C/molal, foram
dissolvidos 2,67g de um composto molecular, provocando um aumento de 1,25O C na temperatura de
ebulição do solvente. Calcule a massa molecular do soluto e a molalidade da solução. R: 267 e 0,25
molal.
Criometria ou crioscopia: é o estudo do abaixamento do ponto de congelamento (temperatura
de solidificação) de um solvente quando se adiciona a ele um soluto não-volátil. Em relação ao ponto
de congelamento de uma solução, é possível afirmar que a solução apresentará sempre ponto de
congelamento menor do que o do solvente puro

37
WKttt Cccc .' =−=∆
S
c
C
L
TR
K
2
.
= onde =CK constante criométrica do solvente
=ct t de solidificação do solvente e ct' = t de início da solidificação do solvente
=W molalidade da solução; 2
CT = temp. termodinâmica de solidificação do solvente; =VL calor latente de
solidificação do solvente
A criometria no cotidiano: Nos recipientes onde ficarão as bebidas para gelar, coloca-se gelo
e sal, pois o gelo e o sal formam uma mistura que funde a -22ºC (mistura eutética). Uma parte do gelo
derrete, pois a sua temperatura éstá acima de -22ºC. Sendo a fusão um processo endotérmico, a
temperatura da mistura gelo e sal é abaixada, e assim as bebidas ficam mais geladas.
Curiosidades
A criogenia (geração de frio) é uma tecnologia que abrange a produção e a utilização do frio
muito intenso (na faixa de -100ºC) por meio dos chamados gases criogênicos (He, Ne, N2, Ar, O2, Kr,
Xe e CO2) que podem ser obtidos a partir da liquefação do ar atmosférico e posterior destilação
fracionada. Entretanto, por razões econômicas, o hélio é obtido em jazidas de gás natural e o gás
carbônico, da queima do gás natural ou nos processos de fermentação. Os gases mais utilizados são
o nitrogênio (PE=-196ºC) e o gás carbônico (PE=-78ºC). O nitrogênio é usado rotineiramente em
conservação de tecidos, embriões, esperma, óvulos, etc e o gás carbônico, com o nome de gelo-
seco, em carrinhos de sorvete, na conservação de alimentos em acampamentos.
Atividade
01. O efeito crioscópico é aplicado na produção de misturas refrigerantes, Na indústria de sorvetes,
por exemplo, emprega-se salmoura, uma solução saturada de NaCl, para manter a água líquida
abaixo de OºC. Calcule a massa de NaCl com grau de dissociação = 100% que deve ser adicionada
por quilograma de H2O para que a mesma só comece a solidificar a -12ºC.Dado: kc = 1,86ºC/molal.
R=188,7
02. Nos países que costumam ter um inverno rigoroso, adicionam-se anticongelantes à água do
radiador dos automóveis para impedir que a expansão de volume que acompanha o congelamento da
água rompa os alvéolos do radiador. Do ponto de vista crioscópico, seriam ótimos anticongelantes sais
como MgCl2 , ou CaCl2, que em soluções aquosas a 30% em massa congelam em torno de -50ºC.
Essas soluções no entanto são inconvenientes, porque corroem o motor. Alternativamente,
empregam-se como solutos, etanol, glicerina ou etilenoglicol, e se obtêm soluções que congelam
entre-10 e-25ºC. Calcule a massa de glicerina, C3H8O3 , que deve ser adicionada por quilo de água
para que a solução só comece a solidificar a -10ºC, Dado: kc = 1,86OC/molal. R=494,6 g

38
Osmometria ou osmoscopia: entende-se por osmose a passagem de um solvente (líquido) por meio
de uma membrana semipermeável, de um meio menos concentrado (diluído) para o meio mais
concentrado.
Para impedir a passagem do solvente para o meio mais concentrado, é necessário aplicar
uma pressão sobre a solução concentrada, que será chamada de pressão osmótica. Dessa forma,
podemos definir pressão osmótica como “a pressão que se deve aplicar à solução para não deixar
o solvente atravessar a membrana semipermeável”. A aplicação da pressão osmótica só é válida
para soluções diluídas, nas quais a molaridade e, aproximadamente, igual à molalidade.
Consideremos uma campânula hermeticamente fechada, contendo um béquer com água pura e outro
béquer com uma solução aquosa de glicose, conforme o desenho a seguir:
I II
A água pura tem maior pressão de vapor que a solução aquosa de glicose, isto é, a água pura
evapora mais facilmente. Como conseqüência há uma transferência de água do béquer da direita para
o béquer da esquerda. Passado um tempo, teremos a seguinte condição:
Na osmose ocorre fenômeno semelhante. Admite-se que o solvente atravessa a membrana
semipermeável na forma de vapor, ocorrendo uma verdadeira destilação do mesmo. Evapora em um
lado e condensa no outro lado, conforme a figura II acima.
Não podemos esquecer dos tipos de membranas:
o Permeáveis: são aquelas que permitem a passagem tanto do solvente como do soluto;
o Semipermeáveis: são aquelas que permitem apenas a passagem do solvente;
o Impermeáveis: são aquelas que não permitem a passagem do soluto e solvente.
Osmose reversa: consiste em aplicar uma elevada pressão para fazer com que a água flua de uma
solução mais concentrada para uma solução menos concentrada, através de uma membrana

39
semipermeável. Podemos utilizar a osmose reversa para obter a dessalinização das águas dos
oceanos, já que a pressão osmótica da água do mar é da ordem de 30 atm. Se aplicarmos uma
pressão superior a 30 atm, o fluxo osmótico será revertido e poderemos obter água potável.
Exercícios resolvidos
Uma solução aquosa apresenta, num volume de 300 ml, 4g de NaOH e 1,17g de NaCl. Admitindo os
solutos 100% dissociados, calcule a pressão osmótica dessa solução a 27OC.
Dadas as soluções aquosas:
I) Glicose 0,5M
II) Uréia 1,0M
III) NaCl 0,5M (α=100%)
IV) CaCl2 0,5M (α=100%)
a)Qual delas entrará em ebulição sob uma temperatura maior?
b)coloque-as em ordem crescente, de acordo com suas temperaturas de congelação.
c)Em qual delas a pressão osmótica será maior?
Para resolver o exercício, calcule o produto Mr.i. A solução com maior valor de Mr.i terá ponto
de ebulição maior, ponto de congelação menor e maior pressão osmótica. Veja só:
α
α
a) a solução IV terá efeitos coligativos mais intensos. Por exemplo, maior ponto de ebulição;
b) Quanto maior o produto Mr.i, mais intenso será o efeito crioscópico, ou seja, menor o
ponto de congelação da solução. Portanto, a ordem crescente das temperaturas de congelação é:
IV<III=II<I;

40
c) Quanto maior o produto Mr.i, maior será a pressão osmótica. Portanto, a solução IV terá
a maior pressão osmótica.
***Pode-se concluir que soluções com o mesmo produto Mr.i possuirão efeitos coligativos de
mesma intensidade. Assim, as soluções II e III tem a mesma pressão de vapor, fervem e congelam na
mesma temperatura e possuem a mesma pressão osmótica (soluções isotônicas).
Qual deverá ser a concentração molar de uma solução de cloreto de cálcio - CaCl2 (α=100%) tal
que seja isotônica de uma solução 0,9M de NaCl (α=100%) na mesma temperatura?
CaCl2 α=100%; Mr=?; i=3 P=Mr.R.T.i
P=Mr.R.T.3
NaCl α=100%; Mr=0,9M; i=2 P=Mr.R.T.i
P=0,9.R.T.2
Atividade
01. A pressão osmótica do sangue na temperatura do corpo, 37O C, é de 7,62 atm.
Considerando todos os solutos do sangue como sendo moleculares, calcule a molaridade total do
sangue. R=0,3M
02. Eventualmente, a solução 0,3M de glicose é utilizado em injeções intravenosas, pois tem
pressão osmótica próxima à do sangue. Qual a pressão osmótica, em atm, da referida solução, a
37OC? R=7,626 atm
03. Sabe-se que 2,8g de um composto orgânico são dissolvidos em benzeno, fornecendo 500 mL de
uma solução molecular que, a 27O C, apresenta pressão osmótica igual a 2,46 atm. Qual a massa
molar do composto orgânico? R=56
6.Termoquímica
É a parte da Química que estuda as variações de energia que acompanham as reações
químicas.
Entalpia de um sistema (H): É o calor trocado à pressão constante. Não é possível determinar
diretamente a entalpia de cada substância participante de uma reação, mas podemos determinar
experimentalmente a variação de entalpia ( H), que ocorre numa reação química.
A variação de entalpia é medida nas transformações químicas, utilizando a seguinte fórmula:
∆∆∆∆H= Hp – Hr, sendo que Hp é a entalpia dos produtos e Hr é a entalpia dos reagentes.
Fatores que afetam a variação de entalpia
Temperatura : O valor de H varia sensivelmente com a temperatura em que se deu a reação. Se
uma reação ocorre a uma temperatura X, obtém-se um HX.

41
Pressão: Para reações envolvendo substâncias gasosas, o valor de H varia de modo significativo a
pressões na ordem de 1000 atm. Porém, não é necessária levar em conta a variação de entalpia no valor
de H, já que as reações são feitas sob pressão atmosférica normal (1 atm).
Quantidade de reagentes e produtos: Se a quantidade de reagentes, por exemplo, for dobrada, a
quantidade de calor irá dobrar também.
1 H2(g) + 1 Cl2(g) 2 HCl(g) H = - 44,2 kcal
2 H2(g) + 2 Cl2(g) 4 HCl(g) H = - 88,4 kcal
Fase de agregação:a energia das substâncias aumenta progressivamente à medida que elas passam
da fase sólida para líquida e a fase gasosa(mais energética).
2 H2(g) + 1 O2(g) 2 H2O(l) H = - 68,3 kcal
2 H2(g) + 1 O2(g) 2 H2O(g) H = - 57,8 kcal
Numa reação exotérmica, quanto menos energética for a fase de agregação dos produtos
formados, maior será a energia liberada. Quanto mais energética for a fase de agregação dos
produtos formados, menor será a energia liberada, pois a energia ficará retida no produto. A H de
síntese de H2O(l) , é em módulo maior que a H2O(g) .
Variedade alotrópica: Em uma reação exotérmica ocorre que se o reagente na forma alotrópica mais
estável (menos energético) obtém-se menor quantidade de energia liberada.
C(grafita) + O2(g) CO2(g) H = - 94,00 kcal
C(diamante) + O2(g) CO2(g) H = - 94,45 kcal
Presença de solvente: Quando dissolvemos uma substância em um solvente qualquer, ocorre
liberação de energia na forma de calor.
1 H2(g) + 1 Cl2(g) 2 HCl(g) H = - 44,2 kcal
1 H2(g) + 1 Cl2(g)
OH2
4 HCl(g) H = - 88,4 kcal
(cada 1 mol de HCl dissolvido em água libera 18 kcal)
6.1.Classificação: Reação exotérmica e reação endotérmica
Reação exotérmica: É aquela que libera energia na forma de calor ou é aquela em que o calor é
considerado "produto" da reação. As reações de combustão liberam energia para o ambiente. A
solidificação e a condensação são mudanças de estado físico que liberam calor.
[Entalpia dos produtos] < [Entalpia dos reagentes] H < 0
A entalpia dos produtos é menor que a dos reagentes, ou seja, apresenta H<0. Pode ser
representada de várias formas:

42
Veja que o sinal do H é igual ao calor do primeiro membro e contrário ao do segundo membro,
quando vem na própria reação.
Reação endotérmica: É aquela que absorve calor ou é aquela em que o calor é considerado
"reagente". A fotossíntese, os cozimentos de nossos alimentos são exemplos deste tipo de reação. A
fusão e a vaporização são mudanças de estado físico que absorvem calor.
[Entalpia dos produtos] > [Entalpia dos reagentes] H > 0
A entalpia dos produtos é maior que a dos reagentes, ou seja, apresenta H >0. Pode ser
representada de várias formas:
Veja que o sinal do H é igual ao calor do primeiro membro e contrário ao do segundo membro,
quando vem na própria reação.
Entalpia Reação exotérmica Entalpia Reação endotérmica
Hr reagentes Hp Produtos
Hp produtos Hr reagentes
Caminho da reação Caminho da reação
Equação termoquímica: É a equação química acompanhada do valor do l , g, aq;
os estados alotrópicos, se houver;
a temperatura e a pressão.
Hr > Hp
H < 0 Hr < Hp
H > 0

43
6.2. Entalpia Padrão (∆Hº)
Por convenção, a entalpia padrão de substâncias simples na forma alotrópica mais estável a
25°C e 1 atm é igual a zero (H0 = 0).
gás hidrogênio (H2) H =0 Carbono C(grafita) H = 0 Oxigênio gás oxigênio O2 H = 0
gás cloro (Cl2) H =0 C(diamante) H 0 gás ozônio O3 H 0
Entalpia padrão de formação ou Calor de formação, ou simplesmente entalpia de uma
substância composta X, é o 0
fH∆ da reação de formação de 1 mol de X a partir de seus elementos,
com H0 = 0, ou seja, é a quantidade de calor libertada ou absorvida na síntese total de um mol dessa
substância a partir de seus elementos no estado padrão.
½ H2(g) + ½ Cl2(g) 1 HCl(g)
0
)(HClfH∆ = - 22,1 kcal
1 H2(g) + ½ O2(g) 1H2O(l)
0
)(águafH∆ = - 68,3 kcal
Hreação = H (produtos) - H (reagentes)
Entalpia padrão de combustão ou Calor de combustão de uma substância X é a variação
de calor ( H) que ocorre na reação de combustão completa de 1 mol da substância X. a 25ºC e 1
atm de pressão.
Entalpia padrão de dissolução de uma substância X é o H do processo de dissolução de 1
mol da substância X numa quantidade de solvente suficientemente grande para que uma diluição da
solução obtida não seja acompanhada de liberação nem de absorção de calor.
No caso do H de solução de um composto sólido (cristalino) em água, temos:
H(solução) = H(reticular) + H(hidratação)
Entalpia padrão de neutralização ou Calor de neutralização:
H+(aq) + OH-(aq) H2O(l)
∆H = - 58 kJ
O calor de neutralização é constante ( H = - 58 kJ) na neutralização entre ácidos fortes e bases
fortes. É o calor da reação de neutralização de um equivalente-grama de um ácido ou um

44
equivalente-grama de uma base. Para soluções aquosas diluídas, verifica-se que o calor de
neutralização de ácidos fortes com bases fortes é aproximadamente 13,7 kcal.
1 Eg ácido (aq) + 1 Eg base(aq) 1 Eg sal (aq) + H2O 0
çãoneutralizaH∆
A constância do valor da variação de entalpia não é assim tão surpreendente, porque, quando
ácidos e bases fortes estão suficientemente diluídos, a reação que ocorre é apenas de H+ com OH-.
Evidentemente que, em se tratando de ácidos e bases fracos, o grau de ionização ( α ) já não se
aproxima dos 100% e o valor do ∆∆∆∆H foge do valor previsto.
Energia de ligação é a energia absorvida na quebra de 1 mol de ligação no estado gasoso. A
principal aplicação prática é permitir o cálculo da variação de entalpia de reações, conhecendo-se as
energias de ligações. Veja esse exemplo, reagindo gás hidrogênio e cloro, formando cloridreto.

45
EXERCÍCIO RESOLVIDO
Calcular a variação de entalpia na reação: CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O, utilizando as entalpias de
formação, em kcal/mol: CH4=–17,9; CO2=–94,1 e H2O=–68,3.
Resolução:
6.3.Lei de Hess
Lei de Hess ou lei dos estados inicial e final - Hess determinou em 1840 a seguinte lei: "A
variação de entalpia envolvida numa reação química, sob determinadas condições experimentais,
depende exclusivamente da entalpia inicial dos reagentes e da entalpia final dos produtos, seja a
reação executada em uma única etapa ou em várias etapas sucessivas".
O H de uma reação só depende dos estados inicial e final e não depende dos estados
intermediários.
O calor total liberado ou absorvido nas reações sucessivas: A B e B C é igual ao calor
liberado ou absorvido na reação A C. Outra maneira de dizer a mesma coisa é que o calor liberado
ou absorvido na reação A C não depende do número de estados intermediários.
Lembre-se que, ao multiplicar ou dividir os coeficientes de uma reação termoquímica por um
número qualquer, deve-se multiplicar ou dividir o valor de H desta reação pelo mesmo número.
Atividade
01. Calcule a ∆∆∆∆H da reação de formação do metano, dadas as reações abaixo em condições
padrão:
H2(g) + ½ O2(g) H2O(l)
0
)(águafH∆ = - 68,3 kcal
C (grafita) + O2(g) CO2(g)
0
H∆ = - 94,0 kcal
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g + 2 H2O(l)
0
H∆ = - 212,8 kcal

46
02. A partir das reações abaixo, a 25ºC e 1 atm, calcule o calor de sublimação dos iodo nestas
condições.
½ H2(g) + ½ I2(S) HI (g) H∆ = +6,2 kcal
1 H2(g) + 1 I2(g) 2 HI (g) H∆ = +6,2 kcal
03. A obtenção do etano a partir do acetileno ocorre por meio da hidrogenação desse composto:
C2H 2 (g) + 2 H2 (g) C2H6 (g)
Conhecidas as entalpias de combustão de:
C2H 2 (g): - 310,6 kcal/mol
H2 (g: - 68,3 kcal/mol
C2H6 (g): - 372,8 kcal/mol
pode-se dizer que a variação de entalpia da reação acima representada, em kcal, é:
a) + 62,2 b) - 62,2 c) + 74,4 d) - 74,4 e) + 372,8
Resolução:
∆H = Σ (Hc )reagentes - Σ (Hc )produtos = [1 ( - 310,6) + 2 ( - 68,3)] - [1 ( - 372,8)] = - 74,4 kcal
04. Uma das mais importantes reações que ocorre num conversor catalítico, usado nos canos
de escapamento dos automóveis e que ajuda a reduzir a poluição atmosférica, é a combustão do
monóxido de carbono:
2 CO(g) + O 2 (g) → 2 CO 2 (g)
Conhecidas as variações de entalpia das reações:
2 C(s) + O2 (g) → 2 CO(g) ∆H = - 220,8 kJ
C(s) + O2 (g) → CO(2) (g) ∆H = -393,8 kJ
conclui-se que a entalpia de combustão do CO(g) é, em kJ/mol, igual a:
a) - 86,5 b) - 173,0 c) - 283,4 d) - 566,8 e) - 614,6
Alternativa c
6.4.Espontaneidade de uma reação
Entropia é uma grandeza termodinâmica relacionada com o grau de desordem dos sistemas
(aumenta com a temperatura).
maior desordem maior entropia
menor desordem menor entropia
SA (g) > SA (l ) > SA (s)

47
Uma reação espontânea é a que tende a ser a mais exotérmica (entalpia mínima ou menor
valor de H) e, ao mesmo tempo, a que tende a uma maior distribuição de matéria e energia (entropia
máxima ou maior valor de S).
Energia Livre de Gibbs: A energia livre liberada numa reação é a energia máxima que é livre para
produzir trabalho útil. Mede a relação entre a entalpia e a entropia através da equação de Gibbs e
prevê a espontaneidade de uma reação química.
Equação de Gibbs
G = H - T·S G = H - T· S
G < 0 liberação de energia livre reação espontânea
G > 0 absorção de energia livre reação não-espontânea
G = 0 equilíbrio
Energia gasta na organização = T· S
Uma vez que H e S variam muito pouco com a temperatura, temos que:
H S G
+ - + (sempre)
- + - (sempre)
+ +
+
-
quando H > T· S
quando H < T· S
- -
+
-
quando | H| < |T· S|
quando | H| > |T· S|
Calcule o valor de G para a reação: C2H 2 (g) + 2 H2 (g) C2H6 (g) à temperatura de 100ºC, e determine
se esse processo é ou não espontâneo nesta temperatura.
Dados: Hf C2H 2 (g)= + 54,2 kcal/mol; Hf C2H6 (g)= - 20,2 kcal/mol; S H2 (g= 31,2 cal/K mol;
S C2H 2 (g)= 48 cal/K mol; S C2H6 (g) = 54,8 cal/K mol.
7.Cinética química
Estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que a influenciam e a possibilidade de
controlar essa velocidade, tornando-as mais rápidas ou mais lentas. O estudo é feito em reações com
velocidade moderada, que pode ser acompanhada, como a decomposição térmica de sais, a
combustão de vários compostos orgânicos, a transformação de alimentos pela ação de bactérias.

48
7.1.Teoria das colisões
Partimos do princípio de que as partículas de uma substância química não estão paradas. Elas
possuem uma determinada quantidade de energia e se movimentam. Este movimento faz com que se
choquem e pode fazer com que ocorra a reação. Para isto, se deve ter quebra de ligações químicas e
formação de novas ligações, o que requer colisões eficazes ou efetivas, nas quais são indispensáveis
duas condições: colisão suficientemente energética e orientação favorável das moléculas em choque.
Segundo a Teoria da Colisões, o que determina a velocidade de reação é a natureza e a quantidade
de choques entre as moléculas dos reagentes.
Choques mal orientados, mesmo entre partículas ativadas, não conduzem à reação, assim
como choques bem orientados entre partículas não ativadas também não conduzem. Dessa forma, o
choque deve ocorrer entre partículas ativadas em uma boa orientação.
7.2. Velocidade de reação
A velocidade de consumo de reagentes e formação de produtos é a relação entre a
variação de sua quantidade ou de concentração, e o tempo em que ela ocorre.
Vs =
t
n
∆
∆
ou Vs =
[ ]
t
S
∆
∆
onde [ ]S = Concentração da substância S;
n∆ = variação de nºde mols; t∆ = tempo decorrido
Velocidade média da reação é o módulo da velocidade de consumo de reagentes ou da
velocidade de formação de produtos, dividido pelo respectivo coeficiente da substância na equação da
reação balanceada.
Dada a equação :1 N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Teremos a equação da velocidade média na reação de formação da amônia:

49
)(reaçãomv =
1
2Nv
− =
3
2Hv
− =
2
3NHv
−
)(reaçãomv =
[ ]
t
N
∆
∆
− 2
.
1
1
=
[ ]
t
H
∆
∆
− 2
.
3
1
=
[ ]
t
NH
∆
∆
− 3
.
2
1
Dada a equação genérica :aA (g) + bB (g) cC (g)
)(reaçãomv =
[ ]
t
A
a ∆
∆
− .
1
=
[ ]
t
B
b ∆
∆
− .
1
=
[ ]
t
C
c ∆
∆
− .
1
Fatores que influenciam na velocidade da reação:
A temperatura – O aumento da temperatura faz com que aumente a velocidade da reação. Ex.:Um
comprimido efervescente reage amais rápido com água quente do que com a água fria. No refrigerador, a
velocidade de decomposição de alimentos por microorganismos é diminuída pela diminuição da
temperatura.
A concentração das soluções – o aumento da concentração de um reagente geralmente torna a
reação mais rápida.
O estado de divisão de um líquido quando em reação em sistema heterogêneo - uma maior
superfície de contato do sólido com o reagente líquido produz maior velocidade de reação. Ex.: O
comprimido triturado reage mais rapidamente com a água.
Natureza dos reagentes – Quanto maior o número de ligações a serem rompidas nos reagentes e
quanto mais forte forem estas ligações, mais lenta será a reação e vice-versa.
Pressão: Se aumentarmos a pressão (diminuindo o volume, por exemplo), aumentamos o número
de colisões e, portanto, a velocidade da reação. Ex.: panela de pressão. Aumentando a pressão, haverá um
aumento na temperatura de ebulição da água dentro da panela, possibilitando assim um cozimento mais
rápido do alimento imerso.
Presença (concentração e forma física) de um catalisador:
Catalisador: espécie química que acelera a velocidade de uma reação química. Os
catalisadores atuam reduzindo a energia de ativação, e por conseqüência, aumentando a velocidade.
Inibidor: espécie química que, juntamente com as moléculas reagentes, faz com que estas
reajam a uma velocidade menor. São utilizados como conservantes de alimentos, pois eles retardam a
reação de decomposição. Por exemplo, podemos citar na margarina, a ação do conservante EDTA
cálcico dissódico.

50
Ativador espécie química que, juntamente com o catalisador e as moléculas reagentes, faz com
que estas reajam a uma velocidade ainda maior do que se estivessem apenas com o catalisador.
Veneno: espécie química que, juntamente com o catalisador e as moléculas reagentes, faz com
que estas reajam a uma velocidade menor do que se estivessem apenas com o catalisador.
7.3. Energia de ativação:
É o valor mínimo de energia que as moléculas dos reagentes devem possuir para que uma
colisão entre elas seja eficaz. Quanto maior for a energia de ativação, mais lenta será a reação.
Análise gráfica da energia de ativação
A energia de ativação deve ser entendida como uma
dificuldade para ocorrer a reação. Quanto menor a
energia de ativação, mais fácil será para a reação
acontecer. São reações que necessitam de pouca energia
para que ocorram: são reações rápidas.
Quando colisão entre as partículas dos reagentes ocorre
co orientação favorável e com energia igual ou superior à
energia de ativação, forma-se uma estrutura instável e
intermediária entre reagentes e produtos, chamado
complexo ativado.

51
Reação exotérmica ∆H< 0.
E1= energia dos reagentes (r)
E2= energia do complexo ativado (CA)
E3= energia dos produtos (p)
b=energia de ativação da reação direta
c=variação de entalpia (∆∆∆∆H= Hp – Hr)
O valor (b) da energia de ativação é maior na endotérmica do que na exotérmica.
Reação endotérmica: ∆H>0
E1= energia dos reagentes (r)
E2= energia do complexo ativado (CA)
E3= energia dos produtos (p)
b=energia de ativação da reação direta
c=variação de entalpia (∆∆∆∆ H= Hp – Hr)
Conclui-se que quanto maior a energia de ativação, menor será a velocidade de reação.
Exercícios resolvidos
1.Indique os números que representam a variação de entalpia e a energia de ativação da reação
direta.
Resposta: Reação direta é a reação da esquerda para a direita. Dessa forma, A é o reagente e B é o
produto. A energia de ativação da reação direta é o 2 e variação de entalpia, o 4.

52
2. Considerando o gráfico, responda os números que correspondem à variação de entalpia e a
energia de ativação da reação inversa.
Resposta: Reação inversa é a reação da direita para a esquerda. Dessa forma, o B é o reagente
e o A é o produto. O 5 é a energia de ativação da reação inversa e a variação de entalpia é
representada pelo 4.
3. Considere os seguintes processos: neutralização de leite de magnésia no estômago,
oxidação de cobre, formando zinabre e ataque de ácido muriático (HCl) em pedaço de palha de aço.
Quem apresenta alta energia de ativação?
Resposta: Ter alta energia de ativação significa velocidade baixa, ou seja, reação muito lenta.
Isso quer dizer que somente a oxidação do cobre formando zinabre apresenta, pois é uma reação
lenta. Já os dois outros processos apresentam energia de ativação baixa, o que significa uma reação
rápida.
Atividade
1. A combustão do gás de cozinha é uma reação exotérmica, porém só se inicia ao receber
energia externa como, por exemplo, a da chama de um palito de fósforo. Como é chamada a energia
fornecida pelo palito?
2. Observe o diagrama de energia e julgue as afirmativas:
I- O processo é exotérmico;
II- A reação tem variação de entalpia igual a –30 kcal
III- A energia de ativação vale +130 kcal

53
IV- O valor do complexo ativado é +90 kcal
3. Considere o gráfico da reação e responda os quesitos a seguir:
a) Qual a energia das moléculas reagentes e a das moléculas dos produtos?
b) Qual a energia de ativação?
c) Qual o tipo da reação em questão? Por quê?
d) Qual a energia liberada ou absorvida pela reação?
7.4.Velocidade instantânea
Para determinar a velocidade instantânea de uma reação, utilizamos uma lei enunciada pelos
cientistas noruegueses Maximilian Guldberg e Peter Waage, em 1864, a Lei da ação das massas: "A
velocidade de uma reação, em dado instante e a cada temperatura, é proporcional ao produto das
concentrações em quantidade de matéria dos reagentes, elevadas a potências iguais aos respectivos
coeficientes na equação química balanceada". Veja:
Constante da velocidade é denominada de k. É uma constante de proporcionalidade que
relaciona velocidade e concentração. Tem valor constante a uma temperatura e varia com a

54
temperatura. Para dada reação, a constante de velocidade depende fundamentalmente da
temperatura, isto é, variando a temperatura, varia o valor de k.
Quando um dos reagentes se encontra no estado sólido, ou líquido em excesso, sua
concentração não aparece na equação da Lei da ação das massas:
Os expoentes a e b na expressão de cálculo da velocidade instantânea, na verdade, são
determinados experimentalmente. Existem reações que ocorrem em várias etapas, e a mais lenta
determina a velocidade da reação. Por exemplo:
Assim, os expoentes serão iguais aos coeficientes da equação balanceada somente para
reações elementares, que ocorrem em uma única etapa.
A ordem de uma reação é dada pela soma dos expoentes aos quais estão elevadas as
concentrações na fórmula da velocidade:
Meia-vida
Tempo necessário para reagir a metade da quantidade de uma substância.
• A desintegração radioativa é reação de 1ªordem. A meia-vida é constante e não depende da
quantidade do radioisótopo. Catálise e catalisador
Catálise é uma reação na qual toma parte um catalisador.
Catalisador é uma substância que aumenta a velocidade de uma reação, permanecendo
inalterado qualitativa e quantitativamente no final da reação.
A ação do catalisador é abaixar a energia de ativação, possibilitando um novo caminho para a
reação. O abaixamento da energia de ativação é que determina o aumento da velocidade da reação.
Catálise homogênea :Catalisador e reagentes constituem uma só fase.

55
Catálise heterogênea :Catalisador e reagentes constituem duas ou mais fases (sistema
polifásico ou mistura heterogênea).
Enzima é uma proteína que atua como catalisador em reações biológicas. Caracteriza-se
pela sua ação específica e pela sua grande atividade catalítica. Apresenta uma temperatura ótima,
geralmente ao redor de 37°C, na qual tem o máximo de atividade catalítica.
Autocatálise: Quando um dos produtos da reação atua como catalisador. No início, a reação
é lenta e, à medida que o catalisador (produto) vai se formando, sua velocidade vai aumentando.
8. Equilíbrio químico
É uma reação reversível na qual a velocidade da reação direta é igual à da reação inversa e,
conseqüentemente, as concentrações de todas as substâncias participantes permanecem constantes.
Características do equilíbrio químico:
Só pode ser atingido em sistemas fechados
Em sistemas fechados, toda reação química é reversível
Propriedades macroscópicas como densidade, cor, concentração, massa, permanecem constantes.
A velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa.
Como ocorre o equilíbrio químico:
No início da reação, a velocidade da reação direta é máxima pois, a concentração de reagentes
é máxima.
A quantidade de reagentes vai diminuindo e a velocidade da reação direta diminui.
Os produtos vão sendo formados e a reação inversa se inicia.
A velocidade da reação inversa vai aumentando, a medida que a quantidade de produtos
aumenta.
Num instante Te, as velocidades das reações direta e inversa se igualam.
O equilíbrio foi atingido.
Gráfico das reações direta e inversa em função do tempo
Velocidade Vd
Vi
Tempo
Constante de equilíbrio: Quando as duas reações reversíveis atingem o equilíbrio, o estado
de equilíbrio é definido pela constante de equilíbrio KC.
Te
Vd = Vi ≠ 0

56
reagentes produtos
aA + bB cC + dD [C]c
[D]d
Kc = ————
[A]a
[B]b
Kc não varia com a concentração nem com a pressão, mas varia com a temperatura.
Quanto maior o Kc, maiores são as concentrações dos produtos em relação às dos reagentes,
no equilíbrio.
Quanto menor o Kc, menores são as concentrações dos produtos em relação às dos reagentes,
no equilíbrio.
Equilíbrios gasosos homogêneos
A velocidade de reações que envolve gases pode ser expressa em função das pressões
parciais de seus reagentes.
reagentes produtos
aA + bB cC + dD
(pC)c (pD)d
Kp= —————
(pA)a (pB)b
Kp = Kc (RT)∆n onde ∆n = (c + d) - (a + b)
Equilíbrios heterogêneos: Os participantes sólidos não entram na expressão do Kc nem do Kp
(se houver).
C(s) + CO2 (g) 2 CO(g) (pCO)2
Kp= — — —
pCO2
Princípio de Le Chatelier: Quando se exerce uma ação sobre um sistema em equilíbrio, ele
desloca-se no sentido que produz uma minimização da ação exercida.

57
9.Deslocamento de equilíbrio químico
Equilíbrio e concentração
Um aumento da concentração de um participante desloca o equilíbrio no sentido da reação
em que este participante é consumido.
Uma diminuição da concentração de um participante desloca o equilíbrio no sentido da
reação em que este participante é formado .
Equilíbrio e pressão
Um aumento da pressão desloca o equilíbrio para a reação que ocorre com contração de
volume.
Uma diminuição da pressão desloca o equilíbrio para a reação que ocorre com expansão de
volume.
Equilíbrio e temperatura
Um aumento da temperatura desloca o equilíbrio para a reação endotérmica.
Uma diminuição da temperatura desloca o equilíbrio para a reação exotérmica (lei de van't Hoff).
Equilíbrio e catalisador
O catalisador não desloca equilíbrio, apenas diminui o tempo necessário para atingi-lo.
10.Equilíbrio iônico: a constante de ionização ou dissociação
Constante de ionização de ácidos e bases
CH3−−−−COOH CH3−−−−COO−−−−
+ H+
Ka = [CH3−COO−
] [H+
]
————————
[CH3−COOH]

58
NH3 + H2 O NH4
+
+ OH−
Kb =[NH4
+
] [OH−
]
— — — — — —
[NH3]
H2O (l) não entra na expressão de constantes de equilíbrio em solução aquosa
Cada etapa da ionização tem sua constante, representada por K1, K2, K3, ..., sendo K1 > > K2 > >
K3 > > ...
No caso dos poliácidos, a [H+] pode ser considerada como proveniente só da primeira etapa da
ionização (K1).
Lei da diluição de Ostwald: A uma dada temperatura,à medida que a concentração molar de um
eletrólito diminui, seu grau de ionização ou dissociação aumenta.
αααα2
expressão de Ostwald K = — — — . |eletrólito|inicial
1 −−−− αααα
lembre-se que αααα = número de mols ionizados ou dissociados = grau de ionização
número de mols inicial
Para eletrólito fraco → (1 −−−− αααα ) = 1. Portanto: K = αααα 2
|eletrólito|inicial.
O grau de ionização de um eletrólito aumenta com a diluição ou com a diminuição da
concentração em mol/L de eletrólito.
Diluindo um ácido fraco, aumenta o αααα mas diminui a [H+].
Diluindo uma base fraca, aumenta o αααα mas diminui a [OH].
Equilíbrio iônico da água: a constante de ionização da água
Kw = [H+
] [OH−
] = 10−14
(25°C)
pH = −log [H+] e pH = n [H+] = 10−n
mol/L
pOH = −log [OH−
] e pOH = n [OH−
] = 10−n
mol/L
pH + pOH = 14 (25°C)
Água pura a 25°C:
[H+] = [OH-] = 10-7 mol/L pH = 7 e pOH = 7
Solução ácida:
[H+] > 10-7 e [OH−
] < 10−7
∴ pH < 7 e pOH > 7 (25°C)

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