Apostila de química

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Estudo dos Gases 
 
→ Medidas de temperatura 
ºC → Graus Celsius 
K → Kelvin (Temperatura absoluta) 
• Conversão 
TK = TºC + 273,0 
 
→ Medidas de pressão 
atm → atmosferas 
mmHg → milímetros de mercúrio 
• Conversão 
1,0 atm ________________ 760,0 mmHg 
 
→ Medidas de volume 
kL – quilolitro 
L – litro 
mL – mililitro 
m3 – metro cúbico 
dm3 – decímetro cúbico 
cm3 – centímetro cúbico 
 
• Conversões 
 
 
 
• Observações: 
 
x 1000 significa 
Andar com a vírgula 3 casas para 
direita. 
x 1000000 significa 
Andar com a vírgula 6 casas para 
direita. 
x 1000000000 significa 
Andar com a vírgula 9 casas para 
direita. 
: 1000 significa 
Andar com a vírgula 3 casas para 
esquerda. 
: 1000000 significa 
Andar com a vírgula 6 casas para 
esquerda. 
: 1000000000 significa 
Andar com a vírgula 9 casas para 
esquerda. 
 
→ Exemplos: 
 
1 – Faça as seguintes transformações: 
 
a) 1,3 atm e mmHg d) 295,0 K em ºC 
b) 1596,0 mmHg em atm e) 100,0 cm3 em mL 
c) 27ºC em K f) 250,0 mL em L 
 
→ Atividades 
 
1 – Transforme as pressões: 
 
a) 1520,0 mmHg em atm e) 380,0 mmHg em atm 
b) 0,5 atm em mmHg f) 532,0 mmHg em atm 
c) 1,8 atm em mmHg g) 45,6 mmHg em atm 
d) 0,8 atm em mmHg h) 4,0 atm em mmHg 
 
2 – Transforme as temperaturas: 
 
a) 18,0ºC em K f) 500,0 K em ºC 
b) 127,0ºC em K g) 100,0 K em ºC 
c) -23,0ºC em K h) 280,0 K em ºC 
d) 45,0ºC em K i) -73,0ºC em K 
e) 320,0 K em ºC j) 23,0 K em ºC 
 
3 – Transforme os volumes em litros: 
kL = m3 
L = dm3 
mL = cm3 
a) 1,0 dm3 b) 100,0 mL c) 200,0 cm3 d) 3,0 m3 
 
4 – Coloque em ordem crescente as seguintes medidas de 
volume: 
 
100,0 L; 1,0 m3; 1000,0 mL; 500,0 cm3; 10,0 dm3. 
 
→ Equação Geral dos Gases 
 
𝐏𝐢.𝐕𝐢
𝐓𝐢
 = 
𝐏𝐟.𝐕𝐟
𝐓𝐟
 
Onde: 
 
P → pressão 
V → volume 
T → temperatura 
i → estado inicial 
f → estado final 
 
 
obs.: Para os estados inicial e final, deve ser utilizada a mesma 
unidade de medida. 
 
 → Exemplo: 
 
1 – Determinada massa de um gás, submetida a 47,0ºC ocupa o 
volume de 5,0 L e exerce a pressão de 1140,0 mmHg. Determinar 
o volume que essa massa ocupará se for submetida a 27,0ºC e 
exercer a pressão de 3,0 atm. Resposta: 2,3 L 
 
 
→Transformações Gasosas 
 
►Transformação isobárica 
Transformação gasosa em que se mantém constante a 
PRESSÃO. 
𝐕𝐢
𝐓𝐢
 = 
𝐕𝐟
𝐓𝐟
 
 
►Transformação isotérmica 
Transformação gasosa em que se mantém constante a 
TEMPERATURA. 
𝐏𝐢. 𝐕𝐢 = 𝐏𝐟. 𝐕𝐟 
 
►Transformação isovolumétrica ou isocórica 
Transformação gasosa em que se mantém constante o 
VOLUME. 
𝐏𝐢.
𝐓𝐢
 = 
𝐏𝐟
𝐓𝐟
 
 
→ Exemplos: 
 
1 – Certa massa de um gás está submetida à pressão de 3,0 atm 
e ocupa o volume de 1,5 L. Reduzindo isotermicamente a pressão 
para 2,0 atm, qual será o volume ocupado? Resposta: 2,25 L 
 
2 – Certa massa de um gás ocupa o volume de 8,0 L a 27,0ºC e 
exerce a pressão de 2,0 atm. Calcular o volume ocupado por essa 
massa para exercer a pressão de 3,0 atm, a 27ºC. Resposta: 5,3 
L 
 
3 – Certa massa de um gás, submetida à temperatura de 237ºC, 
ocupa um volume de 5,0 L. Qual será o volume quando a 
temperatura passar a 127,0ºC, sem variar a pressão? Resposta: 
3,92 L 
 
4 – Certa massa de um gás exerce a pressão de 2,5 atm quando 
submetida a 27,0ºC. Determine a pressão exercida quando a sua 
temperatura passar a 127,0ºC, sem variar o volume. Resposta: 
3,3 atm 
 
 
→ Equação de Clapeyron (Equação dos Gases 
Perfeitos) 
 
 
P.V = n.R.T 
Onde: 
 
P → pressão (atm ou mmHg) 
V → volume (L) 
n → número de mol (mol) 
R → constante geral dos gases 
R = 0,082 L · atm · K−1 · mol−1quando a pressão estiver em atm. 
R = 62,36 L · mmHg · K−1 · mol−1 quando a pressão estiver em 
mmHg. 
T → temperatura (K) 
 
Obs.: 
n = 
𝐦
𝐏𝐌
 
m → massa (g) 
PM → peso molar (g/mol) 
 
CNTP → Condições Normais de Temperatura e Pressão 
P = 1,0 atm ou 760,0 mmHg 
V = 22,7 L 
 
→ Exemplos: 
 
1 – Determinar a pressão exercida por 4,8 g de oxigênio (O2) 
contidos em um recipiente com capacidade de 4,1 L a 27,0ºC. 
Resposta: 0,9 atm 
 
2 – Qual o volume de um balão contendo 44,0 g de gás Hélio, 
utilizado em parques de diversões ou em propaganda, num dia 
em que a temperatura é igual a 28,0ºC e a pressão, no interior do 
balão, é 2,5 atm? Resposta: 110 L 
 
→ Atividades 
 
1 – Um recipiente de 20,0 L de capacidade contém certa massa 
de um gás submetida a 3,0 atm e 27,0ºC. Calcule o volume 
ocupado por esta massa de gás quando submetida a 2,0 atm e 
47,0ºC. 
 
2 – Temos 40,0 L de certa massa de um gás submetidos a 1,5 
atm e 27,0ºC. Qual deve ser a temperatura dessa massa de gás 
para que seu volume se reduza à metade e a pressão passe para 
4,0 atm? 
 
3 – Certa massa de um gás ocupa o volume de 5,0 L, a 7,0ºC e 
2,0 atm. Que pressão exercerá essa mesma massa se ocupar um 
volume de 8,0 L, a 27,0ºC? 
 
4 – Determinada massa de um gás, a 17,0ºC, ocupa o volume de 
14,5 L e exerce a pressão de 800,0 mmHg. Calcule a que 
temperatura essa mesma massa ocupará o volume de 9,0 L, 
exercendo a pressão de 1200,0 mmHg. 
 
5 – Certa massa de um gás, submetido a 27,0ºC e 600,0 mmHg, 
ocupa o volume de 10,0 L. Descubra o volume ocupado por essa 
mesma massa quando o gás for submetido a 50,0ºC e 646,0 
mmHg. 
 
6 – Num recipiente com capacidade de 5,0 L está contido um gás 
à temperatura de 0,0ºC e à pressão de 1,0 atm. Determine a 
pressão exercida pela massa desse gás quando ele estiver num 
recipiente com capacidade de 8,0 L e á temperatura de 0,0ºC. 
 
7 – Certa massa de metano encontra-se num recipiente com 
capacidade de 8,0 L, à temperatura de 47,0ºC, exercendo a 
pressão de 5,0 atm. Calcule a pressão exercida por esta massa 
de metano se o volume se reduzir à metade e a temperatura 
aumentar para 127,0ºC. 
 
8 – Certa massa de hélio está contida num recipiente com 
capacidade de 8,0 L, à temperatura de 127,0ºC, exercendo a 
pressão 
de 2,0 atm. Se o volume dessa massa de gás se reduzir a 3 4⁄ 
do inicial, a que temperatura ela deverá ser submetida para que 
sua pressão se reduza também a 3 4⁄ da inicial? 
 
9 – 500,0 mL de um gás foram, inicialmente, medidos à pressão 
de 650,0 mmHg e à temperatura de 73,0ºC abaixo de zero. A 
seguir, o volume do gás foi reduzido a 400,0 mL e a temperatura 
foi elevada a 127,0ºC. Qual a pressão final do gás em atm? 
 
10 – Reduza às condições normais de temperatura e pressão 
38,0 L de cloro (Cℓ2), que foram submetidos a 127,0ºC e à 
pressão de 720,0 mmHg. 
 
11 – Certa massa de um gás ocupa o volume de 8,0 L quando 
submetida à pressão de 2,0 atm e a uma temperatura T. Que 
volume essa mesma massa ocupará quando estiver submetida à 
pressão de 2,5 atm e à mesma temperatura T? 
 
12 – Calcule a pressão exercida por certa massa de um gás que 
ocupa o volume de 4,0 L a 20,0ºC, sabendo que, se o volume 
passar a 6,0 L, na mesma temperatura, essa massa de gás 
exercerá uma pressão de 0,5 atm. 
 
13 – Considere certa massa de um gás a 0,0ºC, a qual exerce a 
pressão de 1,0 atm e ocupa o volume de 60,0 L. Calcule a 
pressão exercida por esse gás, se o volume dessa massa passar 
a 90,0 L isotermicamente. 
 
14 – Um recipiente contém certa massa de um gás que ocupa o 
volume de 5,0 L e exerce a pressão de 2,0 atm. Se o volume 
desse gás reduzir isotermicamente a 4,0 L, qual será a pressão 
exercida por ele? 
 
15 – Um recipiente adequado contém certa massa de gás 
oxigênio a 27,0ºC, a qual exerce a pressão de 2,0 atm e ocupa o 
volume de 10 L. Determine o volume ocupado por essa massa 
de gás oxigênio se ocorrer uma transformação isobárica, de 
modo que a temperatura se torne 47,0ºC. 
 
16 – A 27,0ºC determinada massa de um gás ocupa o volume de 
300,0 mL. Calcule o volume que essa massa ocupará se a 
temperatura se elevar a 47,0ºC, sem que haja variaçãode 
pressão. 
 
17 – 5,0 L de um gás encontram-se a 7,0ºC e exercem uma 
pressão de 1,0 atm. Calcule o volume ocupado por este gás 
quando a temperatura passar a 17,0ºC, sem que haja variação 
de pressão. 
 
18 – A pressão exercida por certa massa de um gás é de 3,0 atm 
quando submetida a 17,0ºC. Que pressão exercerá essa mesma 
massa quando a temperatura for de 47,0ºC, sem variar o volume? 
 
19 – Certa massa de um gás exerce a pressão de 4,0 atm quando 
submetida a 47,0ºC. Determine a pressão que essa massa 
exercerá a 127,0ºC, numa transformação isocórica. 
 
20 – Um frasco contém um gás a 30,0ºC, exercendo uma pressão 
de 606,0 mmHg. Determine a pressão que esse gás exercerá 
quando a temperatura se elevar a 47,0ºC e o volume se mantiver 
constante. 
 
21 – 100,0 L de um gás submetido a 27,0ºC são aquecidos a 
87,0ºC e a pressão é mantida constante. Qual o volume ocupado 
pelo gás a 87,0ºC? 
 
22 – Uma massa fixa de gás mantida à temperatura constante 
ocupa um volume de 20,0 cm3 sob pressão de 1,0 atm. Qual a 
pressão necessária para que o seu volume se reduza a 5,0 cm3? 
 
23 – Certa massa gasosa ocupa um volume de 5,0 L sob pressão 
de 2,0 atm. Qual o volume da mesma massa gasosa, na mesma 
temperatura, sob pressão de 190,0 mmHg? 
 
24 – Uma câmera de descompressão usada por mergulhadores 
tem volume de 10,3 m3 e funciona sob pressão de 4,5 atm. Qual o 
volume, em L, o ar contido nessa câmara ocuparia quando 
submetido a uma pressão de 1,0 atm, na mesma temperatura? 
 
25 – Um balão meteorológico apresenta volume de 2,0 L a 27,0ºC. 
Qual será seu volume em um local em que a temperatura é de -
33,0ºC, na mesma pressão? 
 
26 – 30,0 mL de gás metano (CH4), a 25,0ºC, são aquecidos a 
35,0ºC, à pressão constante. Calcule o novo volume do gás. 
 
27 – Certa massa gasosa ocupa um volume de 800,0 cm3 a -
23,0ºC, numa dada pressão. Qual é a temperatura na qual a 
mesma massa gasosa, na mesma pressão, ocupa um volume de 
1,6 L? 
 
28 – Um pneu de bicicleta foi inflado até a pressão de 4,0 atm a 
12,0ºC. Qual será a pressão no interior do pneu, em atm, se ele for 
aquecido a 32,0ºC, considerando-se seu volume constante? 
 
29 – Certa massa de gás hélio, mantida em um recipiente fechado 
a -33,0ºC, exerce uma pressão de 1,5 atm. Calcule a qual 
temperatura a pressão do gás hélio nesse recipiente será igual a 
190,0 mmHg. 
 
30 – Certa massa gasosa mantida num frasco fechado tem 
pressão igual a 300,0 mmHg a 27,0ºC. A qual temperatura a 
pressão desse gás no frasco fechado será igual a 0,5 atm? 
 
31 – Calcule a pressão exercida por 6,4 g de gás metano (CH4), á 
temperatura de 47,0ºC, contidas num frasco com capacidade de 
8,0 L? 
 
32 – Um frasco com capacidade de 10,0 L contém 70,0 g de gás 
nitrogênio (N2), a 7ºC. Determine a pressão exercida por esse gás. 
 
33 – Um recipiente fechado contém 22,0 g de gás carbônico, a 
17,0ºC. Ache o volume ocupado por esse gás, sabendo que ele 
exerce a pressão de 1,45 atm. 
 
34 – Um frasco fechado, com capacidade de 16,4 L, contém gás 
metano (CH4), a 27,0ºC, exercendo a pressão de 2,1 atm. Calcule 
a massa em gramas, desse gás. 
 
35 – Um recipiente fechado contém 5,0 mol de N2, a 27,0ºC, 
exercendo a pressão de 600,0 mmHg. Calcule a capacidade desse 
recipiente. 
 
36 – Calcule a pressão exercida por 10,0 g de hidrogênio (H2), a 
27,0ºC, contidas num recipiente com capacidade de 8200,0 cm3. 
 
37 – A 17,0ºC determinada massa de gás carbônico ocupa o 
volume de 5000,0 cm3 e exerce a pressão de 580,0 mmHg. Calcule 
a massa desse gás. 
 
38 – Um frasco fechado, com capacidade de 8,0 L, contém 6,0 g 
de gás etano (C2H6), exercendo a pressão de 623,0 mmHg. 
Descubra a temperatura em que esse gás se encontra. 
 
39 – Calcule a massa de gás metano (CH4) necessária para, a 
27,0ºC e ocupando o volume de 24600,0 cm3, exercer a pressão 
de 190 mmHg. 
 
40 – Calcule a pressão exercida por 4,0 g de hidrogênio (H2), 
sabendo que a 27,0ºC o volume ocupado por esse gás é de 98,4 
L. 
 
41 – Um recipiente com capacidade de 8,2 L contém 0,8 mol de 
moléculas de um gás. Calcule a temperatura a que se deve 
submeter esse gás para que ele exerça a pressão de 2,5 atm. 
 
42 – Calcule o volume que deve ocupar 0,068 Kg de gás amoníaco 
(NH3) para que, á temperatura de 32,0ºC, esse gás exerça a 
pressão de 1830,0 mmHg. 
43 – Determine, em gramas, a massa de gás hidrogênio (H2) 
necessária para exercer a pressão de 900,0 mmHg a 27,0ºC, 
num recipiente com capacidade de 24,92 L. 
 
44 – Um recipiente A, com capacidade de 4,1 L, contém oxigênio 
(O2) a 17,0ºC, exercendo a pressão de 2,32 atm. Outro recipiente 
B, com capacidade de 6,0 ℓ. Contém gás metano (CH4), 
exercendo a pressão de 3,28 atm, a 27,0ºC. Qual dos dois 
recipientes contém a maior massa de gás? 
 
45 – Um cilindro provido de êmbolo e de massa desprezível 
contém no seu interior 2,0 g de hélio. Determine a pressão que 
deverá ser aplicada ao êmbolo para mantê-lo em equilíbrio 
estático, de modo que o gás ocupe um volume de 10,0 L, 
sabendo que a temperatura do conjunto é de 127,0ºC. 
 
46 – Qual é a temperatura de um gás, sabendo-se que 2,5 mol 
desse gás ocupam o volume de 50,0 L à pressão de 1246,0 
mmHg na referida temperatura? 
 
47 – Calcule o volume ocupado por 34,0 g de gás amoníaco (NH3) 
nas CNTP? 
 
48 – Qual o volume ocupado por 19,0 g de flúor (F2) a 27ºC e 1,64 
atmosferas? 
 
49 – Quanto pesam 8200,0 cm3 de etano (C2H6), medidos à 
pressão de 760,0 mmHg e à temperatura de 27,0ºC? 
 
50 – Um gás pesando 0,8g ocupa um volume de 1,12 L a 273,0ºC 
e 2,0 atm. Que valor se encontra para a massa molecular desse 
gás? 
Respostas 
 
1) 32,0 L 14) 2,5 atm 27) 227,0ºC 40) 380,0 mmHg 
2) 400,0 K 15) 10,67 L 28) 4,28 atm 41) 39,5ºC 
3) 1,34 atm 16) 0,32 L 29) -233,0ºC 42) 41,5 L 
4) 270,0 K 17) 5,18 L 30) 107ºC 43) 2,4 g 
5) 10,0 L 18) 3,31 atm 31) 1,312 atm 44) 12,8 g 
6) 0,625 atm 19) 5,0 atm 32) 5,74 atm 45) 1,64 atm 
7) 12,5 atm 20) 640,0 mmHg 33) 8,2 L 46) 127ºC 
8) -48ºC 21) 120,0 L 34) 22,4 g 47) 44,8 L 
9) 2,13 atm 22) 4,0 atm 35) 155,75 L 48) 7,5 L 
10) 24,57 L 23) 40,0 L 36) 15,0 atm 49) 10,0 g 
11) 6,4 L 24) 46350,0 L 37) 7,1 g 50) 16,0 g/mol 
12) 0,75 atm 25) 1,6 L 38) 127,0ºC 
13) 0,67 atm 26) 31,0 mL 39) 4,0 g 
 
→ Misturas Gasosas 
 
 Dois aspectos são importantes no estudo das misturas 
gasosas: a pressão e o volume que esses gases exercem nas 
misturas das quais participam. Essas grandezas são chamadas 
de pressão e volume parciais dos gases e correspondem à 
pressão ou ao volume que o gás exerce ou ocupa de forma 
individual dentro da mistura nas mesmas condições de 
temperatura e pressão que a mistura se encontra, 
e não corresponde à pressão ou ao volume que ele 
possuía antes de entrar para a mistura gasosa. 
 Além disso, o estudo dessas grandezas nas misturas 
gasosas apresenta somente o aspecto quantitativo, e não o 
qualitativo, ou seja, independe da natureza ou do tipo do gás, mas 
depende somente da quantidade de matéria (número de mols) 
dos gases. Isso significa que as relações que serão estudadas 
adiante e que serão mencionadas para um gás dentro da mistura 
são válidas também para todos os outros gases que participam 
da mesma mistura gasosa. É óbvio que, para tal, considera-se 
que os gases não reagem entre si. 
 A pressão total exercida por uma mistura gasosa é igual à 
soma das pressões parciais dos gases que compõem a mistura. 
PV = ΣnRT 
Ptotal = P1 + P2 + P3 + P4 ... ou P = ΣP 
Pparcial = Ptotal.X 
 
 O volume total de uma mistura gasosa é igual à soma dos 
volumes parciais dos gases que compõem a mistura. 
Vtotal = V1 + V2 + V3 + V4 ... ou V = ΣV 
Vparcial = Vtotal.X 
 
→ Exemplos: 
 
1 – Considerando um recipiente contendo 64,0 g de O2 e 112,0 g 
de N2, determinar as frações molares do O2 e do N2. Respostas: 
N2 = 0,66 e O2 = 0,33 
 
2 – Uma mistura gasosa é formada por 14,2 g de Cℓ2 e 13,2 g de 
CO2. Calculara as pressões parciais desses componentes, 
sabendo que a pressão da misturaseja de 2 atm. Respostas: Cℓ2 
= 1,2 atm e CO2 = 0,8 atm 
 
3 – Considere um gás X, num recipiente com capacidade de 50,0 
L, mantido a 237,0ºC e pressão de 2,0 atm, e um gás Y, num 
recipiente com capacidade de 100,0 L, a 127,0ºC e 5,0 atm. Esses 
dois gases são misturados num recipiente de 80,0 L, mantido a 
47,0ºC. Calcular a pressão da mistura e as pressões e os volumes 
parciais dos componentes X e Y. Respostas: 5,78 atm; 0,75 atm 
e 4,97 atm; 10,4 L e 68,8 L. 
 
→ Atividades 
 
1 – Descubra as frações molares dos componentes da seguinte 
mistura: 264 g de gás carbônico (CO2) e 256 g de dióxido de 
enxofre (SO2). 
 
2 – Um recipiente contém 8 g de oxigênio (O2) e 40 g de trióxido 
de enxofre (SO3). Determine as frações molares dos gases 
componentes dessa mistura. 
 
3 – Uma mistura gasosa é constituída por 8,0 g de hélio (He), 68,0 
g de gás amoníaco (NH3) e 56,0 g de nitrogênio (N2). Calcule as 
frações molares dos componentes dessa mistura. 
 
4 – Um recipiente contém 12,8 g de gás metano (CH4) e 36,0 g de 
etano (C2H6). Admitindo que a pressão exercida por essa mistura 
seja de 3,0 atm, calcule as pressões parciais desses gases. 
 
5 – Uma mistura gasosa exerce a pressão de 1,8 atm. Sabendo 
que a mistura é formada por 11,0 g de gás carbônico (CO2) e 39,0 
g de acetileno (C2H2), determine as pressões parciais desses 
componentes. 
 
6 – Um recipiente com capacidade de 5,0 L contém 20,4 g de 
sulfidreto (H2S) e 13,2 g de propano (C3H8). Calcule os volumes 
parciais desses gases. 
 
7 – Descubra os volumes parciais dos gases componentes da 
seguinte mistura num frasco com capacidade de 3,0 L: 16,0 g de 
dióxido de enxofre (SO2), 16,0 g de metano (CH4) e 21,0 g de 
nitrogênio (N2). 
 
8 – Num reservatório de capacidade igual a 41,0 litros reunimos 
230,0 g de oxigênio (O2) 56,0 g de nitrogênio (N2) e 10,0 g de 
hidrogênio (H2). Qual é, a 127,0 ºC, a pressão total da mistura. 
 
9 – Uma mistura de 2,0 mol de O2(g) e 3,0 mol de H2(g) exerce uma 
pressão de 5,0 atm a 0,0ºC. Calcule: 
a) o volume da mistura; 
b) os volumes parciais dos gases. 
 
10 – Num recipiente de 4,1 L de capacidade, e mol de N2 são 
adicionados a 3,0 mol de H2 a 27,0ºC. Determine a pressão da 
mistura: 
a) 36,0 atm b) 20,0 atm c) 18,0 atm d) 16,0 atm 
 
11 – Num recipiente de 44,8 litros, mantido a 273,0 K, foram 
misturados 4,0 mols do gás hidrogênio (H2) e 6 mols do gás 
oxigênio (O2) em CNTP. As pressões parciais de H2 e O2, em atm, 
são, respectivamente: 
a) 1,0 e 2,0 b) 3,0 e 4,5 c) 0,8 e 1,2 d) 1,0 e 1,5 e) 2,0 e 3,0 
12 – Em um recipiente cuja capacidade é de 5,0 litros, misturam-
se 2,8 g de nitrogênio (N2) e 1,6 g de oxigênio (O2). A pressão 
total da mistura a 27°C é: 
a) 0,05 atm b) 0,25 atm c) 0,49 atm d) 0,54 atm e) 0,74 atm 
 
13 – Considere a mistura de 0,5 mol de CH4 e 1,5 mol de C2H6 
contidos num recipiente de 30,0 litros a 300 K.A pressão parcial do 
CH4, em atmosfera, é igual a: 
a) 1,0 b) 0,82 c) 0,50 d) 0,41 e) 0,10 
 
14 – Dois balões indeformáveis (I e II), à mesma temperatura, 
contêm, respectivamente, 10,0 L de N2 a 1,0 atm e 20,0 L de CO a 
2,0 atm. Se os dois gases forem reunidos no balão I, a pressão total 
da mistura será: 
a) 1,0 atm b) 2,0 atm c) 3,0 atm d) 4,0 atm e) 5,0 atm 
 
15 – Qual é a pressão exercida pela mistura de 4,0 g de H2 e 8,0 g 
de He (comportando-se como gases ideais) quando a mistura é 
confinada num recipiente de 4,0 L à temperatura de 27,0°C? 
a) 73,8 atm b) 24,6 atm c) 18,5 atm d) 2,5 atm 
 
16 – O número total de mols e o volume ocupado por uma mistura 
de 2,76 g de metano (CH4) e de 9,34 g de amônia (NH3) a 200,0°C 
e 3,00 atm é: 
a) 0,72 mol e 9,35 L. b) 0,72 mol e 93,5 L. c) 0,72 mol e 3,94 L. 
d) 0,82 mol e 4,48 L. e) 0,82 mol e 93,6 L. 
 
17 – Num balão com capacidade de 5,0 L são misturados: 2,0 L de 
um gás X, a 500,0 mmHg; 0,5 L de um gás Y, a 1140,0 mmHg; e 
2,5 L de um gás Z, a 800,0 mmHg. Calcule a pressão exercida por 
esta mistura, sabendo que a temperatura é mantida constante. 
 
18 – Temos um recipiente com 4,0 L de H2(g) puro à 2,0 atm 
conectado à outro (com válvula fechada) contendo 3,0 L de CO2(g) 
puro à 6,0 atm. Abrindo a torneira que separa os gases e mantida 
a temperatura, calcule a pressão interna na qual o sistema se 
estabiliza. 
 
19 – Em um recipiente com capacidade para 8,0 litros, misturam-
se 1,6 g de metano (CH4) e 5,6 g de nitrogênio (N2). Determine a 
pressão total da mistura a 27,0°C. 
 
20 – Dois balões (I e II) contêm respectivamente 5,0 L de CO2(g) a 
2,0 atm e 10,0 L de He(g) a 4,0 atm. Se os dois gases forem 
reunidos no balão II, mantendo-se a temperatura, qual será a nova 
pressão dessa mistura? 
 
21 – Qual a pressão parcial do oxigênio que chega aos pulmões de 
um indivíduo, quando o ar inspirado está sob pressão de 740,0 mm 
Hg? Admita que o ar contém 20,0% de oxigênio (O2), 78,0% de 
nitrogênio (N2) e 12,0% de argônio (Ar) em mols. 
a) 7,4 mm Hg b) 148,0 mm Hg c) 462,5 mm Hg 
d) 577,0 mm Hg e) 740,0 mm Hg 
 
22 – Um recipiente de capacidade igual a 5,8 L e mantido a 27,0°C 
contém 12,8 g de oxigênio (O2), 8,0 g de hélio (He) e 14,0 g de 
nitrogênio (N2). Calcule: 
a) a pressão total (PT) do sistema; 
b) a pressão parcial (P1) do gás que tem maior fração molar na 
mistura. 
 
23 – Um recipiente de 82,0 L de capacidade contém 6,0 g de 
hidrogênio (H2) e 44,0 g de gás carbônico (CO2), à temperatura de 
127,0°C. As pressões parciais do hidrogênio e do gás carbônico, 
em atm, são, respectivamente 
 a) 0,2 e 1,4 b) 1,2 e 0,4 c) 0,5 e 1,5 d) 3,0 e 1,0 e) 0,8 e 0,8 
 
24 – Uma mistura gasosa, num recipiente de 10,0 L, contém 28,0 
g de nitrogênio (N2), 10,0 g de dióxido de carbono (CO2), 30,0 g de 
oxigênio (O2) e 30,0 g de monóxido de carbono (CO), a uma 
temperatura de 295,0 K. Assinale a alternativa que apresenta o 
valor da pressão parcial do nitrogênio: 
a) 2,27 atm b) 2,42 atm c) 2,59 atm d) 2,89 atm e) 4,82 atm 
 
25 – Em um recipiente fechado com capacidade para 2,0 L, 
encontra-se uma mistura de gases ideais composta por 42,0 g de 
N2 e 16,0 g de O2 a 300,0 K. Assinale a alternativa que expressa 
 
corretamente os valores das pressões parciais (em atm) dos gases 
N2 e O2, respectivamente, nessa mistura. 
a) 18,45 e 6,15 b) 16,45 e 8,15 c) 14,45 e 10,45 d) 12,45 e 12,15 
 
Respostas 
 
1) 0,6 ; 0,4 10) 20) 5 atm 
2) 1/3 e 2/3 11) e 21) b 
3) 0,25; 0,5 e 0,25 12) e 22) 
4) 1,2 e 1,8 atm 13) a) 12,3 atm 
5) 0,26 e 1,54 atm 14) e b) He 8,48 atm 
6) 3,33 L e 1,67 L 15) b 23) b 
7) 0,375 L; 1,5 L e 1,125 L 16) a 24) b 
8) 13,6 atm 17) 714 mmHg 25) a 
9) a) 22,4 L 18) 3,7 atm 
 b) 8,96 L e 13,44 L 19) 9,2 atm 
 
→ Densidade dos Gases 
 
►Densidade absoluta dos gases 
 
d = 
𝐏.𝐏𝐌
𝐑.𝐓
 
Onde: 
 
d → densidade 
P → pressão (atm ou mmHg) 
PM → peso molar 
T → temperatura (K) 
R → constante geral dos gases 
R = 0,082 L · atm · K−1 · mol−1quando a pressão estiver em atm. 
R = 62,36 L · mmHg · K−1 · mol−1 quando a pressão estiver em 
mmHg. 
 
►Densidade relativa dos gases 
 
É a relação entre as densidades de dois gases ou misturas 
gasosas que estão a uma mesma temperatura e pressão. 
 
ᵟ1,2 = 
𝐝𝟏
𝐝𝟐
 
 
Quando os volumes são iguais: 
 
ᵟ1,2 = 
𝐦𝟏
𝐦𝟐
 
 
Nas CNTP: 
 
ᵟ1,2 = 
𝐏𝐌𝟏
𝐏𝐌𝟐
 
 
Em relação ao ar: 
 
Massa molar aparente do ar: 
 
Maparente do ar = (XN2 . MN2) + (XO2 . MO2 ) + (XAr . Mar) 
Maparente do ar = (78% . 28) + (21% . 32 ) + (1% . 40) 
Maparente do ar = 28,9 g/mol 
 
ᵟ1,ar = 
𝐏𝐌𝟏
𝟐𝟖,𝟗
 
 
→ Exemplos: 
 
1 – Calcular a densidade do gás carbônico (CO2) em relação ao 
gás metano (CH4). 
 
2 – Calcule a densidade absoluta do O2 nas CNTP e a 27,0OC e 
3,0 atm. 
 
3 – Calcule a densidade absoluta do CH4 nas CNTP e a 27,0OC e 
600,0 mmHg. 
4 – Descubra a densidade do neônio (Ne) em relação ao ar. 
 
5– Descubra a massa molecular de um gás A, cuja densidade 
em relação ao gás hidrogênio é 27,0. 
 
→ Atividades 
 
1 – Determine a densidade absoluta do gás amoníaco (NH3): 
a) nas CNTP. b) a 47,0°C e 1,6 atm. 
 
2 – A densidade absoluta de um gás X, nas CNTP, é igual a 1,5 
g/L. Determine a massa molecular desse gás. 
 
3 – Descubra a massa molecular de um gás A, cuja densidade 
em relação ao hidrogênio (H2) é 27,0. 
 
4 – Calcule a massa molecular de um gás A, sabendo que a –
23,0°C e 5,0 atm a sua densidade absoluta é de 10,5 g/L. 
 
5 – A densidade de um gás G, em relação ao metano (CH4), é 
igual a 3,0. Determine a massa molar de G. 
 
6 – A densidade de um gás A em relação ao ar é igual a 1,5. 
Ache o volume ocupado por 173,4 g desse gás nas CNTP. 
 
7 – Determine o volume ocupado por 30,0 g de um gás X, nas 
CNTP, sabendo que a sua densidade em relação ao hidrogênio 
é igual a 10,0. 
 
8 – A densidade de um gás B, em relação ao nitrogênio (N2) é 
igual a 4,5. Qual é a massa molecular de B? 
 
9 – Um recipiente com capacidade de 4,1 L contém 80,0 g de 
um gás X a 17,0°C e 1,45 atm. Calcule a densidade desse gás 
em relação ao hidrogênio (H2). 
 
10 – Descubra quantas vezes o nitrogênio (N2) é mais denso que 
o hélio (He). 
 
11 – Ache a densidade do gás etano (C2H6) em relação ao gás 
hidrogênio (H2). 
 
12 – Considere 50,0 g de um gás A, contidos em um recipiente 
com capacidade de 31,15 L, à temperatura de 17,0°C e à 
pressão de 1160,0 mmHg. Descubra a densidade desse gás em 
relação ao ar. 
 
13 – Determine a densidade do oxigênio (O2) em relação ao 
metano (CH4). 
 
14 – Calcule a massa molecular de um gás A, cuja densidade 
em relação ao ar é 0,8. 
 
15 – Determinado gás exerce pressão de 623,0 mmHg à 
temperatura de 227,0°C. Sua densidade vale 1,5 g/L. O peso 
molar desse gás, em gramas, é: 
a) 34,0 b) 75,0 c) 41,0 d) 116,0 e) 15,0 
 
16 – Calcule a densidade do gás nitrogênio (N2), nas CNTP. 
 
17 – Um balão meteorológico de cor escura, no instante de seu 
lançamento, contém 100,0 mols de gás hélio (He). Após 
ascender a uma altitude de 15,0 km, a pressão do gás reduziu a 
100 mmHg e a temperatura, devido à irradiação solar, aumentou 
para 77,0°C. Calcule, nestas condições: 
a) o volume do balão meteorológico; 
b) a densidade do He em seu interior. 
 
18 – Comparando-se as densidades dos gases a seguir, nas 
CNTP, qual deles é o melhor para encher um balão que deve 
subir na atmosfera? 
a) CO2 b) O3 c) NO2 d) O2 e) CH4 
 
19 – Dentre os gases seguintes: CO, N2, O2, He, H2, CH4, CO2, 
NH3, quais podem ser usados em balões que sobem em 
presença do ar? 
 
20 – Ao nível do mar, qual a massa de 1,0 L de ar a 27,0°C? Para 
os cálculos, utilize a massa molecular aparente do ar. 
 
21 – A densidade do gás metano (CH4) em relação à densidade 
do gás propano (C3H8) nas mesmas condições de pressão e 
temperatura é: 
 a) 0,4 b) 0,36 c) 0,52 d) 0,58 e) 0,42 
 
22 – A densidade absoluta do gás nitrogênio (N2) a 0°C e 1,0 atm 
é, em g/L: 
a) 3,45 b) 2,45 c) 4,45 d) 2,75 e) 1,25 
 
23 – A massa molar de um gás que possui densidade da ordem 
de 0,08 g/L a 27,0°C e 1,0 atm é, aproximadamente: 
a) 5,0 g/mol b) 4,0 g/mol c) 3,0 g/mol d) 2,0 g/mol e) 1,0 g/mol 
 
Respostas 
 
1) 9) 160,0 b) 0,018 g/L 
a) 0,76 g/L 10) 7,0 18) e 
b) 1,04 g/L 11) 15,0 19) N2 e He 
2) 33,6 g/mol 12) 0,87 20) 1,17 g 
3) 54 g/mol 13) 2,0 21) b 
4) 43,05 g/mol 14) 23,12 g/mol 22) e 
5) 48,0 g/mol 15) b 23) d 
6) 89,6 L 16) 1,25 g/L 
7) 33,6 L 17) 
8) 126,0 g/mol a) 21700,0 L 
 
 
→ Difusão e Efusão dos gases 
 
 A difusão é a capacidade que as moléculas dos gases (ou 
átomos, no caso dos gases nobres) têm de se movimentarem 
espontaneamente através de outro gás. 
 Efusão é uma espécie de difusão, pois se refere ao 
movimento espontâneo das partículas de um gás através de um 
ou vários orifícios, indo na direção de um ambiente com pressão 
menor. 
 
Lei de Graham: a velocidade de difusão ou efusão de um gás é 
inversamente proporcional à raiz quadrada de sua densidade. 
v1
v2
 = √
d1
d2
 
 
Gases com menor densidade difundem-se mais rapidamente. Se 
estiver na mesma condição de temperatura e pressão, pode-se 
também fazer uma relação disso com a massa molar do gás: 
quanto maior a densidade do gás, maior será a sua massa molar 
e menor a sua velocidade de difusão; e vice-versa. Desse modo, 
temos: 
v1
v2
 = √
PM1
PM2
 
→ Exemplos: 
 
1 – A velocidade de difusão do gás hidrogênio é igual a 27 km/min, 
em determinadas condições de pressão e temperatura. Nas 
mesmas condições, a velocidade de difusão do gás oxigênio em 
km/h é de: 
a) 4,0 b) 108,0 c) 405,0 d) 240,0 e) 960,0 
 
2 – A velocidade de efusão do gás hidrogênio, é seis vezes 
maior que a velocidade de efusão do gás X. Qual a massa 
molar do gás X, sabendo que a massa molar do hidrogênio é 2,0 
g/mol? 
 
3 – Dentre os gases abaixo, nas mesmas condições, o que se 
difunde mais rápido é: 
a) Monóxido de carbono (CO) b) Ozônio (O3) c) Nitrogênio (N2) 
d) Amônio (NH3) e) Hidrogênio (H2) 
4 – O hidrogênio atravessa um pequeno orifício com velocidade 
igual a 5,0 L/min, em uma determinada pressão (P) e 
temperatura (T). Qual a velocidade em que o oxigênio atravessa 
o mesmo orifício, na mesma P e T, em L/h? 
 
a) 0,02 b) 1,25 c) 3,2 d) 75,0 e) 192,0 
 
5 – A velocidade de efusão de um gás desconhecido, x através 
de um buraco de agulha é 0,279 vezes a velocidade de efusão 
do gás hidrogênio (H2) através do mesmo, se ambos os gases 
estão nas CNTP. Qual o peso molecular do gás desconhecido? 
 
→ Atividades 
 
1 – A densidade de um gás X em relação ao gás oxigênio (O2) é 
2,0. Nas mesmas condições de temperatura e pressão, 
determine: 
a) a massa molecular de X. 
b) a velocidade de difusão (efusão) em relação ao gás 
oxigênio. 
 
2 – Em uma experiência, para determinar a massa molar de um 
composto x, encontrou-se que a efusão de 25,0 mL do gás por 
uma barreira porosa leva 65,0 seg. A efusão do mesmo volume 
de argônio ocorre em 38,0 seg, sob as mesmas condições. Qual 
a massa molar de x? 
 
3 – Uma certa quantidade de átomos de hélio leva 10,0 s para 
efundir por uma barreira porosa. Quanto tempo leva a mesma 
quantidade de moléculas de metano, CH4, sob mesmas 
condições? 
 
4 – Numa sala fechada, foram abertos ao mesmo tempo três 
frascos que continham, respectivamente, NH3(g), SO2(g) e H2S(g). 
Uma pessoa que estava na sala, a igual distância dos três 
frascos, sentirá o odor destes gases em que ordem? 
 
5 – Nas mesmas condições de pressão e temperatura, a 
velocidade média de uma molécula de H2 quando comparada 
com a velocidade média do O2 é: 
a) igual. b) duas vezes superior. c) quatro vezes superior. 
d) oito vezes superior. e) dezesseis vezes superior. 
 
6 – A velocidade de efusão do gás hidrogênio é seis vezes maior 
que a velocidade de efusão de um gás x. Calcular a massa 
molecular do gás x, sabendo que a massa atômica do hidrogênio 
é 1,0. 
 
7 – Um balão, de material permeável às variedades alotrópicas 
do oxigênio, é enchido com ozônio (O3) e colocado em um 
ambiente de oxigênio (O2) à mesma pressão e igual temperatura 
do balão. Responda, justificando sumariamente: o balão se 
expandirá ou se contrairá? 
 
8 – Considere os gases NH3 e CO2 nas mesmas condições de 
pressão e temperatura. Podemos afirmar corretamente que a 
relação entre as velocidades de difusão dos mesmos, 
V(NH3)/V(CO2) é igual a: 
a) 2,0 b) 1,6 c) 1,4 d) 0,6 e) 1,0 
 
9 – Entre os gases abaixo, nas mesmas condições, o que se 
difunde mais rapidamente é: 
a) monóxido de carbono (CO) b) amônia (NH3) c) ozônio (O3) 
d) nitrogênio (N2) e) hidrogênio (H2)10 – Nas mesmas condições de pressão e temperatura, um gás 
X atravessa um pequeno orifício com velocidade três vezes 
menor que a do hélio. A massa molecular do gás X é: 
a) 30,0 b) 32,0 c) 36,0 d) 40,0 e) 45,0 
 
11 – Um gás G atravessa um pequeno orifício com velocidade 4,0 
vezes menor que o hélio. Calcule: 
a) a massa molecular do gás G. 
b) a densidade do gás G em relação ao hélio. 
 
 
12 – Um gás A atravessa um pequeno orifício com velocidade 
duas vezes menor que a do hélio, a mesma P e T. Calcule a massa 
molecular de A. 
 
13 – A velocidade de difusão de um gás X é igual a 1/3 da de um 
gás Y. Qual a densidade de X em relação a Y? 
 
14 – A massa molecular do gás X é 160,0 u. A massa molecular 
do gás Y é 40,0 u. Se por um pequeno orifício escapam 10,0 L 
de X por hora, neste mesmo intervalo de tempo, quanto escapa 
de Y? 
 
Respostas 
 
1) a) 64,0 g/mol 8) b 
b) 
Vx = 
2
2
V
2O
 
9) 
10) 
e 
c 
11) 
2) 117,0 g/mol a) 64,0 g/mol 
3) 20,0 s b) 16,0 
4) V(SO2) < V(H2S) < V(NH3) 12) 16,0 g/mol 
5) c 13) 9,0 
6) 72,0 g/mol 14) 20,0 L/h 
7) V(O3) < V(O2), desta forma o balão 
se expandirá. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cálculo de Fórmulas 
 
→Cálculo de Fórmula Centesimal ou Percentual 
 
Exemplo 
 
1 – Calcular a composição centesimal do ácido sulfúrico (H2SO4). 
Resposta: H2,04%S32,65%O65,31% 
 
→Cálculo de Fórmula Mínima 
 
Exemplo 
 
1 – Calcular a fórmula mínima de um composto que apresenta 
43,4% de sódio, 11,3% de carbono e 45,3% de oxigênio. 
Resposta: Na2CO3 
 
→Cálculo de Fórmula Molecular 
 
•A partir da fórmula porcentual 
 
Exemplo 
 
1 – A partir da fórmula porcentual H9,09%C54,54%O36,36%, determine 
sua fórmula molecular sabendo que sua massa molar é de 88g. 
Resposta: H8C4O2 
 
•A partir da fórmula mínima 
 
Exemplo 
 
1 – A fórmula mínima de uma substância é CH2 e sua massa 
molecular é 70 uma. Determine a fórmula molecular desta 
substância. Resposta: C5H10 
 
Exercícios 
 
1 – Determine a composição centesimal do: 
 
a) gás carbônico – CO2 Resposta: C27,27%O72,72% 
b) fosfato de sódio – Na3PO4 Resposta: Na42,07%P18,90%O39,03% 
c) óxido de cálcio – CaO Resposta: Ca71,43%O28,57% 
d) dióxido de enxofre – SO2 Resposta: S50%O50% 
e) hidróxido de cálcio – Ca(OH)2 Resposta: Ca54,05%O43,24%H2,70% 
f) etano – C2H6 Resposta: C80%H20% 
g) ácido acético – H4C2O2 Resposta: H6,67%C40%O53,33% 
h) dicromato de sódio – Na2Cr2O7 Resposta: Na17,56%Cr39,69%O42,75% 
i) benzeno – C6H6 Resposta: C92,31%H7,69% 
j) fosfato de ferro II – Fe3(PO4)2 Resposta: Fe46,93%P17,32%O35,75% 
k) sulfato de cálcio – CaSO4 Resposta: Ca29,41%S23,53%O47,06% 
l) ácido carbônico – H2CO3 Resposta: H3,23%C19,35%O77,42% 
 
2 – A análise de 0,40 g de certo óxido de ferro revelou que ele 
encerra 0,28 g de ferro e 0,12 g de oxigênio. Qual sua fórmula 
centesimal? Resposta: Fe70%O30% 
 
3 – Determine as fórmulas mínimas das substâncias, a partir das 
respectivas composições centesimais: 
 
a) 1,54% de hidrogênio / 49,23% de enxofre / 49,23% de oxigênio 
Resposta: HSO2 
b) 1,03% de hidrogênio / 32,99% de enxofre / 65,98% de oxigênio 
Resposta: HSO4 
c) 3,22% de hidrogênio / 45,16% de nitrogênio / 51,62% de 
oxigênio Resposta: HNO 
d) 5,88% de hidrogênio / 94,12% de oxigênio Resposta: HO 
e) 80% de carbono / 20% de hidrogênio Resposta: CH3 
f) 43,75% de nitrogênio / 6,25% de hidrogênio / 50,0% de oxigênio 
Resposta: NH2O 
g) 6,25% de hidrogênio / 93,75% de carbono Resposta: H4C5 
h) 17,04% de sódio / 47,41% de enxofre / 35,56% de oxigênio 
Resposta: NaS2O3 
i) 3,06% de hidrogênio / 31,64% de fósforo / 65,30% de oxigênio 
Resposta: H3PO4 
j) 5,88% de hidrogênio / 94,12% de enxofre Resposta: H2S 
 
4 – Determine as fórmulas moleculares das seguintes substâncias: 
 
a) Ca40%C12%O48% P.M.: 100 uma Resposta: CaCO3 
b) H2,25%P34,83%O62,92% P.M.: 178 uma Resposta: H4P2O7 
c) Na17,04%S47,41%O35,55% P.M.: 270 uma Resposta: Na2S4O6 
d) C40%H6,67%O53,33% P.M.: 60 uma Resposta: C2H4O2 
e) H1,58%N22,22%O76,19% P.M.: 63 uma Resposta: HNO3 
f) Fe28%S24%O48% P.M.: 400 uma Resposta: Fe2S3O12 
g) HCO2 P.M.: 90 uma Resposta: H2C2O4 
f) H2CO P.M.: 90 uma Resposta: H6C3O3 
i) C2H3O2 P.M.: 118 uma Resposta: C4H6O4 
j) CH2 P.M.: 56 uma Resposta: C4H8 
 
 
→Mol e suas relações 
 
Exemplos 
 
1 – Quantos mols há em 180 g de H2O? Resposta: 10 mol 
 
2 – Qual a massa presente em 12 mol de Fe? Resposta: 672 g 
 
3 – Quantos átomos há em 390 g de potássio? 
Resposta: 6.1024 átomos 
 
4 – Qual a massa de 3.1025 moléculas de H2SO4? 
 Resposta: 4900 g 
 
5 – Quantos mols tem 6.1028 moléculas de H2O? 
Resposta: 100000 mol 
 
6 – Quantos átomos há em 20 mol de Fe? 
Resposta: 1,2.1025 átomos 
 
7 – Qual o volume nas CNTP de 5 mol de CO2? Resposta: 113,5 L 
 
8 – Qual o volume nas CNTP de 320 g de CH4? Resposta: 454 L 
 
9 – Quantas moléculas tem 1135 litros de H2 nas CNTP? 
Resposta: 3,0.1025 moléculas 
 
10 – Quantos mols tem 2270 litros de O2 nas CNTP? 
Resposta: 100 mol 
 
11 – Qual a massa em gramas de 45400 litros de N2 nas CNTP? 
Resposta: 56000 g 
 
12 – Qual a massa em gramas de um átomo de magnésio? 
Resposta: 4,0.10-23 g 
 
13 – Qual a massa de carbono presente em 30 mol de C2H6? 
Resposta: 720 g 
 
14 – Quantos mols de hidrogênio há em 3,01 . 1024 moléculas de 
CH4? Resposta: 20 mol 
 
15 – Quantos átomos de fósforo há em 490 g de H3PO4? 
Resposta: 3,01 . 1024 átomos 
 
Exercícios 
 
 
1 – Um recipiente fechado contém 48 g de O2. Quantas moléculas 
de oxigênio existem nesse recipiente? Resposta: 9.1023 
moléculas 
 
2 – Calcule o número de átomos existentes numa barra de ferro 
de 280 g. Resposta: 3,0.1024 átomos 
 
3 – Calcule a massa em gramas de 2,4.1025 átomos de cálcio. 
Resposta: 1600 g 
 
4 – Num recipiente estão contidas 1,2.1022 moléculas de água. 
Calcule a massa, em gramas, dessa quantidade de água. 
Resposta: 0,36 g 
 
5 – Calcule a massa em gramas de um átomo de oxigênio. 
Resposta: 2,66.10-23 g 
 
6 – Determine a massa em gramas de uma molécula de dióxido 
de enxofre (SO2). Resposta: 1,06.10-22 g 
 
7 – Determine o número de átomos contidos em: 
 
a) 56 g de nitrogênio Resposta: 2,4.1024 átomos 
b) 7,1 g de cloro Resposta: 1,2.1023 átomos 
c) 4,8.102 g de magnésio Resposta: 1,2.1025 átomos 
d) 1,15 g de sódio Resposta: 3.1022 átomos 
8 – Calcule a massa em gramas, correspondente a: 
 
a) 6.1024 átomos de enxofre Resposta: 320 g 
b) 3.1022 átomos de potássio Resposta: 1,95 g 
c) 1,5.1028 átomos de iodo Resposta: 3,175.106 g 
d) 48.1023 átomos de hélio Resposta: 32 g 
 
9 – Ache o número de moléculas existentes em: 
a) 72 g de glicose (C6H12O6) Resposta: 2,4.1023 moléculas 
b) 2,7 g de ácido oxálico (H2C2O4) Resposta: 1,8.1022 moléculas 
c) 3,68 g de dióxido de nitrogênio (NO2) Resposta: 4,8.1022 
moléculas 
d) 18,9 g de ácido nítrico (HNO3) Resposta: 1,8.1023 moléculas 
 
10 – Um recipiente fechado contém 140 g de N2 nas CNTP. 
Determine o volume ocupado por este gás. Resposta: 113,5 L 
 
11 – Descubra a massa em gramas de 5,675 litros de gás 
carbônico nas CNTP? Resposta: 11 g 
 
12 – Calcule o número de moléculas do gás metano - CH4 - que 
nas CNTP ocupam 28,375 litros. Resposta: 7,5.1023 moléculas 
 
13 – Determine o volume ocupado nas CNTP por: 
 
a) 6 g de etano - C2H6 Resposta: 4,54 L 
b) 10 g de H2 Resposta: 113,5 L 
c) 6,8 g de NH3 Resposta: 9,08 L 
d) 2,0 g de He Resposta: 11,35 L 
 
14 – Ache a massa em grama e o número de moléculas de: 
 
a) 34,05 L de gás butano - C4H10 - nas CNTP Resposta: 87 g e 
9.1023 moléculas 
b) 4,54 L de dióxido de enxofre nas CNTP Resposta: 12,8 g e 
1,2.1023 moléculas 
c) 6,81 L de H2 nas CNTP Resposta: 0,6 g e 1,8.1023 moléculas 
d) 11,35 L de etileno - C2H4 - nas CNTP Resposta: 14 g e 
3,01.1023 moléculas 
 
15 – Calcule a massa em gramas de 3 mol de átomos de 
magnésio. Resposta: 72 g 
 
16 – Calculea massa em gramas de uma barra constituída por 50 
mol de ferro. Resposta: 2800 g 
 
17 – Uma lâmina é formada por 2,5 mol de zinco. Ache sua massa, 
em gramas. Resposta: 162,5 g 
 
18 – Um frasco fechado contém 3,6 g de H2 nas CNTP. Calcule: 
 
a) o número de mols do gás hidrogênio. Resposta: 1,8 mol 
b) o volume ocupado por este gás nas CNTP. Resposta: 40,86 L 
 
19 – 5 mol de metano - CH4 - são recolhidos num recipiente e 
mantidos nas CNTP. Determine: 
 
a) a massa desse gás presente no recipiente. Resposta: 80 g 
b) o volume ocupado por esse gás. Resposta: 113,5 L 
 
20 – Calcule o número de mols correspondentes a: 
 
a) 11,5 g de sódio. Resposta: 0,5 mol 
b) 6,4 g de enxofre. Resposta: 0,2 mol 
c) 1,2.1025 átomos de cobre. Resposta: 20 mol 
d) 14,2 g de átomos de cloro. Resposta: 0,4 mol 
 
21 – Calcule o número de mols correspondente a: 
 
a) 19,6 g de ácido sulfúrico. Resposta: 0,5 mol 
b) 18 g de glicose (C6H12O6) Resposta: 0,1 mol 
c) 185 g de hidróxido de cálcio. Resposta: 2,5 mol 
d) 158,9 L de acetileno (C2H2) na CNTP. Resposta: 7 mol 
e) 10,215 L de gás neônio (Ne) nas CNTP. Resposta: 0,45 mol 
f) 20,52 g de sacarose (C12H22O11) Resposta: 0,06 mol 
 
 
22 – A quantos gramas correspondem 3.1024 átomos de alumínio? 
Resposta: 135 g 
 
23 – Qual a massa de 2,5 mol de H2SO4? Resposta: 245 g 
 
24 – Quantas moléculas existem em 6,4 g de etano (C2H6)? 
Resposta: 1,28.1023 moléculas 
 
25 – Se 1,5 g de um composto possui 1022 moléculas, qual é a sua 
massa molecular? Resposta: 90 g/mol 
 
26 – Se 0,5 g de uma molécula possui 3.1021 moléculas, qual é a 
massa molecular dessa substância? Resposta: 100 g 
 
27 – Qual a massa de carbono em 880 g de CO2? 
Resposta: 240 g 
 
28 – Quantos mols de hidrogênio há em 3200 g de CH4? 
Resposta: 800 mol 
 
29 – Quantos átomos de cálcio há em 400 g de CaCO3? 
Resposta: 2,408 . 1024 átomos 
 
30 – Qual a massa de fósforo em 5 mol de H3PO4? 
Resposta: 155 g 
 
31 – Qual a massa de ferro em 6,02 . 1025 moléculas de Fe2O3? 
Resposta: 11200 g 
 
32 – Qual a massa de nitrogênio em 454 L de NH3(g) nas CNTP? 
Resposta: 280 g 
 
33 – Quantos mols de carbono há em 5 mol de C2H5OH? 
Resposta: 10 mol 
 
34 – Quantos mols de hidrogênio há em 3,01 . 1026 moléculas de 
C2H6? Resposta: 3000 mol 
 
35 – Quantos mols de carbono há em 681 L de C4H10(g) nas CNTP? 
Resposta: 120 mol 
 
36 – Quantas átomos de cloro há em 20 mol de HCℓO4? 
Resposta: 1,204 . 1025 átomos 
 
37 – Quantos átomos de oxigênio há em 1135 L de H2O(g) nas 
CNTP? Resposta: 3,01 . 1025 átomos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
→Reações Químicas 
 
As substâncias podem combinar-se com outras substâncias 
transformando-se em novas substâncias. Para estas 
transformações damos o nome de Reações Químicas. 
Reação Química é um fenômeno onde os átomos permanecem 
intactos. Durante as reações, as moléculas iniciais são 
"desmontadas" e os seus átomos são reaproveitados para 
"montar" novas moléculas. 
 
→Evidências da ocorrência de uma reação 
química 
 
Mudança de cor; 
Liberação de um gás (efervescência); 
Formação de um sólido; 
Aparecimento de chama ou luminosidade. 
 
→Equação Química 
 
A forma que representamos a reação química chama-se Equação 
Química. 
Equação Química – é a representação gráfica da reação 
química. 
Nela colocamos os elementos que estão envolvidos na reação, 
de forma abreviada, e como ela aconteceu, através de símbolos 
já padronizados. 
As Equações Químicas representam a escrita usada pelos 
químicos e de forma universal, ou seja, é a mesma em qualquer 
país. 
As substâncias que participam da reação química são chamadas 
de produtos ou reagentes na equação química. 
Reagentes (1° membro) – são as substâncias que estão no início 
da reação. São as que irão reagir, sofrer a transformação. 
Produtos (2° membro) – são as substâncias resultantes da 
reação química. 
Para representar a reação química, utiliza-se uma seta 
apontando para o lado direito, indicando a transformação. 
 
Em cima da seta, são utilizados alguns símbolos indicando as 
condições nas quais a reação deve ocorrer. 
∆ - calor 
aq – aquoso (em água) 
cat – catalisador 
λ – energia luminosa 
 
Em cada substância pode haver os seguintes símbolos: 
↑ - desprendimento de gás 
↓ - precipitação de um sólido 
 
Nas equações químicas, as substâncias podem aparecer com 
seus estados físicos: 
(s) – sólido 
(ℓ) – líquido 
(g) – gasoso 
 
→Tipos de Reações Químicas 
 
As reações químicas são classificadas em quatro tipos: 
 
- SÍNTESE OU ADIÇÃO – é a reação onde duas ou mais 
substâncias reagem para se transformar em uma. 
 
- ANÁLISE OU DECOMPOSIÇÃO – é a reação onde uma 
substância se divide em duas ou mais substâncias de estrutura 
mais simples. 
 
- SIMPLES TROCA OU DESLOCAMENTO – é a reação onde uma 
substância simples troca de lugar com um elemento de uma 
substância composta, se transformando em uma nova substância 
simples. 
 
- DUPLA TROCA – é a reação onde duas substâncias compostas 
reagem e trocam seus elementos, se transformando em duas 
substâncias também compostas. 
→Balanceamento de Equações Químicas 
 
Em uma reação química, a estrutura dos átomos, enquanto 
elementos químicos ficam inalterados. Os átomos de um elemento 
não se transformam em átomos de outro elemento. Também não 
há perda ou criação de átomos novos (Lei de Lavoisier). 
O número de átomos dos reagentes deve ser igual ao número de 
átomos dos produtos. Quando isso acontece, dizemos que a 
equação química está balanceada. 
 
Método das Tentativas / Acerto de Coeficientes 
 
Para fazer o acerto dos coeficientes das reações químicas, 
utilizamos o método das tentativas, que consiste apenas em contar 
o número de átomos dos reagentes e dos produtos. 
Para facilitar, podemos começar acertando os metais. Em seguida 
os não-metais, carbono, depois hidrogênio e por último o oxigênio. 
Nesta ordem: 
Metais 
Ametais 
Carbono 
Hidrogênio 
Oxigênio 
 
Exemplos 
 
1 – Monte as reações: 
 
a) Duas moléculas de gás hidrogênio juntam-se com uma molécula 
de gás oxigênio formando duas moléculas de água. 
b) Dois átomos de carbono reagem uma molécula de gás oxigênio 
formando duas moléculas de monóxido de carbono. 
 
2 – Classifique as reações: 
 
a) C + O2 CO2 
b) CaO + H2O  Ca(OH)2 
c) 2AgBr  2Ag + Br2 
d) 2Cu(NO3)2  2CuO + 4NO2 + O2 
e) Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2 
f) Fe + CuSO4  FeSO4 + Cu 
g) HCℓ + NaOH  NaCℓ + H2O 
h) FeS + 2HCℓ  FeCℓ2 + H2S 
 
3 – Balanceie as reações químicas, utilizando o método das 
tentativas, e logo em seguida, indique a soma dos menores 
coeficientes inteiros: 
 
a) ____H2 + O2  __H2O 
b) __H2 + __I2  __HI 
c) __Fe + __O2  __Fe2O3 
d) __NH3 + __H2O  __NH4OH 
e) __C + __H2  __CH4 
f) __S + __O2  __SO3 
g) __N2 + __O2  __N2O5 
h) __H2 + __S + __O2 __H2SO4 
i) __H2 + __N2 + __O2  __HNO3 
j) __C + __H2  __C2H6 
k) __HBr + __Mg(OH)2 __MgBr2 + __H2O 
l) __H2SO4 + __Fe(OH)3  __Fe2(SO4)3 + __H2O 
m) __KOH + __H3PO4  __K3PO4 + __H2O 
 
Exercícios 
 
1 – Classifique as reações em: 
1 – Síntese ou adição 
2 – Análise ou decomposição 
3 – Simples troca ou deslocamento 
4 – Dupla Troca 
 
 
 
a) (___) HCℓ + LiOH  LiCℓ + H2O 
b) (___) Mg + 2HCℓ  MgCℓ2 + H2 
c) (___) BaS + F2  BaF2 + S 
d) (___) 2SO2 + O2  SO3 
e) (___) SnCℓ2 + 2FeCℓ3  SnCℓ4 + 2FeCℓ2 
f) (___) CaCO3  CaO + CO2 
g) (___) 2KCℓO3  2KCℓ + 3O2 
h) (___) N2 + 3H2  2NH3 
i) (___) 2HNO3 + Ca(OH)2  Ca(NO3)2 + 2H2O 
j) (___) 2KI + Cℓ2  2KCℓ + I2 
k) (___) C12H20O11  12C + 11H2O 
l) (___) Mg + 2AgNO3  Mg(NO3)2 + 2Ag 
m) (___) BaCℓ2 + H2SO4  BaSO4 + 2HCℓ 
n) (___) CF2Cℓ2  CF2Cℓ + Cℓ 
o) (___) MgO + SO3  MgSO4 
p) (___) Br2 + 2NaI  2NaBr + I2 
q) (___) CaCℓ2 + K2CO3  CaCO3 + 2KCℓ 
r) (___) NH3 + HCℓ  NH4Cℓ 
s) (___) NH4NO2  N2 + H2O 
t) (___) KOH +NH4Cℓ  KCℓ + NH4OH 
u) (___) Na + H2O  NaOH + H2 
v) (___) MgCO3  MgO + CO2 
w) (___) NH3 + O2  H2O + N2 
x) (___) H2SO4 + LiOH  Li2SO4 + 2H2O 
y) (___) NO2 + NO2  N2O4 
z) (___) Na2CO3 + 2HCℓ  2NaCℓ + H2CO3 
 
2 – Procure acertar os coeficientes das seguintes equações pelo 
método das tentativas e indique a soma dos menores coeficientes 
inteiros possíveis: 
 
a) __Cr + __O2  __Cr2O3 Soma: _____ 
b) __P + __O2  __P2O5 Soma: _____ 
c) __H3PO3  __H3PO4 + __PH3 Soma: _____ 
d) __Aℓ2(CO3)3  __Aℓ2O3 + __CO2 Soma: _____ 
e) __Fe + __O2  __Fe2O3 Soma: _____ 
f) __SO2 + __O2  __SO3 Soma: _____ 
g) __CO + __O2  __CO2 Soma: _____ 
h) __KCℓO4  __KCℓ + __O2 Soma: _____ 
i) __C12H22O11  __C + __H2O Soma: _____ 
j) __H2O2 __H2O + __O2 Soma: _____ 
k) __CO + __H2  __CH3OH Soma: _____ 
l) __BaO2  __BaO + __O2 Soma: _____ 
m) __Ca + __N2  __Ca3N2 Soma: _____ 
n) __BaO + __As2O5  __Ba3(AsO4)2 Soma: _____ 
o) __FeS2 + __O2  __Fe2O3 + __SO2 Soma: _____ 
p) __HgSO4 + __Aℓ  __Aℓ2(SO4)3 + __Hg Soma: _____ 
q) __Zn + __HCℓ  __ZnCℓ2 + __H2 Soma: _____ 
r) __Na + __H2O  __NaOH + __H2 Soma: _____ 
s) __H3PO4 + __K2O  __K3PO4 + __H2O Soma: _____ 
t) __NaHCO3  __Na2CO3 + __CO2 + __H2O 
 
Soma: _____ 
u) __HCℓ + __O2  __H2O + __Cℓ2 
 
Soma: _____ 
v) __H2S + __Br2  __HBr + __S 
 
Soma: _____ 
w) __CS2 + __O2  __CO2 + __SO2 
 
Soma: _____ 
x) __NH3 + __O2  __H2O + __N2 
 
Soma: _____ 
y) __Fe + __H2O  __Fe3O4 + __H2 
 
Soma: _____ 
z) __Fe3O4 + __Aℓ  __Aℓ2O3 + __Fe 
 
Soma: _____ 
 
3 – Procure acertar os coeficientes das seguintes equações pelo 
método das tentativas utilizando os menores coeficientes inteiros 
possíveis: 
 
a) __Aℓ(OH)3 + __H4SiO4  __Aℓ4(SiO4)3 + __H2O 
b) __Cu(OH)2 + __H4P2O7  __Cu2P2O7 + __H2O 
c) __Mn3O4 + __Aℓ  __Aℓ2O3 + __Mn 
d) __Sn + __NaOH + __H2O  __Na2SnO3 + __H2 
e) __K2Cr2O7 + __KOH  __K2CrO4 + __H2O 
f) __Fe2O3 + __Aℓ  __Aℓ2O3 + __Fe 
g) __C3H6O + __O2  __CO2 + __H2O 
h) __C4H10 + __O2  __CO2 + __H2O 
i) __ (NH4)2Cr2O7  __N2 + __Cr2O3 + __H2O 
j) __PCℓ5 + __H2O  __H3PO4 + __HCℓ 
k) __CH4 + __O2  __CO2 + __H2O 
l) __Ba(OH)2 + __H4P2O7  __Ba2P2O7 + __H2O 
m) __H3PO4 + __Mg(OH)2  __Mg3(PO4)2 + __H2O 
n) __C2H2 + __O2  __CO2 + __H2O 
o) __Fe + __H2SO4  __Fe2(SO4)3 + __H2 
p) __C2H4 + __O2  __CO2 + __H2O 
q) __C2H6O + __O2  __CO2 + __H2O 
r) __C3H8 + __O2  __CO2 + H2O 
s) __Au(OH)3 + __H4P2O7 __Au4(P2O7)3 + __H2O 
t) __K2Cr2O7 + __KOH  __K2CrO4 + __H2O 
u) __C3H6 + __O2  __CO2 + __H2O 
v) __Ba(OH)2 + __FeCℓ3 __BaCℓ2 + __Fe(OH)3 
w) __KNO3 + __K  __K2O + __N2 
x) __CaC2 + __H2O  __Ca(OH)2 + __C2H2 
y) __H2SiF6 + __NaOH  __NaF + __Si(OH)4 + __H2O 
z) __As + __NaCℓO + __H2O  __H3AsO4 + __NaCℓ 
z) __Ca3(PO4)2 + __SiO2 + __C  __CaSiO3 + __P + __CO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cálculo Estequiométrico 
 
Casos Gerais 
Exemplos 
 
1 – O gás nitrogênio (N2) reage com o gás hidrogênio (H2), 
produzindo gás amônia (NH3). Responda: 
__N2 + __H2  __NH3 
a) Determine o número de mol de amônia obtido quando se fazem 
reagir 4 mol de nitrogênio com suficiente hidrogênio. 
Resposta: 8 mol 
b) Qual a massa de nitrogênio necessária para reagir 
completamente com 15 g de hidrogênio?Resposta: 70 g 
c) Qual a massa de hidrogênio necessária para reagir 
completamente com 3 x 1024 moléculas de nitrogênio?Resposta: 
30 g 
d) Quantos litros de nitrogênio, reagindo com hidrogênio 
suficiente, são necessários para a produção de 11,2 litros de 
amônia, nas CNTP?Resposta: 5,6 L 
e) Qual a massa de hidrogênio que, ao reagir com nitrogênio 
suficiente, irá produzir 227 litros de amônia nas CNTP?Resposta: 
60 g 
 
2 – Calcule a massa de óxido cúprico (CuO) obtido a partir da 
reação de 2,54 g de cobre metálico (Cu) com oxigênio. Resposta: 
3,18 g 
__Cu + __O2  __CuO 
 
3 – Calcule o volume de gás carbônico (CO2) obtido nas condições 
normais de temperatura e pressão, por calcinação de 200 g de 
carbonato de cálcio (CaCO3), originando também óxido de cálcio 
(CaO). Resposta: 45,4 L 
__CaCO3  __CaO + __CO2 
 
4 – Calcular o número de moléculas de gás carbônico (CO2) obtido 
pela queima completa de 4,8 g de carbono puro. Resposta: 2,4 x 
1023moléculas 
__C + __O2  __CO2 
 
5 – Quais são as massas de ácido sulfúrico (H2SO4) e hidróxido 
de sódio (NaOH) necessárias para preparar 28,4 g de sulfato de 
sódio (Na2SO4)?Resposta: 19,6 g e 16 g 
__H2SO4 + __NaOH  __Na2SO4 + __H2O 
 
Exercícios 
 
1 – Qual a massa de gás carbônico (CO2) necessária para a 
produção de 1,5 kg de carbonato de cálcio (CaCO3), segundo a 
reação: Resposta: 660 g 
__CaCℓ2(aq) + __CO2 + __H2O(ℓ) __CaCO3(s) + __HCℓ(aq) 
 
2 – Qual a massa de água (H2O) produzida quando 100 g de 
hidrogênio (H2) são queimados com oxigênio suficiente? 
Resposta: 900 g 
__H2(g) + __O2(g) __H2O(g) 
 
3 – De acordo com a equação __Fe + __O2  __Fe2O3, calcular: 
a) o número de mol de oxigênio (O2) necessário ara reagir com 5 
mol de ferro (Fe). Resposta: 3,75 mol 
b) o número de moléculas de Fe2O3 que se forma a partir de 3 x 
1023 moléculas de O2. Resposta: 2 x 1023 moléculas 
 
4 – O carbonato de cálcio reage com ácido clorídrico conforme a 
equação: 
CaCO3(s) + HCℓ(aq) CaCℓ2(aq) + CO2 + H2O(ℓ) 
Calcular a massa de água (H2O), em gramas e o volume de gás 
carbônico (CO2) nas CNTP que se formam a partir de 50 g de 
carbonato de cálcio (CaCO3). Resposta: 9 g e 11,35 L 
 
5 – Dada a equação: __Zn + __HCℓ  __ZnCℓ2 + __H2 , calcule: 
a) o número de mol de zinco (Zn) que reagem com 20 mol de HCℓ. 
Resposta: 10 mol 
b) o número de mol de H2 que se formam a partir de 5 mol de HCℓ. 
Resposta: 2,5 mol 
 
6 – Considere a equação: __C3H8 + __O2  __CO2 + __H2O 
Agora, determine: 
a) o número de moléculas de O2 que reagem com 6 x 1023 
moléculas de C3H8. Resposta:3,01 x 1024 moléculas 
b) o número de moléculas de CO2 que se formam a partir de 1,2 x 
1024 moléculas de O2. Resposta:7,224 x 1023 moléculas 
c) o número de moléculas de H2O que se formam a partir de 6 x 
1025 moléculas de C3H8. Resposta:2,408 x 1026 moléculas 
 
7 – Considere a equação química: 
__HCℓ + __Ca(OH)2  __CaCℓ2 + __H2O 
Utilizando 22,2 g de hidróxido de cálcio (Ca(OH)2), calcule: 
a) a massa, em gramas, de ácido clorídrico (HCℓ) que reage. 
Resposta:21,9 g 
b) a massa, em gramas, de cloreto de cálcio (CaCℓ2) que se forma. 
Resposta:33,3 g 
c) o número de moléculas de água (H2O) que se formam. 
Resposta:3,612 x 1023 moléculas 
 
8 – O sulfeto de zinco (ZnS) sofre combustão de acordo com a 
equação: 
__ZnS + __O2  __ZnO + __SO2 
Partindo de 28 litros de oxigênio (O2) nas CNTP, calcule: 
 
a) a massa, em gramas, de sulfeto de zinco (ZnS) que reage. 
Resposta: 80,8 g 
b) o número de moléculas de óxido de zinco (ZnO) que se formam. 
Resposta:5,02 x 1023 moléculas 
c) o número de mol e o volume, nas CNTP, de dióxido de enxofre 
(SO2) que se forma. Resposta:0,83 mol ; 18,66 L 
 
9 – A decomposição térmica do nitrato de amônio é representada 
pela equação: 
__NH4NO3 

 __N2O + __H2O 
Calcule a massa, em gramas, de nitrato de amônio (NH4NO3) 
necessária para produzir 1,8 x 1024 moléculas de água (H2O). 
Resposta:120 g 
 
10 – O gás amoníaco pode ser obtido a partir do nitrogênio em 
reação com o hidrogênio, de acordo com a equação: 
__N2 + __H2  __NH3 
Utilizando 3 x 1025 moléculas de nitrogênio (N2), calcule: 
a) o volume de hidrogênio (H2), nas CNTP, necessário para a 
reação. Resposta: 3405 L 
b) a massa, em gramas, de gás amoníaco (NH3) que se obtém. 
Resposta: 1700 g 
 
11 – Observe a equação química: 
__Ca(OH)2 + __HCℓ  __CaCℓ2 + __H2O 
Sendo utilizados 29,6 g de hidróxido de cálcio (Ca(OH)2), 
determine: 
a) a massa, em gramas, de ácido clorídrico (HCℓ) necessáriapara 
consumir todo o hidróxido de cálcio. Resposta: 29,2 g 
b) a massa de cloreto de cálcio (CaCℓ2) que se obtém. Resposta: 
44,4 g 
c) o número de moléculas de água (H2O) obtidas. Resposta: 
4,816 x 1023 moléculas 
 
12 – Considere a reação entre hidrogênio e monóxido de carbono, 
conforme a equação: 
__H2 + __CO  __C2H6O + __H2O 
Agora calcule: 
a) o volume de hidrogênio (H2), nas CNTP, necessário para obter 
14,4 g de água (H2O). Resposta:72,64 L 
b) o número de mol de CO necessário para obter 207 g de etanol 
(C2H6O). Resposta: 9 mol 
c) o número de moléculas de água (H2O) obtidas a partir de 20 g 
de hidrogênio. Resposta: 1,505 x 1024 moléculas 
 
13 – Hidrogênio reage com flúor, conforme a equação: 
__H2 + __F2  __HF 
Calcule a massa de fluoridreto (HF) que se forma quando 1,5 x 
1023 moléculas de hidrogênio (H2) reagem totalmente com o flúor. 
Resposta: 9,97 g 
 
14 – Quantos gramas de vapor de água (H2O) se formam na 
decomposição de 0,1 mol de nitrato de amônio (NH4NO3), segundo 
a equação: Resposta:3,6 g 
__NH4NO3  __N2O + __H2O 
 
15 – Um operário faz diariamente a limpeza do piso de mármore 
de um edifício com ácido muriático (nome comercial do ácido 
clorídrico). Como se sabe, o ácido ataca o mármore, 
desprendendo gás carbônico, segundo a equação: 
__CaCO3 + __HCℓ  __CaCℓ2 + __H2O + __CO2 
Supondo que, em cada limpeza ocorra a reação de 50 g de 
mármore (CaCO3), qual será o volume de gás carbônico (CO2) 
formado por dia, nas CNTP? Resposta: 11,35 L 
 
16 – Alumínio (Aℓ) reage com ácido clorídrico (HCℓ), formando 
cloreto de alumínio (AℓCℓ3) e hidrogênio (H2). Qual será o volume 
de hidrogênio gasoso formado, nas CNTP, quando utilizarmos, em 
uma reação, 1,5 g de alumínio? Resposta: 1,88 L 
__Aℓ + __HCℓ  __AℓCℓ3 + __H2 
 
17 – Clorato de potássio (KCℓO3), por aquecimento, decompõe-se 
em cloreto de potássio (KCℓ) e oxigênio (O2). Na decomposição 
térmica de 0,2 mol de clorato de potássio, obtêm-se: 
__KCℓO3  __KCℓ + __O2 
a) quantos mols de oxigênio? Resposta:0,3 mol 
b) quantos gramas de oxigênio? Resposta:9,6 g 
c) quantos litros de oxigênio nas CNTP? Resposta:6,81 L 
d) quantas moléculas de oxigênio? Resposta:1,806 x 1023 
e) quantos átomos de oxigênio? Resposta:3,612 x 1023 
 
18 – Um astronauta elimina cerca de 476,7 litros de gás carbônico 
(CO2) por dia, nas CNTP. Suponha que se utilize hidróxido de 
sódio para absorver o gás produzido, segundo a equação: 
__NaOH + __CO2  __Na2CO3 + __H2O 
Qual é a massa de hidróxido de sódio (NaOH) em Kg, necessária 
por dia de viagem? Resposta:1,68 kg 
 
19 – O papel sulfite é assim chamado porque, na sua clarificação, 
emprega-se o sulfito de sódio. Quando este sal reage com ácido 
clorídrico, tem-se a equação não balanceada: 
__Na2SO3 + __HCℓ  __NaCℓ + __H2O + __SO2 
Quantos gramas de NaCℓ serão formados nesta reação, 
juntamente com 22,7 L de gás sulfuroso (SO2) medidos nas 
CNTP? Resposta: 117 g 
 
20 – Um dos principais componentes da gasolina é o isooctano 
(C8H18). Calcule o volume de gás oxigênio (O2), nas CNTP, 
necessário para a combustão completa de 6 mol de isooctano. 
Resposta:1702,5 L 
__C8H18 + __O2  __CO2 + __H2O 
 
21 – Na reação: Fe + HCℓ  FeCℓ2 + H2, quantos átomos de 
ferro (Fe) reagiriam para formar 5,675 litros de H2, nas CNTP? 
Resposta:1,505 x 1023 átomos 
 
 
22 – O éter etílico (C4H10O) é o éter que você encontra à venda 
nas farmácias, e sua principal aplicação relaciona-se com a sua 
ação anestésica. A combustão completa desse éter é 
representada pela equação: 
__C4H10O + __O2  __CO2 + __H2O 
Supondo a combustão completa de 29,6 mg de éter etílico, 
determine: 
a) a massa, em gramas, de oxigênio (O2) consumido; 
Resposta:0,0768 g 
b) o volume, em m3, de CO2 produzido, nas CNTP; Resposta: 
3,632 x 10-5 m3 
c) o número de moléculas de água (H2O) produzido. 
Resposta:1,204 x 1021 moléculas 
 
23 – Na metalurgia do zinco, uma das etapas é a reação do óxido 
de zinco com monóxido de carbono, produzindo zinco elementar e 
dióxido de carbono. 
__ZnO + __CO __Zn + __CO2 
a) Para cada 1000 g de óxido de zinco (ZnO) que reage, qual a 
massa de metal (Zn) obtida? Resposta: 802,47 g 
 
24 – Sabe-se que 32,4 g de alumínio (Aℓ) reagiram completamente 
com ácido sulfúrico (H2SO4), segundo a reação: 
__Aℓ + __H2SO4  __Aℓ2(SO4)3 + __H2 
Determine: 
a) a massa de ácido sulfúrico (H2SO4) consumida. Resposta: 
176,4 g 
b) a massa de sulfato de alumínio (Aℓ2(SO4)3) obtida. Resposta: 
205,2 g 
c) o volume de hidrogênio (H2) liberado, medido nas CNTP. 
Resposta: 40,86 ℓ 
 
25 – A reação abaixo pode representar a reação de neutralização 
do ácido clorídrico em excesso de suco gástrico pelo hidróxido de 
magnésio, quando se ingere o antiácido leite de magnésia. 
__Mg(OH)2 + __HCℓ  __MgCℓ2 + __H2O 
Quantos mols de ácido clorídrico (HCℓ) podem ser neutralizados 
por 2,9 g de hidróxido de magnésio (Mg(OH)2)? 
Resposta: 0,1 mol 
 
26 – Quantos átomos de enxofre (S) devem ser queimados, a fim 
de se obterem 11,35 L de dióxido de enxofre (SO2), medidos nas 
CNTP? Resposta: 3,01 x 1023 átomos 
__S + __O2 __SO2 
 
27 – Considere a equação química: 
__HCℓ + __Ca(OH)2  __CaCℓ2 + __H2O 
 
Foram utilizados 44,4 g de hidróxido de cálcio (Ca(OH)2). 
Determine: 
a) a massa, em gramas, de ácido clorídrico (HCℓ) que reage; 
Resposta: 43,8 g 
b) a massa, em gramas, de cloreto de cálcio (CaCℓ2) que se forma; 
Resposta: 66,6 g 
c) o número de moléculas de água (H2O) que se formam. 
Resposta: 7,224 x 1023 moléculas 
 
Reações Consecutivas 
Exemplo 
1 – Através da seqüência de reações: 
__C + __O2  __CO2 
__CO2 + __KOH  __KHCO3 
Determine a massa de hidrogeno carbonato de potássio que 
podemos obter a partir de 6 g de carbono. Resposta: 50 g 
 
2 – Através da seqüência de reações: 
__Fe + __H2SO4  __FeSO4 + __H2 
__H2 + __N2  __NH3 
Determine a massa de H2SO4 necessária para a produção de 68,1 
L de NH3, nas CNTP. Resposta:441 g 
 
Exercícios 
1 – No processo: 
__H2 +__ O2  __H2O 
__CaO + __H2O  __Ca(OH)2 
Calcule a massa de H2 necessária para se obterem 6 mol de 
Ca(OH)2. Resposta:12 g 
 
2 – Através da seqüência de reações: 
__N2 + __H2  __NH3 
__NH3 + __HCℓ  __NH4Cℓ 
Determine o volume de N2, nas CNTP, necessário para se obterem 
5 mol de cloreto de amônio. Resposta:56,75 L 
 
3 – Através da seqüência de reações: 
__CaCO3  __CaO + __CO2 
 
__CaO + __C  __CaC2 + __CO 
__CaC2 + __H2O  __Ca(OH)2 + __C2H2 
Determine o volume de gás acetileno (C2H2), nas CNTP, obtido a 
partir de 75 g de carbonato de cálcio (CaCO3). Resposta:17,025 L 
 
4 – Dados os processos: 
__S + __O2  __SO2 
__SO2 + __O2  __SO3 
__SO3 + __H2O  __H2SO4Calcule a massa de enxofre 
necessária à produção de 294 toneladas de H2SO4. Resposta:96 
toneladas 
 
5 – Uma das técnicas de produção de KMnO4 requer duas reações 
características. Na primeira, o MnO2 é convertido a K2MnO4 por 
reação com KOH fundido na presença de O2: 
__MnO2 + __KOH + __O2  __K2MnO4 + __H2O 
Na segunda, K2MnO4 é convertido a KMnO4 por reação com Cℓ2: 
__K2MnO4 + __Cℓ2  __KMnO4 +__ KCℓ 
Que massa de Cℓ2 é necessária para produzir KMnO4, partindo-se 
de 10,0 g de MnO2? Resposta:4,08 g 
 
6 – As equações abaixo mostram a obtenção de clorato de sódio 
(NaCℓO3), a partir do dióxido de manganês (MnO2): 
__MnO2 + __HCℓ  __MnCℓ2 + __H2O + __Cℓ2 
__Cℓ2 + __NaOH  __NaCℓO3 + __NaCℓ + __H2O 
Determine a massa de MnO2, necessária à obtenção de 42,6 g de 
clorato de sódio. Resposta:104,4 g 
 
7 – Deseja-se obter 15 toneladas de ferro metálico a partir de 
carvão, utilizando a seqüência de reações abaixo: 
__C + __O2  __CO 
__CO +__ Fe2O3  __Fe + __CO2 
Qual a massa, em toneladas, de carvão consumida na produção 
de ferro? Resposta:4,82 toneladas 
 
8 – A cebola ao ser cortada, desprende SO2, que, em contato com 
o ar, se transforma em SO3. Este gás, em contato com a água dos 
olhos, transforma-se em ácido sulfúrico, causando grande ardor e, 
conseqüentemente, as lágrimas. Estas reações estão 
representadasa seguir: 
__SO2 + __O2  __SO3 
__SO3 + __H2O  __H2SO4 
Supondo que a cebola possua 0,1 mol de SO2 e o sistema esteja 
nas CNTP, determine a massa de ácido sulfúrico produzido. 
Resposta:9,8 g 
 
Reações com Reagentes com Impurezas 
Exemplo 
1 – Considere 40 g de uma amostra de blenda com 90% de pureza 
de sulfeto de zinco. Determine a massa de sulfeto nessa amostra. 
Resposta: 36 g 
 
2 – Deseja-se obter 113,5 L de gás carbônico, medidos nas CNTP, 
pela calcinação de calcário com 80% de pureza. Qual a massa de 
calcário necessária? Resposta: 625 g 
__CaCO3 

 __CaO + __CO2 
 
3 – Uma amostra de 160 g de magnésio com 60 % de pureza reage 
com oxigênio, produzindo óxido de magnésio. Determine a massa 
de óxido de magnésio produzida. Resposta: 160 g 
__Mg + __O2  __MgO 
 
Exercícios 
1 – Determine a massa de carbonato de carbonato de cálcio 
(CaCO3) presente em 60 g de uma amostra de calcário com 85 % 
de pureza em CaCO3. Resposta: 51 g 
 
2 – Considere 145 g de uma amostra de pirita com 75 % de pureza 
em dissulfeto de ferro (FeS2). Calcule a massa de FeS2 presente 
nessa amostra. Resposta:108,75 g 
3 – Uma amostra de galena apresenta 80 % de pureza em sulfeto 
de chumbo (PbS). Ache a massa de PbS contida em 320 g dessa 
amostra. Resposta: 256 g 
 
4 – Qual a massa de fluoreto de cálcio (CaF2) presente em 780 g 
de uma amostra de fluorita com 92 % de pureza em CaF2. 
Resposta:717,6 g 
 
5 – 480 g de uma amostra de NaCℓ revelam, por análise, 70 % de 
pureza. Calcule a massa de NaCℓ na amostra. Resposta:336 g 
 
6 – 600 g de soda cáustica revelaram, por análise, 54 g de 
impurezas. Calcule o grau de pureza da amostra. Resposta:91 % 
 
7 – Um químico submeteu 80 g de uma amostra de calcário à 
decomposição térmica e obteve 20 g de óxido de cálcio. Descubra 
o grau de pureza em carbonato de cálcio dessa amostra: 
Resposta:44,6 % 
__CaCO3 

__ CaO + __CO2 
 
8 – Foram submetidos 50 g de uma amostra de hematita a uma 
redução com carvão, obtendo-se 28 g de ferro. Determine o grau 
de pureza, em óxido de ferro, dessa hematita: Resposta: 80 % 
__Fe2O3 + __C  __Fe + __CO2 
 
9 – O sódio metálico reage com água, produzindo hidróxido de 
sódio. Calcule a massa de NaOH obtida a partir de 300 g de sódio 
com 80 % de pureza. Resposta: 417,4 g 
__Na + __H2O  __NaOH + __H2 
 
10 – Qual a massa de carbonato de cálcio, com 70 % de pureza, 
que deverá ser utilizada para a produção de 320 toneladas de 
óxido de cálcio? Resposta:815 toneladas 
__CaCO3 

__ CaO + __CO2 
 
11 – 144 g de alumínio impuro foram atacados com ácido sulfúrico, 
de acordo com a equação, não balanceada, 
__Aℓ + __H2SO4  __Aℓ2(SO4)3 + __H2 
Sendo obtidos 12 g de hidrogênio. Calcule a porcentagem de 
pureza do alumínio analisado. Resposta: 75 % 
 
12 – Uma amostra de óxido de cromo III contaminada com 
impureza inerte é reduzida com hidrogênio, de acordo com a 
seguinte equação: 
__Cr2O3 + __H2  __Cr + __H2O 
Qual o volume de H2, medido nas CNTP, necessário para reduzir 
5,0 g de óxido de cromo III contendo 15 % de impurezas inertes? 
Resposta:1,89 L 
 
Reações com Rendimento 
Exemplo 
 1 – Calcule a massa, em gramas, de água que se obtém na 
combustão de 42,5 g de amoníaco, sabendo que a reação 
apresenta um rendimento de 95 %. Resposta: 64,125 g 
__NH3 + __O2  __N2 + __H2O 
 
2 – Determinar a massa, em gramas, de etanol necessária para 
obtermos 9,08 L de gás carbônico nas CNTP, através de uma 
combustão cujo rendimento é de 98 %. Resposta:9,39 g 
__C2H6O +__O2  __CO2 + __H2O 
 
Exercícios 
1 – Foram submetidos 104 g de hidróxido de sódio à ação de ácido 
sulfúrico, obtendo-se 169,832 g de sulfato de sódio. Descubra qual 
foi o rendimento do processo. Resposta: 92 % 
__H2SO4 + __NaOH  __Na2SO4 + __H2O 
 
2 – Calcule a massa de óxido de cálcio produzida a partir da 
decomposição térmica de 300 g de carbonato de cálcio, com 
rendimento de 70 %: Resposta:117,6 g 
__CaCO3 

 __CaO + __CO2 
 
 
3 – 98,1 g de zinco reagem com uma solução concentrada de 
hidróxido de sódio, produzindo 193,59 g de zincato de sódio 
(Na2ZnO2). Qual é o rendimento dessa reação? Resposta: 90 % 
__Zn + __NaOH  __Na2ZnO2 + __H2 
 
4 – No processo: __C(s) + __H2O(ℓ)  __CO(g) + __H2(g), qual o 
volume da mistura gasosa, gás-d´água (CO + H2), nas CNTP, 
obtido a partir de 50 mol de carvão com 80 % de rendimento? 
Resposta: 1816 ℓ 
 
5 – O aquecimento de 250 g de CaCO3 produziu 98 g de CaO. 
Calcule o rendimento da reação. Resposta: 70 % 
__CaCO3 

 __CaO + __CO2 
 
6 – Qual o número de toneladas de ácido sulfúrico que pode ser 
produzido por dia, através de um processo que usa 6,4 toneladas 
por dia de SO2, com uma eficiência de conversão de 70 %? 
Resposta:6,86 toneladas 
 
__SO2 + __O2 + __H2O  __H2SO4 
7 – Suponha que você possua uma amostra de 58 g de pirolusita 
com 90 % de pureza em dióxido de manganês (MnO2). Que volume 
de cloro, nas CNTP, você obteria ao submeter essa amostra à 
ação de ácido clorídrico em excesso, com um rendimento de 95 %? 
Resposta:12,939 L 
__MnO2 + __HCℓ  __MnCℓ2 + __H2O + __Cℓ2 
 
8 – Uma amostra de magnesita com 70 % de pureza em MgCO3 
foi submetida à decomposição térmica, obtendo-se 5,39125 L de 
CO2 nas CNTP, com um rendimento de 95 %. Calcule a massa da 
amostra de magnesita utilizada: Resposta: 30 g 
__MgCO3 

__MgO + __CO2 
 
9 – Um químico possui 156,25 g de um calcário. Submetendo-se à 
ação de ácido sulfúrico em excesso, obteve 27,8075 L de gás 
carbônico nas CNTP, com um rendimento de 98 %. Qual é o grau 
de pureza desse calcário? Resposta: 80 % 
__CaCO3 

 __CaO + __CO2 
 
10 – Considere a síntese do dióxido de enxofre (SO2), descrita de 
acordo com a equação a seguir: 
__S(s) + __O2(g)  __SO2(g) 
 
Se tivermos uma amostra de 64 g de enxofre (S), reagindo com 
quantidade suficiente de oxigênio, qual a massa de dióxido de 
enxofre formada, considerando-se um rendimento de 75 %? 
Resposta: 96 g 
 
11 – A reação de análise do óxido de mercúrio II (HgO) produz 
mercúrio líquido (Hg) e oxigênio gasoso (O2), de acordo com a 
equação não balanceada: 
__HgO(s)  __Hg(ℓ) + __O2(g) 
 
a) a massa aproximada de mercúrio, produzida quando usamos 
43,4 g de óxido de mercúrio II com um rendimento de 87 %; 
Resposta: 34,97 g 
b) o número de mols, aproximado, de oxigênio, produzido quando 
usamos 43,4 g de óxido de mercúrio II com rendimento de 87 %. 
Resposta: 0,087 mol 
 
12 – Se utilizarmos 4,8 kg de hematita (Fe2O3), quanto obteremos 
de ferro (Fe), em gramas, admitindo que a reação tenha um 
rendimento de 80 %? Desconsidere as impurezas do carbono. 
Resposta: 2688 g 
__Fe2O3 + __CO  __Fe + __CO2 
 
13 – Qual a quantidade de água (H2O) formada a partir de 10 g de 
hidrogênio (H2), sabendo-se que o rendimento da reação é de 
80 %? Resposta: 72 g 
__H2(g) + __O2(g)  __H2O(ℓ) 
 
 
14 – 30 g de hidrogênio (H2) reagem com quantidade suficiente de 
nitrogênio (N2) de modo a fornecer 51 g de gás amônia (NH3). 
Determine o rendimento dessa reação. Resposta: 30 % 
__H2(g) + __N2(g)  __NH3(g) 
 
15 – A combustão de 24 g de grafite (C) ocorre com rendimento de 
90 %. Calcule a massa de gás carbônico (CO2) produzida. 
Resposta: 79,2 g 
 
__C + __O2  __CO2 
 
16 – A grafita pura é constituída essencialmente de carbono. Sua 
queima ocorre de acordo com a equação: 
__C + __O2  __CO2 
 
a) Qual é o rendimento da reação, sabendo que a queima de 66 
g de grafita pura produz 230 g de dióxido de carbono (CO2)? 
Resposta: 95 % 
b) Se o rendimento da reação fosse 80 %, quantos gramas de 
carbono seriam necessários para se obter 30 g de dióxido de 
carbono? Resposta: 10,23 g 
 
17 – Reagindo-se hidrogênio (H2) com 40 g de oxigênio (O2), 
obtém-se água (H2O). Uma vez que o rendimento da reação é 
igual a 95 %, quantos gramas de água serão produzidos? 
Resposta: 42,75 g 
__H2(g) + __O2(g)  __H2O(ℓ) 
 
18 – Gás carbônico (CO2) é obtido pela decomposição de 
carbonato de cálcio (CaCO3) segundo a equação: 
__CaCO3(s) __CaO(s) + __CO2(g) 
Partindo-se de 4 mol de carbonato de cálcio obteve-se 158,4 g 
de gás carbônico. Qual o rendimento desta reação? Resposta: 
90 % 
 
19 – Considere a reação de salificação entre ácido nítrico (HNO3) 
e soda cáustica (NaOH): 
__HNO3(aq) + __NaOH(aq)  __NaNO3(aq) + __H2O 
Admitindo que tenham sido empregados 64 g de soda cáustica e 
que a quantidade recolhida de nitrato de sódio (NaNO3) seja de 
130 g, calcule o rendimento do processo. Resposta: 95 % 
 
20 – Tratando o cloreto de cálcio (CaCℓ2) com ácido sulfúrico 
(H2SO4), obtemos: 
__CaCℓ2 + __H2SO4  __CaSO4 + __HCℓ 
Admitindo que o rendimento dessa reação seja de 90 %, calcule:- 
a) a quantidade de sulfato de cálcio (CaSO4), em gramas, que é 
recolhida a partir de11,1 g de cloreto de cálcio; Resposta: 12,24 
g 
b) a quantidade de cloreto de cálcio que deve ser empregada 
para que sejam recolhidos 18 g de sulfato de cálcio. Resposta: 
16,3 g 
 
21 – Na reação de 5,85 g de cloreto de sódio (NaCℓ) com nitrato 
de prata (AgNO3) suficiente foram recolhidos 13 g de precipitado: 
__NaCℓ(aq) + __AgNO3(aq) __AgCℓ(s) + __NaNO3(aq) 
Qual o rendimento da reação? Resposta: 90,6 % 
 
Reações com Reagente em Excesso 
Exemplo 
1 – Em uma reação entre ácido sulfúrico e hidróxido de sódio, 
foram utilizados 294 g do ácido e 250 g da base. Determine: 
a) Qual a massa do reagente em excesso? Resposta:10 g de 
NaOH 
b) Qual a massa de sulfato de sódio (Na2SO4) produzida? 
Resposta:426 g 
__H2SO4 + __NaOH  __Na2SO4 + __H2O 
 
2 – Juntam-se em um recipiente, 3 mol de hidrogênio e 4 mol de 
cloro. Provocada a reação, obtêm-se gás clorídrico. Pergunta-se: 
a) Qual o reagente em excesso? Resposta: 1 mol de Cℓ2 
 
 
b) Qual o volume de gás clorídrico obtido nas CNTP? Resposta: 
136,2 L 
__H2 + __Cℓ2  __HCℓ 
 
Exercícios 
 
1 – Misturam-se 16 g de hidróxido de sódio com 20 g de ácido 
sulfúrico. Calcule a massa de sulfato de sódio que se obtém ao 
ocorrer a reação: Resposta: 28,4 g 
__H2SO4 + __NaOH  __Na2SO4 + __H2O 
 
2 – Misturam-se 530 g de carbonato de sódio (Na2CO3) com 
189,8 g de ácido clorídrico (HCℓ). Calcule a massa de água 
formada e o volume de gás carbônico que se forma nas CNTP: 
__Na2CO3 + __HCℓ  __NaCℓ + __H2O + __CO2 
Resposta:254,4 g e 59,02 L 
 
3 – Em uma reação, utilizam-se 5 mol de N2 e 17 mol de H2. Em 
relação a esta reação, determine: 
a) O número de mol do reagente em excesso; Resposta:2 mol 
b) O número de mols do produto da reação. Resposta: 10 mol 
__N2 + __H2 __ NH3 
 
4 – Na reação: __C3H8 + __O2  __CO2 + __H2O foram 
misturados 4 mol de C3H8 e 15 mol de O2. Após a reação pede-
se: 
a) o número de mols do reagente em excesso; Resposta:1 mol 
b) o volume de CO2, nas CNTP. Resposta:204,3 L 
 
5 – Qual a massa de água que se pode produzir a partir de 2 g 
de H2 e 4 g de O2? 
Resposta: 4,5 g 
 
6 – Juntam-se 11,7 g de cloreto de sódio (NaCℓ) e 27,2 g de 
nitrato de prata (AgNO3), ambos em solução aquosa. Pede-se: 
a) o reagente em excesso; Resposta: NaCℓ 
b) a massa do reagente em excesso; Resposta: 2,34 g 
c) a massa do precipitado (AgCℓ) obtido. Resposta: 22,96 g 
__NaCℓ + __AgNO3  __AgCℓ + __NaNO3 
 
7 – Em um recipiente, foram colocados 15,0 g de ferro e 4,8 g de 
oxigênio. Qual a massa de Fe2O3 formada, após um deles ter sido 
completamente consumido? Resposta:16 g 
__Fe +__ O2 __ Fe2O3 
 
8 – Qual a massa de sulfato de sódio formada, quando se 
colocam para reagir 20 g de ácido sulfúrico e 16 g de hidróxido 
de sódio? Resposta:28,4 g 
__H2SO4 + __NaOH  __Na2SO4 + __H2O 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Soluções 
 
Também chamada de mistura homogênea, trata-se da mistura de 
duas ou mais substâncias originando um sistema monofásico (uma 
só fase). 
 
►Componentes das soluções 
Soluto – aquele que é dissolvido, normalmente sólido. 
Solvente – aquele que dissolve normalmente líquido. H2O – 
solvente universal. 
 
►Coeficiente de solubilidade 
Quantidade máxima de soluto que se tem dissolvido em uma 
quantidade determinada de solvente a uma determinada 
temperatura. 
Esquema de um coeficiente de solubilidade: 
_____g de soluto/ 100 g de solvente a ___ ºC 
 
►Classificação das soluções de acordo com o 
coeficiente de solubilidade 
Saturada – quando a massa do soluto é igual ao coeficiente de 
solubilidade 
Insaturada – quando a massa de soluto é menor que o coeficiente 
de solubilidade 
Supersaturada – Quando a massa de soluto é maior que o 
coeficiente de solubilidade. Uma solução supersaturada só é 
obtida aquecendo-se a solução para dissolver totalmente o soluto 
e logo em seguida resfriar a solução a temperatura desejada. 
→Observações sobre o coeficiente de solubilidade: 
▬ Quanto maior a temperatura maior a solubilidade. (há exceções) 
▬ Um gás é tanto mais solúvel quanto maior for a pressão e menor 
a temperatura. 
▬ Quando for solicitado o coeficiente de solubilidade, está se 
procurando a massa de soluto que se dissolve em 100 g de 
solvente. 
▬ A massa da substância utilizada como soluto que não se 
dissolve e vai para o fundo é chamada de precipitado, corpo de 
chão ou corpo de fundo. 
▬ O precipitado nunca é contado como massa do soluto, é dita 
como mistura heterogênea ou solução saturada com precipitado 
ou corpo de fundo. 
▬ Quando se mistura um soluto com solvente (H2O), a massa do 
solvente continua a mesma para o cálculo do coeficiente de 
solubilidade, o que deve ser calculado é a massa de soluto. 
 
 ►Curvas de solubilidade 
É um gráfico que mostra a variação da solubilidade de acordo com 
a temperatura. 
Observações: 
1 – Quando a curva é ascendente quer dizer que a solubilidade 
aumenta com o aumento da temperatura (processo endotérmico – 
absorve o calor). 
2 – Quando a curva é descendente quer dizer que a solubilidade 
diminui com o aumento da temperatura (processo exotérmico – 
libera calor). 
3 – Quando a curva se encontra em linha reta quer dizer que a 
solubilidade da substância não varia com o aumento ou diminuição 
da temperatura. 
4 – Quando duas ou mais curvas se cruzam no ponto que ocorre o 
encontro das curvas as solubilidades são iguais para todas as 
substâncias envolvidas. 
5 – Quando se procura uma substância mais solúvel a uma 
determinada temperatura, traceja-se uma reta de cima para baixo 
no ponto da referida temperatura, onde a curva que se encontrar 
mais alta em relação a esta reta é a mais solúvel, já a que se 
encontrar mais baixo é a menos solúvel. 
 
→ Exemplos: 
 
1 – A solubilidade de uma determinada substância é de 40,0 g/ 
100,0 g de H2O a 25,0ºC. Determine a massa de H2O necessária 
para se preparar uma solução saturada com 200,0 g de soluto. 
2 – Uma substância Y apresenta CS de 25,0 g de Y / 100,0 g de 
H2O a 25,0ºC. Determine a massa de Y necessária para saturar 
uma solução que possui 500,0 g de H2O a 25,0ºC. 
 
3 – A substância W apresenta o seguinte CS: 
 
20,0 g de W / 100,0 g de H2O a 25,0ºC 
 
Tem-se três soluções da Substância W: 
 
1ª Solução: 60,0 g de W dissolvidos em 200,0 g de H2O. 
2ª Solução: 30,0 g de W dissolvidos em 300,0 g de H2O. 
3ª Solução: 80,0 g de W dissolvidos em 400,0 g de H2O. 
 
Classifique as soluções. 
 
4 – A solubilidade do oxalato de cálcio a 20,0°C é de 33,0 g por 
100,0 g de água. Qual a massa, em gramas, de CaC2O4 
depositada no fundo do recipiente quando 100,0 g de CaC2O4(s) 
são adicionados em 200,0 g de água a 20,0°C? 34,0 g 
 
5 – A 10,0°C a solubilidade do nitrato de potássio é de 20,0 g / 
100,0 g H2O. Uma solução contendo 18,0 g de nitrato de potássio 
em 50,0 g de água a 25,0°C é resfriada a 10,0°C. Quantos 
gramas do sal permanecem dissolvidos na água? 10 g 
 
6 – Tem-se 500,0 g de uma solução aquosa de sacarose 
(C12H22O11), saturada a 50,0°C. Qual a massa de cristais que se 
separam da solução, quando ela é resfriada até 30,0°C? 
Dados: Coeficiente de solubilidade (CS) da sacarose em água: 
CS a 30,0°C=220,0 g/100,0 g de água 
CS a 50,0°C=260,0 g/100,0 g de água 
 
7 – O gráfico a seguir mostra as curvas de solubilidadeem água, 
em função da temperatura, dos sais KNO3 e MnSO4. 
 
 
Ao analisar o gráfico, responda: 
 
a) Classifique o tipo de solubilidade de cada sal. 
b) Qual substância mais solúvel a: 
→ 20,0ºC 
→ 60,0ºC 
c) Em que temperatura a solubilidade desses sais é a mesma? 
d) Qual a massa de KNO3 dissolvida em uma solução satura a 
95,0ºC sendo que nela existem 400,0 mL de H2O? 
 
8 – O processo Solvay de obtenção do Na2CO3, matéria-prima 
importante na fabricação do vidro, envolve os reagentes CO2, 
NH3 e solução saturada de NaCℓ. 
 
 
 
Analisando o gráfico, responda: 
 
a) Qual substância é a mais solúvel a 30,0ºC? 
b) Qual substância quase não apresenta variação de solubilidade 
com a variação de temperatura? 
c) A que temperatura a solubilidade do NaCℓ e do NaHCO3 são 
iguais? 
d) Qual substância apresenta solubilidade como processo 
exotérmico? 
e) A 20,0ºC que massa de NH4HCO3 aproximadamente é 
necessária para saturar 400,0 g de H2O? 
f) Qual substância é mais solúvel a 50,0ºC? 
 
→ Atividades 
 
1 – Qual a massa de nitrato de potássio que se dissolve em 250,0 
g de água a 20,0ºC, sabendo-se que seu coeficiente de 
solubilidade nessa temperatura é de 31,6 g /100,0 g de H2O? 
 
2 – Qual a quantidade mínima de água necessária para dissolver 
completamente 180,0 g de cloreto de sódio, NaCℓ, a 20,0ºC, 
sabendo-se que o coeficiente de solubilidade desse sal nessa 
temperatura é de 36,0 g / 100,0 g de H2O? 
 
3 – Uma solução aquosa saturada de acetato de chumbo, 
preparada a 18,0ºC com os cuidados necessários, pesou 45,0 g 
e por evaporação forneceu um resíduo sólido de 15,0 g. Calcule 
o coeficiente de solubilidade do sal a 18 ºC. 
 
4 – Para o nitrato de bário, o coeficiente de solubilidade varia com 
a temperatura de acordo com a tabela: 
 
Determine a massa de nitrato de bário necessária para preparar 
500,0 g de uma solução aquosa saturada a 40,0ºC. 
 
5 – Considerando o gráfico a seguir responda: 
 
 
a) Qual substância é a mais solúvel a 20,0ºC? 
b) Qual substância quase não apresenta variação de solubilidade 
com a variação de temperatura? 
c) A que temperatura a solubilidade do NaCℓ e do KCℓ são 
iguais? 
d) Qual substância apresenta solubilidade como processo 
exotérmico? 
e) A 50,0ºC que massa de KNO3 aproximadamente é necessária 
para saturar 400,0 g de H2O? 
f) Qual substância é mais solúvel a 70,0ºC? 
CS(g/100,0 g de H2O) 60,0 70,0 80,0 
Temperatura ºC 30,0 40,0 50,0 
g) Uma solução saturada de KCℓ a 80,0ºC, continha 100,0 g de 
soluto dissolvido em 200,0 g de H2O. Ao resfriarmos esta solução 
para 10,0ºC, qual massa de KCℓ continua dissolvida e qual 
precipita? 
h) A 20,0ºC qual a massa de Ce2(SO4)3 necessária para saturar 
500,0 g de H2O? 
i) A 50ºC qual a massa de água necessária para dissolver 550,0 
g de NaNO3 a fim de produzir uma solução saturada? 
j) A 10,0ºC qual sal é mais solúvel, o NaCℓ ou o KCℓ? 
 
6 – Foram agitados 39,0 g de nitrato de cálcio com 25,0 g de 
água a 18,0ºC. O sistema resultou heterogêneo e por filtração 
foram obtidos 57,5g de solução saturada. Calcule o coeficiente 
de solubilidade do sal a 18,0ºC 
 
7 – A uma determinada temperatura, o coeficiente de 
solubilidade do iodeto de sódio é de 180,0 g / 100,0 g de água. 
Calcule a massa de água necessária para preparar uma solução 
saturada que contenha 12,6g desse sal na temperatura 
considerada. 
 
8 – Foram misturados e agitados 200,0 g de sulfato de amônio 
com 250,0 g de água, resultando um sistema heterogêneo que 
por filtração, forneceu 5,0 g de um resíduo sólido. Calcule o 
coeficiente de solubilidade do sal na temperatura em que a 
experiência foi realizada. 
 
9 – Sabe-se que a 20,0ºC, 30,0 g de um sal formam com 200,0 
g de água uma solução saturada. A 80,0ºC são necessários 50,0 
g desse sal, dissolvidos em 200,0 g de água, para dar uma 
solução saturada. Calcule: 
a) A massa de água necessária para se preparar uma solução 
saturada a 80,0ºC onde são utilizados 120,0 g do sal. 
b) A massa de soluto necessário parta se preparar uma solução 
saturada a 20,0ºC com 50,0 g de água. 
 
10 – O coeficiente de solubilidade de um sal numa determinada 
temperatura, é de 68,0 g / 100,0 g de água. Calcule a massa de 
uma solução saturada que contenha 17,0 g desse sal na 
temperatura indicada. 
 
11 – Foram misturados e agitados 400,0 g de sulfato de sódio 
com 750,0 g de água a 18,0ºC, resultando um sistema 
heterogêneo. Por filtração desse sistema foram obtidos 900,0 g 
de solução saturada. Calcule o coeficiente de solubilidade do sal 
a 18,0ºC e a massa do resíduo da filtração. 
 
12 – A solubilidade de um sal em água varia linearmente com a 
temperatura. A 30,0ºC, 30,0 g desse sal formam com água 180,0 
g de uma solução saturada. Tal solução, quando aquecida a 
70,0ºC, exige um acréscimo de mais 45,0 g do sal para manter a 
saturação. Calcule o coeficiente de solubilidade do sal a: 
a) 30,0ºC b) 70,0ºC 
 
13 – Verifica-se em laboratório que 100,0 g de água a 30,0ºC 
dissolvem no máximo, 30,0 g de soluto X. 
a) Como você classificaria uma solução constituída por 15,0 g 
de X em 50,0 g de água a 30,0ºC? 
b) Como você classificaria uma mistura constituída por 32,0 g de 
X em 100,0 g de água, sob temperatura constante de 30,0ºC? 
c) Suponha que, sob variação de temperatura, se consiga 
dissolver 35,0 g de X em 100,0 g de água. Deixando-se esta 
solução em repouso até que a temperatura atinja 30,0ºC e 
permanecendo os 35,0 g de X dissolvidos, que tipo de solução 
obteria? 
 
14 – A 10ºC a solubilidade no nitrato de potássio é de 20,0 g / 
100,0 g de H2O. Uma solução contendo 18,0g de nitrato de 
potássio em 50,0g de água a 25,0ºC é resfriada a 10,0ºC. Qual 
a massa de sal permanece dissolvida em água? 
 
15 – Qual a quantidade de nitrato de potássio que se dissolve em 
300,0 g de H2O a 60,0ºC, sabendo-se que o coeficiente de 
solubilidade desse sal nessa temperatura e de 110,0 g / 100,0 g 
de água? 
 
16 – Qual a quantidade mínima de água necessária para 
dissolver completamente 9,0 g de NaCℓ a 20,0ºC? Dado 
coeficiente de solubilidade do NaCℓ de 36,0 g / 100,0 g de H2O a 
20,0ºC. 
 
17 – Em um béquer com 200,0 g de H2O a 50,0 ºC adicionam-se 
180,0 g de KNO3 e agita-se a solução obtida. Qual a massa de 
sal que permanecerá precipitada, tendo como base que o seu 
coeficiente de solubilidade é 85,5 g / 100,0 g de H2O a 50,0ºC? 
 
18 – Você dispõe no laboratório, de 4 tubos contendo, cada um, 
50,0 g de H2O a 30,0ºC. Em cada frasco você deverá colocar as 
seguintes quantidades de nitrato de potássio, KNO3: 
 
Frascos 1 2 3 4 
KNO3 15,0g 20,0g 25,0g 30,0g 
 
Considerando que o coeficiente de solubilidade desse sal a 30ºC 
é de 46,0 g / 100,0 g de H2O e que, após a adição de sal aos 
tubos, promoveu-se a necessária agitação da solução, responda: 
a) Quais as soluções que ficaram saturadas? 
b) Quais frascos possuem soluções insaturadas? 
c) Quais frascos possuem precipitados e qual a massa desse 
precipitado? 
 
19 – A tabela abaixo apresenta os valores de solubilidade do KCℓ 
em H2O a diferentes temperaturas. 
 
Solubilidade g de KCℓ/100,0 g de H2O Temperatura (ºC) 
30,0 10,0 
34,0 20,0 
38,0 30,0 
 
Com base nesta tabela responda: 
a) Qual a massa de KCℓ que devemos adicionar a 300,0 g de 
H2O para preparar uma solução saturada sem precipitado, a 
20,0ºC? 
b) Qual a quantidade mínima de água necessária para dissolver 
completamente 152,0 g de KCℓ a 30,0ºC? 
 
20 – Responda os itens abaixo com base nos dados disponíveis 
na tabela de solubilidade do sulfato de potássio, K2SO4. 
 
 
a) Calcule a quantidade máxima de K2SO4 que se dissolve 
totalmente em 200,0 g de água a 80,0ºC. 
b) Calcule a quantidade mínima de água, a 50,0ºC, necessária 
para dissolver totalmente 66,0 g de K2SO4. 
c) Calcule a massa de K2SO4 existente em 368,4g de solução 
aquosa saturada a 90,0ºC. Lembre-se que a massa de solução é 
a soma das massas de soluto e de solvente. 
d) Calcule a massa de K2SO4 que se precipita ao baixarmos para 
0ºCa temperatura de uma solução aquosa desse sal, contendo 
90,88g de K2SO4 em 0,7Kg de H2O a 60,0ºC. 
e) Calcule a quantidade de massa de K2SO4 que ainda é possível 
dissolver totalmente, se aumentarmos para 100,0ºC a 
temperatura de uma solução saturada de massa 407,75g a 
50,0ºC. 
 
Para responder as questões de 21 a 23, utilize os seguintes 
coeficientes de solubilidade: 
Temperatura em ºC CS: g de K2SO4/100,0 g de H2O 
0 7,35 
10 9,22 
20 11,11 
30 12,97 
40 14,76 
50 16,50 
60 18,17 
70 19,75 
80 21,4 
90 22,8 
100 24,1 
204,0 g de C12H22O11/100,0 g de H2O a 20,0ºC 
220,0 g de C12H22O11/100,0 g de H2O a 30,0ºC 
 
21 – Qual a massa de sacarose que deve ser dissolvida em 50,0 
g de H2O para se obter uma solução saturada a 30,0 ºC? 
 
22 – Quais as massas de sacarose e de água contidas em 640,0 
g de solução saturada a 30,0ºC? 
 
23 – Resfriando-se 160,0 g de uma solução saturada de 
sacarose, inicialmente a 30,0ºC, até a temperatura atingir 20,0ºC, 
qual é a massa de sacarose que se cristaliza, constituindo um 
corpo de fundo? 
 
24 – Evaporam-se completamente a água de 40,0 g de solução 
de nitrato de prata, saturada, sem corpo de fundo, e obtêm-se 
15,0 g de resíduo sólido. Qual o coeficiente de solubilidade do 
nitrato de prata na temperatura da solução inicial? 
 
25 – A tabela a seguir mostra a solubilidade de vários sais, à 
temperatura ambiente, em g/100,0 mL: 
 
Substância Solubilidade 
AgNO3 – nitrato de prata 260,0 
Aℓ2(SO4)3 – sulfato de alumínio 160,0 
NaCℓ - cloreto de sódio 36,0 
KNO3 – nitrato de potássio 52,0 
KBr – brometo de potássio 64,0 
 
Se 25,0 mL de uma solução saturada de um destes sais foram 
completamente evaporados, e o resíduo sólido pesar 13,0 g qual 
sal seria produzido? 
 
26 – Uma solução saturada de nitrato de potássio (KNO3) 
constituída além do sal, por 100,0 g de água, está à temperatura 
de 70,0ºC. Essa solução é resfriada a 40,0ºC, ocorrendo 
precipitação de parte do sal dissolvido. Calcule: 
A seguir, o gráfico da solubilidade do nitrato de potássio em 
função da temperatura. 
 
a) A massa do sal que precipitou. 
b) A massa do sal que permaneceu em solução. 
 
27 – Observe o gráfico a seguir e responda as questões que se 
seguem: 
 
 
a) Qual a menor quantidade de água necessária para dissolver 
completamente, a 60,0ºC, 120,0 g de B? 
b) Qual a massa de A necessária para preparar, a 0ºC, com 100,0 
g de água, uma solução saturada (1) e outra solução insaturada 
(2)? 
 
28 – Na curva de solubilidade da substância XY, no gráfico 
abaixo, estão assinaladas as soluções A, B, C, D, E, F, G e H 
dessa substância. 
 
 
 
Indique: 
 
a) As soluções que são insaturadas. 
b) As soluções que são saturadas em presença de corpo de 
fundo. 
c) As soluções que são saturadas com presença de corpo de 
fundo. 
d) A solução mais concentrada. 
e) A solução mais diluída. 
 
29 – Responda com base na tabela abaixo: 
 
Solubilidade g de soluto / 100g de H2O 
0ºC 10ºC 20ºC 30ºC 40ºC 
AgNO3 122,0 170,0 222,0 300,0 376,0 
Li2CO3 1,54 1,52 1,33 1,25 1,17 
KNO3 13,3 20,9 31,6 45,8 63,9 
O2 0,007 0,005 0,004 0,003 0,002 
 
a) Quais as substâncias que se tornam menos solúveis em água 
à medida que a temperatura aumenta? 
b) Quais os compostos cuja a solubilidade aumenta com o 
aumento da temperatura? 
 
Respostas 
 
1) 79,0 g 14) 10,0 g 
2) 500,0 g 15) 330,0 g 
3) 50,0 g/100,0 g de H2O a 18ºC 16) 25,0 g 
4) 205,88 g 17) 9,0 g 
5) a) NaNO3 18) a) 3 e 4 
 b) NaCℓ b) 1 e 2 
 c) 40,0ºC c) 3 (2 g) e 4 (7 g) 
 d) Ce2(SO4)3 19) a) 102,0 g 
 e) 320,0 g b) 400,0 g 
 f) KNO3 20) a) 42,8 g 
 g) 60,0 g e 40,0 g b) 400,0 g 
 h) 50,0 g c) 68,4 g 
 i) 500,0 g d) 39,43 g 
 j) NaCℓ e) 26,6 g 
6) 130,0 g/100,0 g de H2O a 18ºC 21) 110,0 g 
7) 7,0 g 22) 440 g e 200 g 
8) 78,0 g/100,0 g de H2O 23) 8,0 g 
9) a) 480,0 g 24) 60 g/100 g de H2O 
 b) 7,5 g 25) KNO3 
10) 42,0 g 26) a) 80,0 g 
11) 20 g/100 g de H2O a 18ºC, 250 g b) 60,0 g 
12) a) 20,0 g/100,0 g de H2O a 30ºC 
 b) 50,0 g/100,0 g de H2O a 70ºC 
13) a) Saturada 
 b) Saturada com corpo de fundo 
 c) Supersaturada 
 
Título em massa e Porcentagem em massa 
 
→ Exemplos: 
 
1 – Determine a porcentagem em massa (título percentual) de 
uma solução que possui título de 0,55 em cloreto de sódio. 
 
2 – Qual o título de uma solução que apresenta 30,0 % em massa 
de sacarose? 
 
3 – Dissolveu-se 40,0 g de cloreto de sódio em 160,0 g de água. 
Calcule: 
a) a massa da solução; 
b) a porcentagem em massa de cloreto de sódio; 
c) o título do cloreto de sódio nessa solução; 
d) a porcentagem em massa de água nessa solução. 
 
4 – Uma solução aquosa pesando 500,0 g apresenta 60,0 % em 
massa de glicose. Calcule a massa de glicose e de água nessa 
solução. 
 
5 – Uma solução aquosa apresenta 20,0 % em iodeto de 
potássio. Sabendo que essa solução possui 240,0 g de água, 
calcule a massa de iodeto de potássio e da solução. 
 
6 – Uma solução aquosa apresenta título de 0,3 em 
permanganato de potássio. Sabendo que a massa da solução é 
de 0,6 kg, determine: 
a) a porcentagem em massa de permanganato de potássio; 
b) a massa de água; 
c) a massa da solução. 
 
→ Atividades 
 
1 – Uma solução é preparada dissolvendo-se 50,0 g de açúcar 
em 0,450 kg de água. Qual o título dessa solução e qual a 
porcentagem em massa do soluto? 
 
2 – Uma solução contém 15,0 g de sal dissolvido em certa 
quantidade de água. Calcular a massa da solução, sabendo que 
ela contém 80,0 % em massa de solvente. 
 
3 – Qual o título de uma solução que foi preparada misturando-
se 3,0 g de açúcar com 7,0 g de água? 
 
4 – Qual o título de uma solução que foi preparada misturando-
se 20,0 g de KOH em 30,0 g de H2O? 
 
5 – O título de uma solução é 0,2. Qual a massa de soluto 
existente em 50,0 g dessa solução? 
 
6 – Qual o título e a porcentagem em massa de soluto numa 
solução que foi preparada misturando-se 6,0 g de soluto em 9,0 
g de água? 
 
7 – Uma solução possui título igual a 0,15. Qual o título percentual 
dessa solução? 
 
8 – Ao comprar uma solução de ácido clorídrico, um técnico de 
laboratório químico verificou que no seu rótulo estava registrado: 
HCℓ 37,0 %. Qual a massa dessa solução que o laboratorista 
deverá medir para colocar num balão volumétrico de 500,0 mL 
50,0 g de HCℓ? 
 
9 – Uma solução contém 30,0 % em massa, de soluto. Sabendo 
que a quantidade de solvente é de 56,0 g, determine a massa da 
solução. 
 
10 – São dissolvidos 45,0 g de hidróxido de sódio em água. 
Calcule a massa de água, sabendo que o soluto corresponde a 
15,0 %, em massa, da solução. 
 
11 – Prepara-se uma solução dissolvendo-se 8,0 g de sacarose 
em 192,0 g de água. Qual é o título dessa solução? 
 
12 – Determine a porcentagem, em massa, do soluto em uma 
solução que contém 75,0 g de nitrato de prata dissolvidos em 0,425 
kg de água. 
 
13 – O título de uma solução é 0,25. Calcule a massa de soluto, 
sabendo que a do solvente é de 60,0 g. 
 
14 – O título de uma solução é 0,35. Determine a massa de 
solvente, sabendo que a do soluto é de 11,2 g. 
 
15 – Uma solução a 17,0 %, em massa, de NH4Cℓ possui 50,0 g 
de soluto. Qual a massa de água nessa solução? 
 
16 – Qual a porcentagem, em massa, de soluto numa solução 
preparada pela dissolução de 8 g de NaOH em 92,0 g de água? 
 
17 – Calcule a massa de água que deve evaporar de 320,0 g de 
uma solução aquosa salina a 5,0 % em massa, a fim de que a 
solução resultante contenha 8,0 % de soluto em massa. 
 
18 – No rótulo de um vidro que contém ácido clorídrico, HCℓ, 
comercial está registrado que se trata de uma solução cuja 
concentração de HCℓ é 37,0 %. Qual a massa desse ácido puro 
contido em 1000,0 g de solução? 
 
19 – O ácido fosfórico, H3PO4, é encontrado no comércio sob forma 
de um líquido bastante denso que possui título percentual igual a 
90,0 %. Qual a massa dessa solução que contém 22,5 g de 
H3PO4? 
 
20 – Uma solução foi preparada usando: 10,0 g de NaOH e 180,0g de água. Calcule o título e a porcentagem em massa do soluto. 
 
21 – Calcule a massa de soluto presente em 800,0 g de solução 
cuja % em massa é de 0,2 %. 
 
22 – Calcule a massa de soluto presente em 600,0 g de solução 
cujo título é de 0,4 e a porcentagem em massa. 
 
23 – Uma solução foi obtida dissolvendo-se 50,0 g de açúcar em 
950,0 g de água. Determine: 
a) O título desta solução; 
b) A porcentagem em massa desta solução. 
 
24 – O cloreto de sódio (NaCℓ) está presente na água do mar com 
2,5 % em massa. Qual a massa de água do mar deve ser 
transferida para uma salina para que, por evaporação da água, 
restem 250,0 g de sal? 
 
25 – Um estudante necessita preparar uma solução aquosa de 
KOH a 30,0 % em massa. Este estudante utilizou 80,0 g da base 
dissolvida em 320,0 g de água. Justifique através de cálculos, se 
o estudante agiu de maneira correta. 
 
26 – Calcule as massas de NaOH e de água contidas em 320,0 g 
de uma solução cujo o título em massa é igual a 20,0 % 
 
27 – Tendo como base as informações contidas no rótulo do frasco 
a seguir, resolva: 
 
 
a) Qual a massa de ácido sulfúrico (H2SO4) existente em 100,0 g 
da solução? 
b) Qual é a massa de água existente em 100,0 g da solução? 
c) Determine as massas de água e ácido sulfúrico presentes em 
400,0 g desta solução. 
d) Qual é o título desta solução? 
Respostas 
 
1) 0,1 e 10,0 % 17) 120,0 g 
2) 75,0 g 18) 370,0 g 
3) 0,3 19) 25,0 g 
4) 0,4 20) 0,0526 e 5,26 % 
5) 10,0 g 21) 1,6 g 
6) 0,4 e 40,0 % 22) 240,0 g e 40,0 % 
7) 15,0 % 23) a) 0,05 
8) 135,13 g b) 5,0 % 
9) 80,0 g 24) 10,0 kg 
10) 255,0 g 25) 
11) 0,04 26) 64,0 g e 256,0 g 
12) 15,0 % 27) a) 98,0 g 
13) 20,0 g b) 2,0 g 
14) 20,8 g c) 8,0 g 
15) 244,1176 g d) 0,98 
16) 8,0 % 
 
Densidade 
 
→ Exemplos: 
 
1 – Dissolveu-se 40,0 g de sal em 100,0 g de água obtendo-se 
100,0 mL de solução. Calcule: 
a) a massa da solução; 
b) a densidade em g/mL da solução; 
c) a densidade em g/L da solução. 
 
2 – Uma solução aquosa ocupando 600,0 mL possui densidade 
de 1,2 g/mL. Sabendo que essa solução apresenta 40,0 % de 
soluto, determine: 
a) a massa da solução; 
b) a massa do soluto; 
c) a massa de água. 
 
3 – Uma solução aquosa pesando 1,2 kg, possui densidade de 
1,4 g/mL. Sabendo que essa solução apresenta 40,0 % em 
massa de água, determine: 
a) o volume da solução; 
b) a massa de soluto; 
c) a massa de água. 
 
→ Atividades 
 
1 – Calcule a densidade em g/cm3 e em g/L de uma solução que 
apresenta massa de 50,0 g e volume de 200,0 cm3. 
 
2 – Uma solução apresenta massa de 30,0 g e ocupa um volume 
de 40,0 cm3. Qual é sua densidade em g/L? 
 
3 – A densidade de uma solução é de 1,2 g/cm3. Calcule o volume 
ocupado, sabendo que a massa da solução é de 48,0 g. 
 
4 – A massa de uma solução é de 86,4 g. Calcule o volume, em 
litros, dessa solução, que apresenta uma densidade de 2,7 g/cm3. 
 
5 – A densidade de uma solução é de 0,8 g/L. Determine a massa 
dessa solução, que apresenta um volume de 700,0 cm3. 
 
6 – Calcule a massa de 500,0 cm3 de uma solução cuja 
densidade absoluta é de 200,0 g/L. 
 
7 – A densidade de uma solução é 1,3 g/cm3. Qual a massa 
correspondente a 1,0 L desta solução? 
 
8 – 100,0 g de NaOH dissolvidos em 400,0 mL de água (d = 1,0 
g/mL) forneceram 420,0 mL de solução. Calcule o valor 
aproximado da densidade da solução: 
a) em gramas por litro; 
b) em gramas por centímetros cúbicos. 
 
 
9 – 630,0 cm3 de uma solução aquosa foram preparados pela 
adição de certa massa de NaOH a 600,0 cm3 de água. Qual a 
massa de soluto presente nesta solução? 
Dados: Densidade da solução: 1,2 g/cm3 
 Densidade da água: 1,0 g/cm3 
 
10 – Calcule em que volume de H2O devem ser dissolvidos 20,0 
g de H2SO4 para se obter 100,0 mL de solução de densidade 
igual a 1,1 g/mL. 
 
11 – Um laboratorista deseja verificar a densidade de certa 
solução. Com auxílio de uma pipeta, ele retira 30,0 mL desta 
solução e verifica que a amostra tem massa igual a 45,0 g. 
Pergunta-se: 
 
a) Qual a densidade da solução? 
b) Qual a massa de solução contida num volume de 5,0 mL? 
c) Qual o volume de solução cuja massa é igual a 90,0 g? 
 
12 – Uma solução de ácido nítrico tem 32,0 % em massa de 
HNO3 e densidade 1,19 g/mL. Calcule o volume de solução 
necessário para que se tenha 6,4 g de HNO3. 
 
13 – Uma solução de ácido sulfúrico (H2SO4) tem densidade de 
1,18 g/mL e porcentagem em massa de 25,0 %. Considere 500,0 
mL da solução e calcule: 
 
a) a massa da solução; 
b) a massa de ácido sulfúrico; 
c) a massa de água. 
 
Considere agora 1,0 L de solução e calcule: 
d) quantos gramas de H2SO4 há por litro de solução; 
e) quantos gramas de H2O há por litro de solução. 
 
Respostas 
 
1) 0,25 g/cm3 7) 1300,0 g c) 60,0 mL 
 250,0 g/L 8) a) 1190,0 g/L 12) 16,8 mL 
2) 750,0 g/L b) 1,19 g/cm3 13) a) 590,0 g 
3) 40,0 cm3 9) 156,0 g b) 147,5 g 
4) 0,032 L 10) 90,0 mL c) 442,5 g 
5) 0,56 g 11) a) 1,5 g/mL d) 295,0 g 
6) 100,0 g b) 7,5 g e) 885,0 g 
 
Título em volume e Porcentagem em volume 
 
→ Exemplos: 
 
1 – Uma solução foi produzida pela mistura de 400,0 mL de água 
com 200,0 mL de álcool. Determine o teor alcóolico dessa 
solução. 
 
2 – Uma bebida apresenta 40,0 ºGL em álcool. Sabendo-se que 
uma pessoa ingeriu 400,0 mL dessa bebida, quantos mL de 
álcool essa pessoa ingeriu? 
 
3 – As bebidas alcóolicas se diferenciam pelo teor alcóolico. 
Analisando a tabela a seguir responda: 
 
 
Obs.: O teor alcoolico varia entre marcas, por isso, nos 
cálculos utilize médias. 
 
Antônio numa festa bebeu 3,0 L de cerveja, Gustavo bebeu três 
copos de whisky (200,0 mL cada copo) e Cláudia bebeu 1 copo 
de absinto (200,0 mL o copo). Qual o volume em mL cada pessoa 
ingeriu de álcool? 
 
→ Atividades 
 
1 – O álcool utilizado como combustível possui concentração em 
volume de 93,3 %. Calcule o volume em mililitros de água 
existente em 10,0 L desse álcool. 
 
2 – Em 100,0 mL de uma solução aquosa do álcool etanol há 43,0 
mL dessa substância. Calcule a concentração percentual em 
volume dessa solução. 
 
3 – Quantos mL de álcool há em um copo de 200,0 mL de uma 
bebida a 30,0º GL (30,0 %)? 
 
4 – Têm-se 50,0 cm3 de uma gasolina comercial que consiste 
numa mistura de gasolina e álcool. Acrescentou-se a ela 50,0 cm3 
de água. Observa-se a formação de 2 fases, sendo que a aquosa 
passa a ter volume de 60,0 cm3, já que o álcool é extraído pela 
água. Qual o teor (expresso em porcentagem em volume) de 
álcool nessa gasolina comercial? 
 
5 – O álcool hidratado utilizado como combustível apresenta 93,7 
% em volume. Se em cada 1,0 L desse álcool o dono do posto 
comete o crime de adicionar 100,0 mL de água, a porcentagem-
volume do álcool adquirirá que valor? (Despreze a contração de 
volume). 
 
6 – Um homem pede álcool a um amigo para acender uma 
churrasqueira. Este lhe entrega dois frascos, sendo que no rótulo 
de um deles lê-se 96,0 % volume; no outro, 92,0 % volume. Qual 
dos dois frascos deve, de preferência, ser utilizado pelo 
churrasqueiro e por quê? 
 
7 – Um uísque apresenta teor alcoólico de 43,0 % em volume; o 
vinho do Porto, 13,5 % em volume. Já um conhaque tem o teor 
alcoólico de 40,0 % em volume. Tomadas em doses iguais, quais 
das três bebidas embriagaria primeiro uma pessoa? 
 
8 – Uma solução excelente para limpar manchas de graxa em 
tecidos ou couros apresenta a seguinte composição: 80,0 % 
(volume) de CCℓ4, 16,0 % (volume) de ligroína e 4,0 % (volume) 
de álcool amílico. Quantos cm3 de cada substância devem ser 
misturados para preparar 75,0 cm3 de solução? 
 
9 – Calcule a % v/v de uma solução que foi preparada usando 5,0 
mℓ de C2H5OH, álcool etílico em 200,0 mL de solução. 
 
10 – Numa solução 5,0 %, qual seria o volume de C2H5OH 
presente em 800,0 mL dessa solução? 
 
11 – 10,0 L de etanol são adicionados a 32,0 L de água. Calcule 
a porcentagem em volume de etanol na solução obtida. Admita 
que o volume da mistura seja igual àsoma dos volumes de etanol 
e água. (Na realidade, há uma pequena contração de volume.) 
 
12 – O álcool hidratado usado como combustível de automóveis 
com 93,0 % em volume de etanol. Quando se abastece um carro 
com 40,0 L de álcool hidratado, quais são os volumes de etanol 
e de água introduzidos no tanque de combustível? 
 
13 – A análise de um vinho revelou que ele contém 18,0 mL de 
álcool em cada copo de 120,0 mL. Qual é a porcentagem em 
volume de álcool nesse vinho? 
 
14 – Cada bebida alcoólica contém um diferente teor de etanol. 
A graduação alcoólica é expressa em ºGL e indica a porcentagem 
(em volume) de etanol na bebida. Exemplo: na cerveja, 4,0ºGL 
 
significam 4,0 % de etanol. Que volume, em litros, de cerveja 
(4,0ºGL) uma pessoa deve beber para que esteja ingerindo 
quantidade de álcool equivalente à quantidade existente em uma 
dose de 200,0 mL de aguardente (40ºGL)? 
 
15 – Na determinação do teor alcoólico de uma amostra de vinho 
obteve-se 17,5 mL de álcool etílico. O resíduo aquoso da 
destilação apresentou um volume de 130,0 mL. Calcule o teor 
alcoólico desse vinho em ºGL. 
 
Respostas 
 
1) 670,0 mL 6) 11) 23,8 % 
2) 43,0 % 7) 12) 37,2 L e 2,8 L 
3) 60,0 mL 8) 60,0 cm3 13) 15,0 % 
4) 20,0 % 9) 2,5 % 14) 2,0 L 
5) 85,2 % 10) 40,0 mL 15) 11,86ºGL 
 
Porcentagem em massa/volume 
 
→ Exemplos 
 
1 – Uma solução aquosa de sacarose apresenta 40,0 % p/v. 
Sabendo-se que a solução ocupa 500,0 mL, qual a massa em 
gramas de glicose presenta na solução? 200,0 g 
 
2 – Uma solução aquosa de cloreto de sódio apresenta-se em 
25 % m/v. Se a massa de cloreto de sódio é de 50,0 g, qual o 
volume em mililitros ocupado por essa solução? 200,0 mL 
 
3 – Dissolveu-se 60,0 g de frutose em água obtendo uma solução 
que ocupa 300,0 mL. Determine a porcentagem m/v dessa 
solução. 20,0 % m/v 
 
→ Atividades 
 
1 – Uma solução aquosa de H2SO4, a 25 % p/v contém 0,2 Kg 
deste soluto. Qual o volume desta solução? 
 
2 – Um recipiente contém 15,0 g de bicarbonato de sódio em meio 
litro de solução. Para esta solução, qual a concentração em % 
p/v? 
 
3 – Calcule a porcentagem em peso/volume de uma solução de 
NaCℓ que foi preparada usando 8,0 g de sal em um volume de 
solução igual a 800,0 cm3? 
 
4 – Que volume de solução de KCℓ 5,0 % p/v podemos obter 
utilizando uma massa de sal igual a 10,0 g? 
 
5 – Qual a massa de C12H22O11 presente em 600,0 mL de solução 
3,0 % p/v? 
 
6 – Qual a porcentagem em massa/volume de uma solução 
preparada usando 10,0 g de NaOH para 2000,0 mL de solução? 
 
7 – Um soro fisiológico contém 0,9 % de NaCℓ em massa. Quais 
as massas de NaCℓ e de água contidas em 5,0 L desse soro? 
(Considere a densidade do soro fisiológico igual à da água.) 
 
8 – A água oxigenada utilizada como antisséptico é uma solução 
aquosa com 3,0 % de peróxido de hidrogênio (H2O2). Sabendo 
que a densidade do líquido é de 1,0 g/cm3, qual massa de H2O2 
haverá em cada litro de água oxigenada? 
 
9 – No processo de clarificação das águas – eliminação de 
matéria orgânica suspensa – , utiliza-se o sulfato de alumínio, 
Aℓ2(SO4)3, como agente clarificante. Em um laboratório, para 
clarificar uma amostra de águia, necessita-se de 20,0 mL de uma 
solução 10,0 % (m/v) de sulfato de alumínio. Dispondo-se 
somene de uma solução 50,0 % (m/v), qual o volume da solução 
mais concentrada que deve ser utilizado? 
Respostas 
1) 800,0 mL 4) 200,0 mL 7) 45,0 g e 4955,0 g 
2) 3,0 % 5) 18,0 g 8) 30,0 g 
3) 1,0 % 6) 0,5 % 9) 4,0 mL 
 
ppm (partes por milhão) 
 
→ Exemplos 
 
1 – Ao analisar a água de um lago, consta-se que em 200,0 mL 
de água existem 0,5 mg de Cr6+. Calcule a concentração em ppm 
de Cr6+. 2,5 ppm 
 
2 – Uma amostra de 5,0 Kg de um creme dental possui 200,0 mg 
de flúor. Calcule a concentração em ppm de flúor neste creme 
dental. 40,0 mg 
 
3 – Na água de um rio, a concentração de Fe3+ é de 60,0 ppm. 
Qual a massa em gramas de Fe3+ em 400,0 mL desta água. 0,024 
g 
 
4 – Uma amostra de leite em pó possui cálcio numa concentração 
de 120,0 ppm. Qual a massa em mg de cálcio em uma lata de 
400,0 g de leite em pó? 48,0 mg 
 
5 – Faça a conversão: 
a) 4,0 ppm em porcentagem 0,0004 % 
b) 10,0 % em ppm 100000,0 ppm 
 
→ Atividades 
 
1 – Um tubo de creme dental apresenta concentração em 1500,0 
ppm de Flúor. O tubo de creme dental tem conteúdo de 120,0 g. 
Calcule a quantidade de flúor, em miligrama, nele contido. 
 
2 – A análise de 1,0 L de bebida alcoólica contatou a presença 
de 10-6 L de metanol, álcool extremamente nocivo ao ser humano, 
podendo causar cegueira e até morte. Calcule a concentração de 
metanol nessa bebida em partes por milhão em volume. 
 
3 – Uma lata de 250,0 g de sardinha tem concentração de 0,52 
ppm de mercúrio. Quantos gramas de mercúrio há nessa lata? 
 
4 – Uma xícara de chá preto contém 0,3 mg de flúor. Se o volume 
de água da xícara é de 200,0 mL, qual a concentração em ppm 
de flúor nessa solução? 
 
5 – Um corante sintético (composto orgânico) pode ter no máximo 
permitido de impurezas em chumbo de 20,0 ppm. Em 5,0 
toneladas do corante, qual é o máximo de chumbo permitido em 
gramas? 
 
6 – A acetona é um líquido incolor, volátil, com odor adocicado, 
sendo o nível de percepção do odor no ar de 1,6 ppm. A análise 
de uma amostra do ar contido num determinado ambiente revelou 
que existe 0,00020 % em volume de acetona. Uma pessoa, ao 
entrar no ambiente, perceberá ou não o odor da acetona? 
 
7 – A análise de uma amostra de água potável revelou a 
existência de 4,2 ppm de NaCℓ. Qual é a massa de NaCℓ que uma 
pessoa ingere ao tomar um copo com 200,0 g dessa água? 
 
8 – Uma água contaminada com mercúrio encerra 0,02 % em 
massa de mercúrio. Qual é a quantidade de mercúrio nessa água, 
em ppm? 
 
9 – Uma concentração de 0,4 % de CO em volume no ar produz 
a morte de um indivíduo em um tempo relativamente curto. Qual 
é o valor dessa concentração em ppm? 
 
10 – Entidades que trabalham com saúde pública, como a 
Organização Mundial da Saúde (OMS), estabelecem que o ar de 
boa qualidade pode conter até 4,5 ppm em volume de monóxido 
de carbono (CO). O que significa esse índice em termos de 
porcentagem em volume? 
 
Respostas 
 
1) 180,0 mg 5) 100,0 g 8) 200,0 ppm 
2) 1,0 ppm 6) Sim 9) 4.103 ppm 
3) 1,3.10-4 g 7) 0,84 mg 10) 4,5.10-4 % 
4) 1,5 ppm 
 
Cg/L ou concentração comum 
 
→ Exemplos 
 
1 – Dissolveu-se 50 g de sacarose em água originando 500 mL 
de solução. Calcule a concentração g/L da solução. 100 g L-1 
 
2 – Tem-se 4 L de uma solução aquosa 10 g L-1 de KOH. Calcule 
a massa do soluto. 40 g 
 
3 – Uma solução aquosa 40 g L-1 de NaCℓ possui 120 g de NaCℓ. 
Calcule o volume da solução em mL. 3000 mL 
 
→ Atividades 
 
1 – São dissolvidos 8g de sacarose em H2O suficiente para 500,0 
mL de solução. Qual e a sua Cg/L? 
 
2 – Uma solução de Na2CO3 apresenta densidade igual 1,15 
g/mL. Sabendo que 150,0 g dessa solução contém 60,0 g de 
Na2CO3, qual sua Cg/L? 
 
3 – Calcule a concentração, em g/L, uma solução de nitrato de 
potássio, sabendo que ela encerra 60,0 g do em 300,0 cm³ de 
solução. 
 
4 – 160,0 g de NaCℓ dissolvidos em 760,0 cm3 de água dão uma 
solução com densidade igual a 1,15 g/cm3. Calcule a 
concentração dessa solução em g/L. 
 
5 – Calcule a concentração em g/L de uma solução obtida 
dissolvendo-se 20,0 g de NaCℓ em 500,0 mL de água. 
 
6 – 10,0 g de KOH são dissolvidos em 160,0 g de álcool etílico. 
Calcule a concentração da solução em g/L, sabendo que a 
densidade do álcool é igual a 0,800 g/cm3. 
 
7 – Uma solução aquosa contém 40,0 % em massa de salitre e 
tem densidade igual a 1,25 g/mL. Calcule sua concentração em 
g/L. 
 
8 – Uma solução aquosa de H2SO4 tem concentração igual a 
490,0 g/L e densidade igual a 1,4 kg/L. Calcule a porcentagem 
em massa de H2SO4 nessa solução. 
 
9 – Calcule a massa de acido nítrico necessária para a 
preparação de 150,0 mL de uma solução de concentração 50,0 
g/L. 
 
10 – A concentração comum de uma solução é de 20,0 g/L. 
Determineo volume dessa solução, sabendo que ela contém 
75,0 g de soluto. 
 
11 – 80g de glicose dissolvidos em 380,0 cm3 de água dão uma 
solução com densidade igual a 1,15 g/cm3. Calcule a 
concentração dessa solução em g/dm3. (Lembre-se: 1,0 dm3 = 
1,0 L) 
 
12 – 10,0 g de CaCℓ2 são dissolvidos em 400,0 mL de água. 
Calcule a concentração da solução em g/dm3. 
 
13 – 15,0 g de iodo são dissolvidos em 200,0 cm3 de clorofórmio. 
Qual é a concentração da solução obtida em g/L? (Dado: 
densidade do clorofórmio = 1,5 g/cm3) 
 
14 – Um vinagre contém 3,0 % de ácido acético. Calcule a 
concentração desse ácido em g/L. (A densidade do vinagre é 
aproximadamente igual a da água). 
 
15 – Uma solução aquosa de NaF com 20 % em massa desse 
sal tem densidade igual a 1,15 Kg/L. Calcule a concentração 
dessa solução em g/ℓ. 
 
16 – Uma solução aquosa contendo 400,0 g/L de HNO3 tem 
densidade igual a 1,2 g/cm3. Calcule a porcentagem em massa 
de HNO3 nessa solução. 
 
17 – Calcule a concentração comum, em g/L, de uma solução de 
nitrato de potássio, sabendo que ela encerra 120,0 g do sal em 
600,0 cm3 de solução. 
 
18 – Calcule a massa de ácido sulfúrico necessária para preparar 
350,0 mL de uma solução cuja concentração é igual a 40,0 g/L. 
 
19 – Calcule a concentração em g/L, de uma solução obtida 
dissolvendo-se 20,0 g de cloreto de sódio em 500,0 cm3 de água. 
 
20 – Evapora-se totalmente o solvente de 250,0 mL de uma 
solução aquosa de MgCℓ2 de concentração comum 8,0 g/L. 
Quantos gramas de MgCℓ2 são obtidos? 
 
21 – 80,0 g de cloreto de sódio dissolvidos em 380,0 mL de água 
dão uma solução cuja densidade é igual a 1,15 g/mL. Determine 
a concentração da solução em g/L? 
 
22 – Determine a massa de NaOH dissolvido em água suficiente 
para 600,0 cm³ de solução , cuja concentração comum é de 0,7 
g/cm³. 
 
23 – Qual a massa de cloreto de sódio, NaCℓ, contida em 100,0 
mL de solução desse sal, cuja concentração e de 40,0 g/L ? 
 
24 – Qual a concentração em gramas por litro de uma solução de 
H2SO4 que possui 60,0 g desse ácido em 300,0 mL de solução? 
 
25 – Qual a massa de soluto em 200,0 mL de uma solução cuja 
C (g/L) é 30,0 g/L? 
 
26 – Foi solicitado a um técnico de laboratório que preparasse 
1,0 litro de uma solução cuja concentração devia ser de 20,0 g/L 
de NaCℓ. Sabendo que ele tem, sua disposição, 30,0 gramas de 
NaCℓ e 5,0 litros de água , descreva o procedimento para 
preparar a solução desejada. 
 
27 – Considere o texto: 
``Uma solução que apresenta concentração 60,0 g/L apresenta 
...... gramas de solução, por ......litro de solução. Portanto, em 
10,0 litros dessa solução devem existir ..... gramas de soluto”. 
Identifique as palavras que preencha as lacunas corretamente. 
 
28 – Uma solução foi preparada adicionando-se 40,0 g de NaOH 
em água suficiente para preparar 400,0 mL de solução. Calcule 
a concentração da solução em g/mL e g/L. 
 
29 – Por evaporação, 20,0 mL de uma solução aquosa de NaCℓ 
a 15,0 % em peso dão 3,6 g de resíduo. Calcule a densidade 
dessa solução em g/mL. 
 
30 – São dissolvidos 50,0 g de um sal em 200,0 g de água, 
originando uma solução cuja densidade e de 1,2 g/cm³. 
Determine a concentração comum dessa solução. 
 
31 – Calcule a concentração comum de uma solução de 1,5 g/mL 
de densidade, sabendo que ela contém 25,0 g de sulfato de 
amônio dissolvidos em 275,0 g de água. 
 
32 – Calcule a concentração comum de uma solução que 
apresenta volume de 800,0 cm³ e contém 20,0 g de soluto. 
 
33 – São dissolvidos 400,0 g de cloreto de sódio em água 
suficiente para 2,0 L de solução. Qual e concentração comum 
dessa solução? 
34 – 50,0 g de NaOH dissolvidos em 200,0 mL de água 
forneceram 210,0 mL de solução. Calcule: 
 
a) A densidade da solução em g/cm3; 
b) A concentração da solução em g/L. 
 
35 – Uma solução de densidade 0,8 g/cm3 foi obtida graças à 
dissolução de 50,0 g de um líquido A em 350,0 g de um outro 
líquido B. Calcule: 
 
a) o título da solução; 
b) a porcentagem em massa da solução; 
c) o volume da solução obtida; 
d) a concentração em g/L da solução. 
 
36 – 10,0 g de NaOH dissolvidos em 400,0 mL de água 
forneceram 420,0 mL de solução. Calcule a: 
 
a) Concentração em g/L; 
b) Concentração em gramas/cm3; 
c) Densidade da solução em g/L; 
d) Densidade da solução em g/cm3. 
 
37 – Uma solução tem concentração igual a 20,0 g/L. Calcule a 
concentração dessa solução em: 
 
a) g/mL 
b) g/cm3 
c) mg/mL 
d) kg/L 
 
38 – Uma indústria prepara uma amostra de solução de soda 
cáustica que será utilizada na fabricação de um produto vendido 
no comércio como limpa fornos. O químico responsável pelo 
preparo da solução utilizou 100,0 g de NaOH dissolvidos em 
400,0 mL de água que forneceram 420,0 mL de solução. Com 
base nas informações descritas, calcule: 
 
a) A concentração em g/L; 
b) A concentração em g/cm3; 
c) A densidade em g/L; 
d) A densidade em g/cm3. 
 
39 - Considere o esquema a seguir do qual foram retiradas três 
alíquotas A, B, C, a partir de uma mesma solução aquosa. 
 
Responda às seguintes questões: 
 
a) Qual é a massa de soluto existente no recipiente A? 
b) Qual é a concentração em g/mL da solução contida no 
recipiente B? 
c) Qual é a concentração em mg/cm³ da solução contida no 
recipiente C ? 
d) Se toda água apresenta na solução original, após a retirada de 
três amostras, fosse evaporada, qual seria a massa desse soluto 
batida? 
 
40 – Um balão volumétrico contém 6,0 litros de uma determinada 
solução aquosa. Deste balão, foram retiradas três alíquotas, de 
acordo com o esquema: 
 
 
Tendo como base as informações acima, responda às seguintes 
questões: 
 
a) Qual a massa de soluto contida nos recipientes A, B e C? 
b) Qual é a concentração, em g/cm3, da solução contida no 
recipiente A? 
c) Qual é a concentração, em g/L, da solução contida no 
recipiente B? 
d) Evaporando-se toda água da solução que restou no balão 
volumétrico, qual será a massa de soluto obtida? 
 
Respostas 
 
1) 16,0 g/L 22) 420,0 g c) 976,19 g/L 
2) 460,0 g/L 23) 4,0 g d) 0,976 g/cm3 
3) 200,0 g/L 24) 200,0 g/L 37) a) 0,02 g/mL 
4) 200,0 g/L 25) 6,0 g b) 0,02 g/cm3 
5) 40,0 g/L 26) c) 20,0 mg/mL 
6) 50,0 g/L 27) d) 0,02 kg/L 
7) 500,0 g/L 28) 0,1 g/mL 38) a) 238 g/L 
8) 35,0 % 100,0 g/L b) 0,238 g/mL 
9) 7,5 g 29) 1,2 g/mL c) 1190,5 g/cm3 
10) 3,75 L 30) 240,0 g/L d) 1,19 g/cm3 
11) 200,0 g/dm3 31) 125,0 g/L 39) a) 5,0 g 
12) 25,0 g/dm3 32) 25,0 g/L b) 0,01 g/mL 
13) 75,0 g/L 33) 200,0 g/L c) 10,0 mg/cm3 
14) 30,0 g/L 34) a) 1,19 g/cm3 d) 15,0 g 
15) 230,0 g/L b) 238,0 g/L 40) a) A=7,5 g 
16) 33,3% 35) a) 0,125 B=30,0 g 
17) 200,0 g/L b) 12,5 % C=15,0 g 
18) 14,0 g c) 500,0 cm3 b) 0,015 g/cm3 
19) 40,0 g/L d) 100 g/L c) 15,0 g/L 
20) 2,0 g 36) a) 23,8 g/L d) 37,5 g 
21) 200,0 g/L b) 0,0238 g/cm3 
 
Concentração Molar, Cmoℓ/L ou Molaridade 
 
→ Exemplos 
 
1 – Dissolveu-se 34,0 g de NH3 em H2O originando 100,0 mL de 
solução. Calcule a: 
a) C g/L 340,0 g L-1 
b) C mol/L 20,0 mol L-1 
 
2 – Dissolveu-se 90,0 g de C6H12O6 em H2O ocupando 500,0 mL. 
Calcule a: 
a) C g/L 180,0 g L-1 
b) C mol/L 1,0 mol L-1 
 
3 – Tem-se 2,0 L de uma solução aquosa 2,0 mol L-1 de HF. 
Calcule: 
a) a massa do soluto em gramas 80,0 g 
b) a C g/L40,0 g L-1 
 
 
4 – Tem-se 2,0 L de uma solução aquosa 0,1 mol L-1 de HCℓ. 
Calcule a massa do soluto em gramas. 7,3 g 
 
5 – Tem-se 10,0 L de uma solução aquosa 160,0 g L-1 de NaOH. 
Calcule: 
a) a massa do soluto em gramas 1600,0 g 
b) C mol/L 4,0 mol L-1 
 
6 – Tem-se 400 mL de uma solução aquosa 0,6 mol L-1 de HNO3. 
Calcule: 
a) a massa do soluto em gramas 15,12 g 
b) a C g/L 37,8 g L-1 
 
7 – Uma solução aquosa 0,2 mol L-1 de KOH possui 112,0 g de 
KOH dissolvido em água. Calcule o volume da solução em mL. 
1000,0 mL 
 
→ Atividades 
 
1 – São dissolvidos 19,6g de H2SO4 em H2O suficiente para 800,0 
cm3 de solução. Qual é a Cmol/L? 
 
2 – Temos 400,0 mL de uma solução 0,15 Mde NaOH. Determinar 
a massa de NaOH e a Cg/L. 
 
3 – Qual a quantidade de matéria contida em 100,0 mL de uma 
solução de HCℓ 0,5 mol/L? 
 
4 – Qual o volume de solução 10,0 mol/L de acido acético, 
H3CCOOH, que contém 660,0 g de soluto? 
 
5 – Qual a concentração, em mol/ℓ, de uma solução de ácido 
nítrico, HNO3, cuja C(g/L) = 15,75 g/L? 
 
6 – Qual a C(g/ℓ) de uma solução cuja concentração em quantidade 
de matéria de ácido fosfórico, H3PO4, e de 0,05 mol/L? 
 
7 – Qual a massa de sulfato de sódio, Na2SO4, que deve ser 
pesada para que se prepare 600,0 mL de solução 0,4 mol/L desse 
sal? 
 
8 – Calcule o volume de uma solução aquosa de hidróxido de 
sódio 0,8 M, sabendo que ela contem 32,0 g de NaOH. 
 
9 – Preparando-se duas soluções, X e Y as seguintes 
concentrações: 
 
Solução X = 0,05 mol de soluto 500 cm3 de solução; 
Solução Y = 0,10 mol de soluto em 100 cm3 de solução. 
 
Qual das duas de solução está mais concentrada? 
 
10 – Qual é o volume máximo de Nal de concentração 0,4 mol/L 
que pode ser obtida a partir de 300,0 g de Nal? 
 
11 – Para adoçar seu cafezinho, uma pessoa usou 34,2 g de 
sacarose (C12H22O11). Sabendo que o volume do cafezinho é igual 
a 50,0 mL. Calcule a concentração de sacarose em mol/L. 
 
12 – Qual é a concentração molar de uma solução, num volume 
de 600,0 cm3, contém 0,15 mol de moléculas do soluto? 
 
13 – São dissolvidos 23,4 g de NaCℓ em água suficiente para 
200,0 cm3 de solução. Descubra a molaridade dessa solução? 
 
14 – Calcule uma molaridade de uma solução aquosa de ácido 
clorídrico que,num volume de 150,0 mL, contem 21,9 g de HCℓ. 
 
15 – Calcule a massa de HCN que deve ser dissolvido em água 
para obter 300,0 cm3 de solução 0,6 M. 
 
16 – Determine a massa de H3PO4 que deve ser dissolvido em 
água pra obter 1,2 L de solução 2,0 M. 
 
17 – Preparam-se 1500,0 mL de solução de 0,8 mol/L de sulfato 
de cobre II, CuSO4. Divide-se a solução, em quantidades iguais 
em três frascos. Com base nestes dados responda: 
a) Qual a concentração em mol/L da solução de cada frasco? 
b) Quantos gramas de soluto encontramos em cada frasco? 
c) Qual a quantidade de matéria de CuSO4 contida em cada 
frasco? 
 
18 – O frasco que contém uma solução aquosa de ácido Sulfúrico 
(H2SO4) traz os seguintes dizeres: [H2SO4 - 0,1 M]. Essa solução 
é utilizada em laboratório. Em relação a solução citada acima, 
responda as questões a seguir, sabendo que o volume da 
solução contida no frasco é 2,0 L. 
a) Qual é o número de mols do soluto presente nessa solução? 
b) Qual é a massa de soluto presente nessa solução? 
c) Qual é o volume dessa solução que contem 0,01 mol de 
H2SO4? 
d) Qual é a massa de soluto presente em 500,0 mL dessa 
solução? 
 
19 – O metal mercúrio tóxico, pode ser absorvido, via gastro-
intestinal, pelos animais e sua excreção molar igual a 5,0 . 10-5 M 
de mercúrio. Qual é a massa aproximada, em mg de mercúrio 
ingerida por um garimpeiro, ao beber um copo contendo 250,0 
mL dessa água? 
 
20 – Qual o número de gramas de cloreto de hidrogênio 
presentes em 5,0 L de uma solução 6,0 M de ácido clorídrico? 
 
21 – Quantas gramas de CuSO4.5H2O são necessárias para 
preparar 1,0 litro de solução 0,2 molar de CuSO4? 
 
22 – Têm-se uma solução aquosa 1.0 x 10-2 molar de uréia 
[CO(NH2)2] (composto não-dissociado). Calcule para 2,0 x102 mL 
de solução a massa de uréia dissolvida. 
 
23 – Em 5,0 litros de uma solução de H2SO4, existem 49,0 g de 
H2SO4. Calcule a concentração (g/L) e a molaridade da solução. 
 
24 – Uma solução aquosa de ácido sulfúrico de densidade 1,2 
g/mL foi formada pela reunião do 24,5 g de ácido sulfúrico e 275,5 
g de água. Pede-se: 
 
a) a massa e o número de mols do soluto. 
b) a massa e o número de mols do solvente. 
c) a massa total e o número total de mols na solução. 
d) o volume da solução. 
e) a concentração comum da solução. 
f) a molaridade da solução. 
g) o título da solução. 
h) a fração molar do soluto. 
i) a fração molar do solvente. 
j) a molalidade da solução. 
 
25 – O que significa dizer que uma solução é 0,5 molar? 
Calcule a concentração g/L dessa solução, se o soluto for 
Na2CO3. 
 
26 – Numa ração química teremos que usar 1,48 g de hidróxido 
de cálcio. Que volume de solução aquosa de Ca(OH)2 0,01 M 
deveremos empregar? Nota: A solução aquosa de Ca(OH)2 é 
chamada água de cal. 
 
27 – Qual a molaridade de uma solução de iodeto de sódio que 
encerra 45,0 g do sal em 400,0 mL de solução? 
 
28 – O soro caseiro recomendado para evitar a desidratação 
infantil consiste em uma solução de NaCℓ (3,5 g/L) e de sacarose 
(11,0 g/L). Calcule a concentração em moI/L do cloreto de sódio 
e da sacarose desse soro. 
 
29 – Qual é o volume máximo de solução de NaOH de 
concentração igual a 2,5 mo/L que pode ser obtido dissolvendo-
se 20,0 kg de NaOH de 96,0 % de pureza em água suficiente? 
 
30 – Calcule a massa de hidróxido de sódio necessária para 
preparar meio litro de solução 0,2 molar. 
 
31 – Uma solução aquosa de HNO3 encerra 63,0 % em massa 
de HNO3 e tem densidade igual a 1,4 kg/L. Calcule a 
concentração dessa solução em: 
a) moI/L; b) g/L. 
 
32 – O limite máximo de “ingestão diária aceitável” (IDA) de 
ácido fosfórico, usado como aditivo em alimentos é de 5,0 mg/kg 
de peso corporal. Calcule o volume de refrigerante contendo 
ácido fosfórico na concentração 6.10-3 moI/L que uma pessoa de 
70,0 kg pode ingerir para atingir o limite máximo de IDA. 
(Considere a massa molar do ácido fosfórico igual a 100,0 g/moI.) 
 
33 – Qual é a massa de sulfato de cobre-II pentaidratado (CuSO4. 
5H2O) necessária para a obtenção de 400,0 mL de solução de 
CuSO4 de concentração igual a 0.25 mol/L)? 
 
Respostas 
 
1) 0,25 moI/L 14) 4,0 moI/L 23) 9,8 g/L j) 0,907moIal 
2) 2,4 g 15) 4,86 g 0,1 moI/L 25) 53,0 g/L 
 6,0 g/L 16) 235,2 g 24) a)24,56 g 26) 2,0 L 
3) 0,05 mol 17) a) 0,8 moI/L 0,25 moI 27) 0,75 moI/L 
4) 1,1 L b) 64,0 g b) 275,5 g 28) 0,06 moI/L 
5) 0,25 moI/L c) 0,4 moI 15,3 moI 0,03 M 
6) 4,9 g/L 18) a) 0,2 moI c) 300,0 g 29) 192,0 L 
7) 34,08 g b) 19,6 g 15,55 moI 30) 4,0 g 
8) 1,0 L c) 0,1 L d) 250,0 mL 31) a) 14 moI/L 
9) y d) 4,9 g e) 98,0 g/L b) 882,0 g/L 
10) 5,0 L 19) 2,5 mg f) 1,0 moI/L 32) 0,58 L 
11) 2,0 moI/L 20) 1095,0 g g) 0,0816 33) 25g 
12) 0,25 moI/L 21) 50,0 g h) 0,016 
13) 2,0 moI/L 22) 0,12 g i) 0,984 
 
Concentração Molal, Cmoℓ/kg ou Molalidade 
 
→ Exemplos 
 
1 – Dissolveu-se 4,0 mol de soluto em 200,0 g de H2O. Calcule a 
C mol/Kg. 20,0 mol Kg-1 
 
2 – Dissolveu-se 120,0 g de NaOH em 500,0 g de H2O. Calcule 
a C mol/Kg da solução de NaOH. 6,0 mol Kg-1 
 
3 – Uma solução aquosa de concentração 20,0 mol Kg-1 de HF 
foi produzida utilizando-se 200,0 g de H2O. Calcule: 
a) o número de mol de HF presente na solução. 4,0 mol 
b) a massa em gramas de HF presente na solução 80,0 g 
 
4 – Uma solução aquosa de concentração 5,0 mol Kg-1 de 
C6H12O6 possui 90,0 g de soluto. Calcule a massa de H2O em Kg. 
0,1 Kg 
 
→ Atividades 
 
1 – Prepara-se uma solução dissolvendo-se 60,6 g de KNO3 em 
2000,0 g de água. Qual é a concentração molal dessa solução? 
 
2 – Em 1400,0 g de água são dissolvidos X gramas de sulfito de 
sódio (Na2SO3), de modo a obter uma solução 0,45 molal. 
Descubra o valor de X. 
 
3 – Calcule a concentração molal de uma solução preparada pela 
dissolução de 1,7 g de H2S em 800,0 g de água. 
 
4 – São dissolvidos 2,14 g de cloreto de amônio (NH4Cℓ) em 1,64 
kg de água. Qual é a molalidade dessa solução? 
 
5 – Uma solução 0,8 molal apresenta 850,0 g de água. Descubra 
o número de mols de soluto contidos nessa solução. 
 
6 – Dissolvem-se 39,0 g de sulfeto de sódio (Na2S) em X gramas 
de água, obtendo-se uma solução 0,8 molal. Qual é o valor de X? 
 
7 – Prepara-se uma solução dissolvendo-se 34,0 g de nitrato de 
prata (AgNO3) em 250,0 g de água. Qual é a molalidade dessa 
solução? 
 
8 – Qual a massa de H2SO4 que deve ser pesada para preparar,com 200,0 g de água, uma solução 0,2 molal desse ácido? 
 
9 – Adiciona-se 0,2 mol de KCℓ em 500,0 g de água destilada. 
Qual a molalidade da solução formada? 
 
10 – Um cozinheiro que tem conhecimento das propriedades de 
uma solução sabe que uma solução 0,25 molal de NaCℓ ferve a 
100,25ºC, cozinhando os ovos mais rapidamente. Se na panela 
houver 29,25 g de sal, qual a massa de água que deve ser 
adicionada a essa quantidade de água para que a mistura fique 
com a concentração de 0,25 molal? 
 
11 – Qual a molalidade de solução preparada com a adição de 
20,0 g de KI a 0,1 kg de água? 
 
12 – Uma solução de frutose (C6H12O6) tem concentração de 0,5 
mol/kg. Qual é a massa de frutose presente junto a 500,0 g de 
solvente? 
 
13 – Dê a concentração em mol/kg de uma solução de ácido 
fosfórico (H3PO4) na qual há 10,0 g de ácido numa solução de 
100,0 g. 
 
14 – Uma solução aquosa é obtida a partir da dissolução de 5,0 
mL de HCℓ concentrado, de densidade 1,19 g/cm3, em 100,0 mL 
de água. Calcule a concentração molal dessa solução. 
 
15 – Calcule a molalidade de uma solução feita pela adição de 
15,24 g de iodo (I2), em 500,0 mL de álcool etílico (CH3CH2OH), 
sabendo-se que a densidade dó álcool etílico é aproximadamente 
0,8 g/mL. 
 
16 – Quais as massas de Na2CO3 e de água necessárias para 
preparar 2,0 kg de uma solução aquosa de carbonato de sódio 
de concentração igual a 0,5 molal? 
 
17 – Para preparar uma solução 5,0 molal, usamos 1,0 kg de 
água. Obtemos 1100,0 L de solução de densidade igual 1,300 
kg/L, calcule o peso molecular do soluto. 
 
18 – Prepara-se uma solução dissolvendo-se 34,0 g de nitrato de 
prata (AgNO3) em 250,0 g de água. Qual a concentração molal 
dessa solução? 
 
19 – São dissolvidos 6,0 g de uréia (CO(NH2)2) em 90,0 g de 
água. Determine o título da solução, as frações molares do soluto 
e do solvente e a molalidade da solução. 
 
20 – Calcular a molalidade das seguintes soluções: 
a) 6,00 g de metanol (CH3OH) dissolvidos em 1,00 kg de água; 
b) 6,00 de CH3OH dissolvidos em 1,00 kg de tetracloreto de 
carbono (CCℓ4). 
 
21 – Suponha que 144,0 g de etanol (C2H5OH) e 96,0 g de água 
sejam misturados para formar uma solução tendo uma densidade 
de 0,891 g/mL. Avalie: 
a) a percentagem em massa; 
b) a fração molar; 
c) a molaridade; 
d) a molalidade, do etanol na solução. 
 
22 – Calcular a molalidade da solução formada utilizando-se 
171,0 g de sacarose (C12H22O11) dissolvidos em 400,0 g de água. 
 
23 – 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. 
 
24 – Qual a molalidade de uma solução que contém 100,0 g de 
brometo de cálcio – CaBr2 – em 250,0 g de água? 
 
25 – Uma solução 0,2 molal de glicose foi preparada utilizando-
se 500,0 g de água. Qual a massa de glicose presente nessa 
solução? 
 
26 – (PUC-MG) Quando 39,2g de ácido sulfúrico são dissolvidos 
em 200,0 mL de água, obtém-se uma solução de volume igual a 
220,0 mL. Qual a molalidade e a molaridade dessa solução? 
 
27 – Um estudante misturou 24,0 g de etanol em 150,0 g de água. 
a) Qual é a fração molar do etanol nesta solução? 
b) Qual é a molalidade do etanol em solução? 
 
28 – Prepara-se uma solução dissolvendo-se 60,6 g de KNO3 em 
2000,0 g de água. Qual é a concentração molal dessa solução? 
 
29 – Calcule a massa de I2 que deve ser dissolvida em 500,0 mL 
de benzeno para se obter uma solução 0,25 molal. 
Dados: Densidade do benzeno: 800,0 g/L 
 
Respostas 
 
1) 0,3 molal 15) 0,15 molal c) 11,621 mol/ℓ 
2) 79,38 g 16) m1 = 100,67 g d) 3,26 molal 
3) 0,0625 molal m2 = 1899,33 g 22) 1,25 molal 
4) 0,025 molal 17) 86,0 g/mol 23) 500,0 g 
5) 0,68 mol 18) 0,8 molal 24) 2,0 molal 
6) 625,0 g 19) T = 0,066; 25) 18,0 g 
7) 0,8 mol/kg X1 = 0,019, 26) 2,0 W e 1,8 M 
8) 3,92 g X2 = 0,980; 27) a) X1 = 0,058 
9) 0,4 molal 1,11 molal X2 = 0,941 
10) 2,0 kg 20) a) 0,1875 molal b) 3,478 molal 
11) 1,2 mol/kg b) 0,1875 molal 28) 0,3 molal. 
12) 45,0 g 21) a) 60,0 % 29) 25,4 g 
13) 1,13 molal b) X1 = 0,369, 
14) 1,63 molal X2 = 0,630 
 
Fração Molar 
 
→ Exemplos 
 
1 – Misturou-se 4,0 mol de glicose com 6,0 mol de H2O. Calcule 
as frações molares. H2O: 0,6 Glicose: 0,4 
 
2 – Misturou-se 32,0 g de CH4 com 256,0 g de O2. Calcule as 
frações molares. CH4: 0,2 O2: 0,8 
 
3 – Uma solução aquosa apresenta 28,0 % de KOH. Calcule as 
frações molares. KOH: 0,11 H2O: 0,88 
 
→ Atividades 
 
1 – São dissolvidos 12,6 g de HNO3 em 23,4 g de água. Calcule 
as frações molares do soluto e do solvente dessa solução. 
 
2 – Uma solução contém 5,0 mol de soluto dissolvidos em 20,0 
mol de solvente. Determinar as frações molares. 
 
3 – Uma solução aquosa de NaCℓ apresenta 11,70 % em peso de 
soluto. Determine as frações molares do soluto e do solvente da 
solução. 
 
4 – Em 356,4 g de água são dissolvidos 68,4 g de sacarose 
(C12H22O11). Determine as frações molares da sacarose e da 
água. 
 
5 – Uma solução contém 6,0 g de NaOH dissolvidos em 51,3 g de 
água. Determine as frações molares do NaOH e da água. 
 
6 – São dissolvidos 64,0 g de (NH4)2S em 342,0 g de água. 
Descubra as frações molares do soluto e do solvente dessa 
solução. 
7 – Uma solução foi preparada ao se dissolverem 38,0 g de CaCℓ2 
em 36,0 g de água. Qual a fração molar do soluto? 
 
8 – Uma solução contém 1,0 g de NaCℓO para 25,0 g de água. 
Calcule a fração molar do soluto. 
 
9 – A porcentagem em massa do etanol (C2H6O) em uma solução 
aquosa dessa substância é 46,0 %. Calcule as frações molares 
do soluto e do solvente nessa solução. 
 
10 – Calcule a fração molar do NaOH numa solução aquosa 
contendo 28,0 % em massa de NaOH. 
 
11 – Numa solução aquosa de uréia [CO(NH2)2], a massa de 
uréia é igual a 1/3 da massa de água. Calcule a fração molar da 
uréia. 
 
12 – Tem-se uma solução aquosa de glicose (C6H12O6) que foi 
obtida pela adição de 3,6 g de glicose a 90,0 g de água. Calcule: 
a) A fração molar da glicose; 
b) A fração molar da água; 
c) A porcentagem em massa dessa solução. 
 
13 – Uma solução de ácido sulfúrico (H2SO4) tem densidade de 
1,857 g/mL. Se a porcentagem em massa dessa solução é 
95,0 %, calcule: 
a) sua concentração em g/L; 
b) sua concentração molar; 
c) as frações molares de seus componentes. 
 
14 – Em 356,4g água são dissolvidos 68,4g de sacarose 
(C12H22O11). Determine as frações molares da sacarose e da 
água. 
 
15 – Numa determinada solução, o número de mols de soluto é 
a terça parte do número de mols do solvente. Descubra as 
frações molares do soluto e do solvente. 
 
16 – Uma solução contém 6g de NaOH dissolvidos em 51,3g de 
água. Determine as frações molares do NaOH e da água. 
 
17 – Uma solução contém 29,4g de H2SO4 dissolvidos numa 
certa massa de água. Calcule a massa de água dessa solução, 
sabendo que a fração molar do soluto é 0,1. 
 
18 – Uma solução contém 5,0 mol de moléculas de soluto 
dissolvidas em 20,0 mol de moléculas do solvente. Determine as 
frações molares do soluto e do solvente. 
 
19 – São dissolvidos 12,6 g de ácido nítrico (HNO3) em 23,4 g de 
água. Calcule as frações molares do soluto e do solvente dessa 
solução. 
 
20 – Em 356,4 g de água são dissolvidos 68,4g de sacarose 
(C12H22O11). Determine as frações molares da sacarose e da 
água. 
 
21 – Qual a % em mols de uma solução aquosa 20,0 % em massa 
de NaOH? Quais as frações molares? 
 
22 – Calcule a massa de H2SO4 e a massa de água que devem 
ser misturadas para preparar 340,0 g de solução com fração 
molar do H2SO4 igual a 0,2. 
 
23 – Determinar a fração molar do benzeno (C6H6) nas seguintes 
soluções: 
a) 1,00 g de benzeno + 1,00 g de CCℓ4; 
b) 4,00 g de benzeno + 4,00 g de CCℓ4 + 4,00 g de CS2. 
 
24 – Uma solução contém 90 g de iodeto de sódio (NaI), 36,0 g 
de hidróxido de sódio e 1,053 kg de água. Calcular as frações 
molares dos componentes da solução. 
 
25 – Calcular as frações molares do soluto e do solvente em 
uma soluçãoque contém 117,0 g de cloreto de sódio dissolvidos 
em 324,0 g de água. 
 
26 – (FURRN adaptado) Qual a fração molar do soluto e do 
solvente de uma solução preparada tomando-se 3,0 mols de 
glicose e 97,0 mols de água? 
 
27 – Qual a fração molar do componente B numa mistura 
contendo 4,0 g de A (PM = 20,0 g/mol) e 8,4g de B (PM = 28,0 
g/mol)? 
 
28 – (U.F.Fluminense-RJ) Uma solução contém 18,0 g de glicose 
(C6H12O6), 24,0 g de ácido acético (C2H4O2) e 81,0 g de água. 
Qual a fração molar do ácido acético na solução? 
 
29 – (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. 
 
30 – Determine as frações molares do soluto e do solvente numa 
solução que foi preparada dissolvendo-se 98,0 g de ácido 
sulfúrico em 162,0 g de água. 
 
Respostas 
 
1) X1 = 0,13 X2 = 0,75 X2 = 0,95 24) X1 = 0,01 
 X2 = 0,87 10) 0,149 17) 48,6 g X2 = 0,015 
2) X1 = 0,2 11) 0,091 18) X1 = 0,2 X3 = 0,975 
 X2 = 0,8 12) a) 0,004 X2 = 0,8 25) X1 = 0,1 
3) X1=0,0392 b) 0,996 19) X1 = 0,133 X2 = 0,9 
 X2=0,9608 c) 3,85 % X2 = 0,866 26) X1 = 0,03 
4) X1 = 0,01 13) a) 1764 g/L 20) X1 = 0,01 X2 = 0,97 
 X2 = 0,99 b) 18 molar X2 = 0,999 27) 0,6 
5) X1 = 0,05 c) X1 = 0,78 21) 10,12 % 28) 0,08 
 X2 = 0,95 X2 = 0,22 X1 =0,1012 29) X1 =0,0392 
6) X1 = 0,05 14) X1 = 0,0063 X2 =0,8988 X2 =0,9608 
 X2 = 0,95 X2 = 0,9936 22) m1 = 196 g 30) X1 = 0,1 
7) X1 = 0,21 15) X1 = 0,25 m2 = 144 g X2 = 0,9 
8) X1=0,0093 X2 = 0,75 23) X1 = 0,666 
9) X1 = 0,25 16) X1 = 0,05 X2 = 0,333 
 
Diluição 
 
→ Exemplos 
 
1 – Tem-se 200,0 mL de uma solução aquosa 2,0 M de KOH. 
Adicionou-se a essa solução 300,0 mL de H2O. Calcule: 
a) o volume final em mL. 500,0 mL 
b) a concentração final em mol L-1 0,8 M 
 
2 – Que volume em mL de solução aquosa 5,0 M é necessária 
para preparação de 2,0 L de uma solução aquosa 1,0 M do 
mesmo soluto? Que volume em mL de H2O deverá ser 
adicionado a essa solução para torna-la 1,0 M? 400,0 mL e 
1600,0 mL 
 
3 – Tem-se 400,0 mL de uma solução aquosa 20,0 g L-1 de 
glicose. Qual o volume em mL de água evaporado para que a 
concentração quadruplique? 300,0 mL 
 
4 – Que volume em mL de H2O deve ser adicionado a 200,0 mL 
de solução aquosa 1,5 M de glicose para que a sua concentração 
reduza a quinta parte? 300,0 mL 
 
→ Atividades 
 
1 – Para preparar 1,2 litros de solução 0,4 M de HCℓ, a partir do 
ácido concentrado (16,0M), o volume de água, em litros, a ser 
utilizado será de: 
a) 0,03. b) 0,47. c) 0,74. d) 1,03. e) 1,17. 
 
2 – Na preparação de 500,0 mL de uma solução aquosa de 
H2SO4 de concentração 3,0 mol/L, a partir de uma solução de 
concentração 15,0 mol/L do ácido, deve-se diluir o seguinte 
volume da solução concentrada: 
a) 10,0 mL b) 100,0 mL c) 150,0 mL d) 300,0 mL e) 450,0 mL 
3 – Uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4), para ser 
utilizada em baterias de chumbo de veículos automotivos, deve 
apresentar concentração igual a 4,0 mol/L.O volume total de uma 
solução adequada para se utilizar nestas baterias, que pode ser 
obtido a partir de 500,0 mL de solução de H2SO4 de concentração 
18,0 mol/L, é igual a 
a) 0,50 L b) 2,00 L c) 2,25 L d) 4,50 L e) 9,00 L 
 
4 – Em um frasco contendo 600,0 mL de solução 0,2 moI/L de 
NaOH, adicionam-se 400,0 mL de água destilada. Qual a 
concentração da solução diluída? 
 
5 – Quanto devemos acrescentar de água a um frasco de 600,0 
cm3 de solução 0,8 moI/L de HCℓ para que a solução fique com 
uma concentração de 0,6 moI/L? 
 
6 – Adicionam-se 200,0 mL de água a um frasco contendo 400,0 
mL de solução de KOH de concentração 20,0 g/L. Qual a 
concentração da solução após a adição da água? 
 
7 – Que volume de água devemos adicionar a 200,0 mL de uma 
solução de concentração 20,0 g/L de NaCℓ para que a solução 
seja diluída a 5,0 g/L? 
 
8 – Sobre a bancada do laboratório de química repousa um frasco 
aberto contendo 2,0 L de solução de NaCℓ 0,4 moI/L Após vários 
dias, verifica-se que o volume da solução reduziu-se a ¼ do 
volume inicial. Qual a concentração, em moI/L, da solução que 
restou no frasco? 
 
9 – Calcule a concentração molar de uma solução a partir de 1,0 
L de solução de KNO3 0,3 M, à qual são acrescentados 500,0 mL 
de água pura. 
 
10 – Quando adicionarmos 100,0 cm3 de água a uma solução de 
NaCℓ, obtemos 1,0 L de solução 0,09 M. Determine a molaridade 
da solução antes de acréscimo de água. 
 
11 – Diluindo-se 200,0 mL de solução 5,0 molar de ácido sulfúrico 
a 250,0 mL, qual a moralidade final? 
 
12 – 24,5 gramas de ácido ortofosfórico foram dissolvidos em 
água, até completar 200,0 mL de solução. A seguir esta solução 
foi diluída a 500,0 mL. Qual a molaridade da solução final? 
 
13 – 200,0 mL de solução 5,0 molar de ácido nítrico foram 
diluídos com água destilada, até a obtenção de uma solução 2,0 
molar. Qual o volume da solução final? 
 
14 – Qual o volume de água que se deve adicionar a 250,0 mL 
de solução 2,0 M de hidróxido de sódio, a fim de torná-la 0,5 M? 
 
15 – Covest – PE – Que volume, em mililitros, em água destilada 
devemos adicionar a um litro de solução 0,105 M, para torná-la 
exatamente 0,0100 M? 
 
16 – Fuvest- SP – Se adicionarmos 80,0 mL de água a 20,0 mL 
de uma solução 0,20 M de hidróxido de potássio, obteremos uma 
solução de concentração molar igual a: 
a) 0,010 b) 0,020 c) 0,025 d) 0,040 e) 0,050 
 
17 – Que volume de água deve ser adicionada a 10,0 cm3 de 
ácido clorídrico de concentração 0,5 moI/L para se obter ácido 
clorídrico de concentração 0,2 moI/L? 
 
18 – 800,0 mL de solução de NaOH de concentração igual a 
210,0 g/L, por evaporação perdem 100,0 mL de água. Calcule a 
concentração dessa quantidade de água. 
 
19 – Calcule a concentração da solução obtida quando a 
adicionam 300,0 mL de água a 200,0 mL da solução de glicose 
de concentração igual a 10,0 g/L. 
 
20 – Calcule o volume de água que deve ser adicionado a 500,0 
 
mL de solução a fim de que a sua concentração em moI/L seja 
reduzida a 1/5 da inicial. 
 
21 – Que volume de água deve ser adicionada a 400,0 mL de 
solução de concentração 5,0 g/L para que sua concentração fique 
igual a 2,0 g/L? 
 
22 – (UFRJ) Um aluno deseja preparar 1500,0 mL de solução 1,4 
M de ácido clorídrico diluindo uma solução 2,8 M do mesmo 
ácido. 
a) Que volume da solução mais concentrada deve ser usado? 
b) Que volume de água é necessário para esta diluição? 
 
23 – (UFPI) A uma amostra de 100,0 mL de NaOH de 
concentração 20,0 g/L foi adicionada água suficiente para 
completar 500,0 mL. A concentração, em g/L, dessa nova 
solução é igual a: 
a) 2 b) 3 c) 4 d) 5 e) 8 
 
24 – (UFRN) O volume de água, em mL, que deve ser adicionado 
a 80,0 mL de solução aquosa 0,1 M de uréia, para que a solução 
resultante seja 0,08 M, deve ser igual a: 
a) 0,8 b) 1 c) 20 d) 80 e) 100 
 
25 – (Cesgranrio – RJ) Um químico precisa preparar 80,0 mL de 
uma solução ácida 0,5 M e dispõe de uma solução ácida 2,0 M. 
Qual o volume da solução que deve ser utilizado e o volume de 
água que deverá ser adicionado. 
 
26 – Qual é a molar idade final resultante da adição de 200,0 mL 
de água pura a 200,0 mL da solução de KOH 0,8 M? 
 
27 – (UFPI) Uma solução contendo 5mℓ de NaCℓ 1 moI/L é diluída 
com água suficiente para atingir o volume de 500,0 mL. A 
concentração desta nova solução é: 
a) 0,002 M b) 0,01 M c) 0,05 M d) 0,50 M e) 10 M 
 
28 – (Fafeod-MG) Quantos cm3 de H2O temos que adicionar a 
0,50 L de solução 0,50 M a fim de torná-la 0,20 M? 
a) 1500 b) 1250 c) 1000 d) 750 e) 500 
 
Respostas 
 
1) e 11) 4,0 mol/L 21) 600,0 mL 
2) b 12) 0,5 mol/L 22) a) 750,0 mL 
3) c 13) 500,0 mL b) 750,0 mL 
4) 0,12 mol/L 14) 750,0 mL 23) c 
5) 200,0 cm3 15) 50,0 mL 24) c 
6) 13,33 g/L 16) d 25) 20,0 mL; 
7) 600,0mL 17) 15,0 mL 𝑉𝐻2𝑂 = 60,0 mL 
8) 1,6 mol 18) 240,0 g/L 26) 0,4 mol/L 
9) 0,2 mol/L 19) 4,0 g/L 27) b 
10) 0,1 mol/L 20) 2,0 L 28) b 
 
Mistura de soluções de mesmo soluto que 
não reagem entre si 
 
→ Exemplos 
 
1 – Misturou-se 400,0 mL de solução aquosa de KOH 2,0 M com 
600,0 mL de outra solução aquosa da mesma base 4,0 M. 
Calcule a concentração final em mol L-1. 3,2 M 
 
2 – Misturou-se 100,0 mL de solução aquosa de HNO3 40,0 g L-1 
com outra solução aquosa do mesmo ácido 100,0 g L-1 obtendo 
uma solução aquosa 80,0 g L-1. Calcule o volume em mL da 
solução de concentração 100,0 g L-1. 200,0 mL 
 
→ Atividades 
 
1 – 450,0 mL de uma solução de NaOH 0,5 mol/L foram 
adicionados a 150,0 mL de uma mesma solução de 0,25 mol/L. 
Qual a concentração molar da solução resultante? 
 
2 – À temperatura ambiente, misturam-se 100,0 mL de uma 
solução aquosa de MgSO4 de concentração 0,20 mol/L com 50,0 
mL de uma solução aquosa do mesmo sal, porém, de 
concentração 0,40 mol/L. A concentração (em relação ao 
MgSO4) da solução resultante será de: 
a) 0,15 M b) 0,27 M c) 0,38 M d) 0,40 M e) 0,56 M 
 
3 – Misturando-se 20,0 mL de solução de NaCℓ, de concentração 
6,0 mol/L, com 80,0 mL de solução de NaCℓ, de concentração 2,0 
mol/L, são obtidos 100,0 mL de solução de NaCℓ, de 
concentração, em mol/L, igual a: 
a) 1,4 b) 2,8 c) 4,2 d) 5,6 e) 4,0 
 
4 – Misturam-se 40,0 mL de solução de H2SO4 0,75 moI/L com 
60,0 mL de solução 0,4 moI/L do mesmo ácido. Qual a 
concentração da solução obtida pela mistura? 
 
5 – Misturam-se 2X mL de solução 0,1 moI/L de H3PO4 com 3X 
mL de solução do mesmo ácido com concentração 4,0 moI/L. 
Qual a concentração da solução obtida? 
 
6 – Colocam-se num béquer 50,0 mL de solução de KOH cuja 
concentração é de 10,0 g/L. A essa solução adiciona-se mais 
solução de KOH de concentração 15,0 g/L até completar 500,0 
mL. Qual a concentração da mistura formada? 
 
7 – Uma solução aquosa 2,0 molar de NaCℓ de volume 50,0 mL 
foi misturada a 100,0 mL de uma solução aquosa de NaCℓ 0,5 
molar. Calcule a molaridade da solução resultante. 
 
8 – 30,0 cm3 da solução 0,1 M de HNO3 foram adicionados a 20,0 
cm3 de solução 0,2 M do mesmo ácido. Calcule a molaridade da 
solução resultante. 
 
9 – Duas soluções de volumes iguais e de concentração 0,5 M e 
0,1 M foram misturadas. Determine a concentração molar da 
solução resultante. 
 
10 – 100,0 mL de uma solução de CaCℓ2 de 0,03 g/mL de 
concentração são misturados com 200,0 mL de outra solução de 
CaCℓ2, resultando uma solução de 0,04 g/mL de concentração. 
Calcule a concentração da solução de 200,0 mL. 
 
11 – São misturadas duas soluções, A e B, de um mesmo ácido, 
resultando 500,0 cm3 de solução 0,5 M. Calcule a concentração 
molar da solução B, sabendo que a solução A apresenta volume 
de 200,0 cm3 e concentração 1,0 M. 
 
12 – (CESGRANRIO) 500,0 mL de uma solução 1,0 M de H2SO4 
e 150,0 mL de uma outra solução 2,0 M de H2SO4 foram 
misturados e o volume final completado a 2500,0 mL pela adição 
de H2O. Determine a molaridade (M) da solução resultante. 
 
13 – 500,0 mL de solução 0,2 M de ácido clorídrico são 
misturados a 100,0 mL de solução 0,8 M do mesmo ácido. 
Calcule a molaridade da solução resultante. 
 
14 – Vest.Assoc. – RJ – Dois frascos, A e B, contém, 
respectivamente, soluções 0,5 M e 3,0 M de ácido nítrico. 
Usando apenas estas soluções, calcule que o volume de cada 
solução você deve usar para preparar 150,0 mL de uma solução 
1,0 M de ácido nítrico. 
 
15 – Cesgranrio – RJ - Um químico precisa preparar 80,0 mL de 
uma solução ácida 3,0 M, misturam-se duas soluções de um 
ácido forte HX: uma com concentração 5,0 M e outra, 2,5 M. 
a) 8,0 mL b) 10,0 mL c) 16,0 mL d) 20,0 mL e) 32,0 mL 
 
16 – Volumes iguais de duas soluções aquosas de NaOH de 
molaridades iguais a 0,4 M e 0,8 M, respectivamente, foram 
misturados e deram origem a uma nova solução. Determine a 
molaridade e a concentração, em g/L, da nova solução. 
 
Respostas 
 
 
1) 0,44 mol/L 9) 0,3 mol/L 
2) b 10) 0,045 g/mL 
3) b 11) 0,16 mol/L 
4) 0,54 mol/L 12) 0,32 mol/L 
5) 2,44 mol/L 13) 0,3 mol/L 
6) 14,5 g/L 14) 30,0 mL e 120,0 mL 
7) 1,0 mol/L 15) c 
8) 0,14 mol/L 16) 0,6 M 
 
Mistura de soluções de solutos diferentes 
que não reagem entre si 
 
→ Exemplos 
 
1 – Dadas as seguintes soluções, verifique se ocorre semelhança 
e, caso ocorre, diga se é quanto ao cátion ou quanto ao ânion: 
a) HNO3 e HCℓ 
b) Ba(OH)2 e KOH 
c) KCℓ e BaCℓ2 
d) HNO3 e Fe(NO3)2 
 
2 – Calcule a concentração molar dos íons presentes em cada 
solução aquosa: 
 
a) 0,2 M de KOH 
b) 0,6 M de Mg(OH)2 
c) 1,2 M de HBr 
d) 0,4 M de HNO3 
e) 1,5 M de H2SO4 
f) 0,5 M de NaI 
g) 1.5 M de Ba(NO3)2 
h) 0,8 M de PbF4 
 
3 – Misturou-se 60,0 mL de uma solução aquosa de HNO3 2,0 M 
com 40,0 mL de solução aquosa 1,0 M de H2SO4. Calcule a 
concentração molar dos íons presentes na solução após a 
mistura. [H+] = 2,0 M, [NO
−
3 ] = 1,2 M e [SO
2 −
4
] = 0,4 M 
 
4 – Misturou-se 20,0 mL de uma solução aquosa de KCℓ 1 M com 
80,0 mL de uma solução aquosa 2,0 M de AℓCℓ3. Calcule a 
concentração molar dos íons presentes na solução após a 
mistura. [K+] = 0,2 M, [Aℓ3+] = 1,6 M e [Cℓ-] = 5,0 M 
 
→ Atividades 
 
1 – Misturam-se 500,0 mL de solução de cloreto de potássio, KCℓ, 
0,2 moI/L com 500,0 mL de solução de cloreto de bário, BaCℓ2, 
0,1 moI/L. Qual a concentração de cada íon presente na solução 
obtida pela mistura? 
 
2 – Misturam-se 50,0 mL de solução de hidróxido de cálcio, 
Ca(OH)2, 0,1 moI/L com 200,0 mL de solução de hidróxido de 
sódio, NaOH, 0,5 moI/L. Qual a concentração de íons hidroxila, 
OH-, na solução obtida? 
 
3 – A 1,0 litro de solução 0,5 moI/L de cloreto de bário, BaCℓ2, 
são adicionados 4,0 L de solução 0,1 moI/L de cloreto de 
potássio, KCℓ. Quais as concentrações dos íons presentes na 
mistura obtida? 
 
4 – 500,0 mL de uma solução 0,4 M de NaCℓ são misturados com 
300,0 mL de uma solução 0,8 M de KCℓ. Calcule a concentração 
molar da solução resultante em relação a cada um dos sais e em 
relação aos respectivos íons. 
 
5 – Temos 750,0 mL de uma solução 1,0 M de Na2SO4 e 250,0 
mL de uma solução 1,0 M de NaCℓ. Calcule as concentrações 
molares em relação aos sais e em relação aos íons da solução 
resultante da mistura dessas soluções. 
 
6 – Misturando-se 75,0 mL de solução 0,2 molar de NaCℓ com 
25,0 mL de solução 0,4 molar de CaCℓ2, quais as molaridades da 
solução restante: 
a) em relação a cada um dos sais? 
b) em relação aos íons presentes em solução? 
 
7 – 200,0 mℓ de NaCℓ 2,0 M são misturados com 300,0 mℓ de 
Na2SO4 2,5 M. Qual a molaridade da solução final, em relação 
aos íons Na+, Cℓ- e SO
2
4 ? 
 
8 – Misturando-se 150,0 mL de solução 2,0 molar de NaCℓ com 
250,0 mL de solução molar de KCℓ, pergunta-se quais as 
molaridades da solução resultante em relação: 
a) ao NaCℓ 
b) ao KCℓ 
c) aos íons presentes em solução 
 
9 – 200,0 mL de solução de NaCℓ de concentração 0,3 moI/L são 
adicionados a 300,0 mL de solução de CaCℓ2 de concentração 
0,4 moI/L. Calcule as concentrações em moI/L dos íons Na+,Ca2+ 
e Cℓ – na mistura. 
 
10 – 30,0 mL de solução de Fe2(SO4)3 de concentração 0,2 moI/L 
são adicionados a 70,0 mL de solução de Fe(NO3)3 de 
concentração 0,3 moI/L. Calcule as concentrações em moI/L dos 
íons Fe3+, SO
2
4 e NO
1
3
 na mistura. 
 
11 – Misturam-se 50,0 mL de solução de NaCℓ 0,2 moI/L com 
150,0 mL de solução de CaCℓ2 0,4 moI/L. Com base nesses 
dados calcule as concentrações dos íons, Na1+, Ca2+e Cℓ1- na 
mistura. 
Respostas 
 
1) [Cℓ
1-] = 0,2 M; [K1+] = 0,1 M e [Ba2+] = 0,05 M 
2) 0,44 moI/L 
3) [Ba
2+] = 0,1 M; [ Cℓ 1-] = 0,28 M e [ K+] = 0,08 M 
4) [Na
+]=0,25 M; [K+]=0,30 M e [Cℓ1-] = 0,55 M 
5) [SO
2
4 ] = 0,75 M; [ Cℓ
 1-] = 0,25 M e [Na1+] = 1,75 M 
6) 
a) 0,15 M de NaCℓ; 0,1 M de CaCℓ2 
b) [ Na1+] = 0,15 M; [Ca2+] = 0,1 M e [Cℓ-] = 0,35 M 
7) [ Na1+] = 3,8 M; [Cℓ1-] = 0,8M e [SO2
4 ] =1,5 M 
8) 
a) 0,75 M 
b) 0,625 M 
c) [ Na1+] = 0,75 M; [K1+] = 0,625 M e [Cℓ-] = 1,375 M 
9) [Na
+] = 0,12 M; [Cℓ1-] = 0,6 M e [Ca2+] = 0,24 M 
10) [Fe3+] = 0,33 M; [SO
2
4 ] = 0,18 M e [NO
1
3
] = 0,63 M 
11) 
 
 
Mistura de soluções de solutos diferentes que 
reagem entre si 
 
→ Exemplos 
 
1 – 100,0 mL de solução de NaOH reagem completamente com 
30,0 mL de HCℓ 2,0 molar. Determine: 
a) a massa de NaOH presente na solução. 2,4 g 
b) a concentração molar da solução de NaOH. 0,6 mol/L 
 
2 – Uma amostra impura de KOH, com massa igual a 16,8 g, foi 
dissolvida em água até obter-se 300,0 mL de solução. Uma 
amostra de 250,0 mL desta solução foi neutralizada totalmente 
por 50,0 mL de solução de H2SO4 2,0 molar. Admitindo que as 
impurezas não reagem com ácido, determine a molaridade da 
solução de KOH e o teor de pureza do KOH. 0,8 M e 80,0 % 
 
3 – Um sistema é formado pela mistura de 0,15 L de uma solução 
aquosa 1,0 molar de HCℓ e 250,0 mL de uma solução aquosa 2,0 
molar de NaOH. Responda às questões a respeito deste sistema. 
a) A solução final tem caráter ácido, básico ou neutro? Básico 
b) Qual a molaridade do reagente em excesso, caso exista, na 
solução final? 0,875 M 
c) Qual a molaridade do sal produzido na solução final? 0,375 M 
 
→ Atividades 
 
 
1 – 200,0 mL de solução aquosa de Ca(OH)2 1,6 molar são 
utilizados para neutralizar completamente 100,0 mL de HNO3(aq). 
Qual a molaridade da solução ácida? 
 
2 – Para realizar a titulação de 20,0 mL de NaOH(aq) de 
molaridade desconhecida, foram utilizados 50,0 mL de H2SO4(aq) 
0,2 molar. Qual a molaridade do NaOH(aq)? 
 
3 – Um estudante verifica que 20,0 mL de KOH(aq) 0,3 molar são 
necessários para neutralizar uma amostra de 30,0 mL de HCℓ(aq). 
Determine a molaridade do HCℓ(aq). 
 
4 – 20,0 mL de uma solução de hidróxido de sódio são 
neutralizados por 50,0 mL de uma solução 0,1 molar de ácido 
clorídrico. Calcule: 
a) a molaridade da solução de hidróxido de sódio; 
b) a concentração da solução de hidróxido de sódio em g/L. 
 
5 – Qual o volume de Mg(OH)2 0,4 molar em mililitros, necessário 
para neutralizar 80,0 mL de HCℓ 1,5 molar? 
 
6 – Que massa de carbonato de cálcio é necessária para 
neutralizar 20,0 mL de H2SO4(aq) de concentração 490 g/L? 
 
7 – Qual a massa de ácido fórmico, HCOOH, que, dissolvida em 
500,0 mL de água, resulta em uma solução que é completamente 
neutralizada por 500,0 mL de uma solução 1,0 molar de NaOH? 
HCOOH + NaOH HCOONa + H2O 
 
8 – O fenômeno da chuva ácida acontece quando existem 
poluentes, derivados de óxidos de nitrogênio e de enxofre, 
misturados nas gotículas de água que formam as nuvens. Dentre 
os sérios problemas que podem acontecer em decorrência desta 
poluição, está a ação dos ácidos sobre as estruturas de ferro, 
cimento, mármore, etc. Uma das reações que representam esta 
ação é: 
CaCO3 + H2SO4 CaSO4 + H2O + CO2 
 
Qual o volume em litros, de ácido sulfúrico 0,50 molar que pode 
reagir com 25,0 g de carbonato de cálcio, nesta reação? 
 
9 – Um tablete do antiácido leite de magnésia contém 0,583 g de 
hidróxido de magnésio. Determine em litros, o volume de solução 
de HCℓ 0,010 M que neutraliza esse tablete. 
 
10 – O eletrólito empregado em baterias de automóvel é uma 
solução aquosa de ácido sulfúrico. Uma amostra de 7,50 mL de 
solução de uma bateria requer 40,0 mL de hidróxido de sódio 
0,75 molar para sua neutralização completa. Calcule a 
concentração molar do ácido na solução da bateria. 
 
11 – Calcular a molaridade de uma solução de ácido sulfúrico, 
sabendo que 30,0 mL desta solução, quando tratadas por uma 
solução de cloreto de bário, produzem um precipitado branco 
que, lavado, seco e pesado, acusa 0,466 g. 
 
12 – Coloca-se num erlenmeyer 0,3 g de KOH com impurezas e 
dissolve-se em água. Para titular a solução formada, foram 
consumidos 25,0 mL de solução de HCℓ 0,2 M. Qual o grau de 
pureza do KOH? 
 
13 – Alguns produtos de limpeza doméstica consistem 
basicamente de solução aquosa de amônia. Para reagir 
completamente com a amônia presente em 5,00 mL de amostra 
de um determinado produto de limpeza, foram necessários 31,20 
mL de ácido clorídrico 1,00 molar. A reação que ocorre é: 
NH3(aq) + HCℓ(aq) NH4Cℓ(aq) 
a) Calcule a concentração molar de amônia na amostra. 
b) Supondo a densidade da solução de amônia igual a 1,0 g/mL, 
calcule a porcentagem em massa de amônia presente na 
amostra. 
 
14 – Para determina a porcentagem de prata em uma liga, um 
analista dissolve uma amostra de 0,800 g da liga em ácido nítrico. 
Isto causa a dissolução da prata como íons Ag+. A solução é 
diluída com água e titulada com uma solução 0,150 mol/L de 
tiocianato de potássio, KSCN. É formado, então, um precipitado: 
Ag+ + SCN- AgSCN(s) 
E o analista descobre que são necessários 42,0 mL de solução 
de KSCN para a titulação. Qual é a porcentagem em massa de 
prata na liga? 
 
15 – Uma indústria comprou hidróxido de sódio como matéria-
prima, sabendo que o material apresentava impurezas inertes ao 
HCℓ. Certa amostra de 3,0 g daquele álcali foi neutralizada por 20 
mL de HCℓ 3,0 molar. Pede-se: 
a) a porcentagem de pureza do NaOH; 
b) a massa do material necessária para a preparação de 1 L de 
solução 1 molar. 
 
16 – Por lei, o vinagre (solução aquosa de ácido acético) pode 
conter no máximo, 4,0 % em massa de ácido acético (C = 0,67 
mol/L). Suponha que você queira verificar se o vinagre utilizado 
em sua casa atende as especificações legais. Para isto, você 
verifica que 40,0 mL de vinagre são completamente neutralizados 
por 15,0 mL de uma solução aquosa de NaOH 2,0 molar. A que 
conclusão você chega? 
 
17 – Misturam-se 50,0 mL de solução aquosa 0,1 molar de ácido 
sulfúrico com 50,0 mL de solução aquosa 0,40 molar de hidróxido 
de sódio. Completada a reação: 
a) o meio estará ácido ou básico? Justifique. 
b) qual a concentração, em mol/L do ácido ou da base 
remanescente? 
c) Qual a concentração em relação ao sal formado? 
 
18 – Juntando-se 300,0 mL de HCℓ 0,4 M com 200,0 mL de NaOH 
0,6 M, pergunta-se: 
a) o meio estará ácido ou básico? Justifique. 
b) qual a concentração, em mol/L do ácido ou da base 
remanescente? 
c) Qual a concentração em relação ao sal formado? 
 
19 – Resolva as questões a seguir: 
a) calcule a massa em gramas de hidróxido de sódio (NaOH) 
necessárias para preparar 50,0 mL de solução 0,1 mol/L. 
b) misturando a solução preparada no item a com 50,0 mL de 
solução HCl 0,3 mol/L, qual será a concentração, mol/L, do sal 
formado e do reagente em excesso? 
 
20 – O hidróxido de sódio (NaOH) neutraliza completamente o 
ácido sulfúrico (H2SO4). Determine o volume, em litros, de uma 
solução de ácido sulfúrico, 1,0 mol/L, que reage com 0,5 mol de 
NaOH. 
 
21 – Um sistema é formado pela mistura de 0,15 L de uma 
solução aquosa 1,0 mol/L de HCℓ e 250 mL de uma solução 
aquosa 2,0 mol/L de NaOH. Responda: 
a) A solução final (sistema) tem caráter ácido, básico ou neutro? 
Justifique. 
b) Qual a concentração (em mol/L) do reagente em excesso, 
caso exista, na solução final? 
 
Respostas 
 
1) 6,4 mol/L 12) 93,33 % 18) 
2) 1,0 M 13) a) Neutro 
3) 0,2 M a) 6,24 M b) Zero 
4) b) 10,608 % c) 0,24 M 
a) 0,25 molar 14) 85,05 % 19) 
b) 10,0 g/L 15) a) 0,20 g 
5) 150,0 mL a) 80,0 % b) 0,05 mol/L e 0,1 mol/L 
6) 10,0 g b) 50,0 g 20) 0,25 L 
7) 23,0 g 16) 21) 
8) 0,5 L 17) a) básica 
9) 2,0 L a) Básico b) 0,875 mol/L 
10) 2,0 M b) 0,1 M 
11) 0,066 M c) 0,05 M 
 
 
Propriedades Coligativas 
 
Definição: São aquelas propriedades que dependem da 
concentração das partículas em solução e não da natureza delas. 
 
Pressão de vapor (PV): chamamos de pressão de vapor à 
pressão exercida pelo vapor emanado do líquido. 
 
Pressão máxima de vapor (PMV): é quando o número de 
moléculas de vapor é máximo (número de moléculas que passa 
para o estado de vapor é exatamente igual ao número de 
moléculas de vapor que se condensam) e, pelo fato de se 
colidirem contraas paredes internas do recipiente e contra a 
superfície livre do líquido, exercem pressão. 
 
Observação: Um líquido só evapora quando a energia cinética de 
suas moléculas excede o trabalho de coesão aplicado pela tensão 
superficial à superfície do líquido 
 
Fatores que alteram a PMV: 
 
Altitude 
 
Quanto maior a altitude, menor a PA sendo assim, menor a força 
exercida sobre a superfície do líquido sendo assim, os líquidos 
apresentam maior PMV. 
Quanto menor a altitude, maior a PA sendo assim, maior a força 
exercida sobre a superfície do líquido sendo assim, os líquidos 
apresentam menor PMV. 
 
Temperatura 
 
Quanto maior a temperatura do líquido, maior a energia cinética 
fornecida às moléculas sendo assim, mais facilmente elas 
excedem o trabalho de coesão aplicado pela tensão superficial à 
superfície do líquido, apresentando assim maior PMV. 
Quanto menor a temperatura do líquido, menor a energia cinética 
fornecida às moléculas sendo assim, mais dificilmente elas 
excedem o trabalho de coesão aplicado pela tensão superficial à 
superfície do líquido, apresentando assim menor PMV. 
 
Natureza das partículas 
 
Quanto mais forte a interação intermolecular, mais difícil é a 
evaporação do líquido sendo assim, menor a PMV. 
Quanto mais fraca a interação intermolecular, mais fácil é a 
evaporação do líquido sendo assim, maior a PMV. 
 
Exemplos 
 
1) Coloque os líquidos em ordem crescente de PMV e justifique. 
Gasolina (C8H18), Água (H2O) e Ácido clorídrico (HCℓ) 
 
2) Por que um frasco de álcool aberto na cidade X (1800 m de 
altitude) seca mais rápido que na cidade Y (600 m de altitude)? 
Justifique. 
 
3) Duas salas encontram-se climatizadas nas seguintes 
temperaturas: 
 
Sala 1: 18 ºC Sala 2: 30 ºC 
 
Em ambas as salas, derramou-se 50 mℓ de álcool etílico (álcool 
comum). Em qual sala o álcool secará primeiro? 
 
4) Analise o gráfico e responda: 
 
a) Qual o líquido mais volátil? 
b) Qual o líquido menos volátil? 
c) A 90 ºC, qual a pressão de vapor da água? 
d) A 300 mmHg, qual a temperatura de ebulição do éter dietílico? 
e) A 200 mmHg, quais as temperaturas de ebulição aproximada 
dos líquidos? 
f) Qual líquido apresenta maior temperatura de ebulição? 
g) Qual líquido apresenta menor temperatura de ebulição? 
 
 
Tonoscopia 
 
É o estudo do abaixamento da pressão de vapor de um líquido 
causado pela adição de um soluto não volátil. Quanto maior o 
número de partículas em solução, maior será o abaixamento, e 
portanto menor será a pressão de vapor do solvente. 
 
Ebulioscopia 
 
É o estudo da elevação da temperatura de ebulição de um líquido 
causada pela adição de um soluto não volátil. Quanto maior o 
número de partículas do soluto em solução, maior será a 
temperatura de ebulição. 
 
Observações: 
1 – Quando ocorre a ebulição de um líquido? 
Um líquido entra em ebulição quando sua pressão de vapor se 
iguala à pressão atmosférica local. 
 
2 – A altitude altera a temperatura de ebulição de um líquido? 
Quanto maior a altitude onde o líquido se encontra, menor será a 
temperatura necessária para igualar sua pressão de vapor com a 
pressão atmosférica e, consequentemente, menor será a 
temperatura de ebulição do líquido. 
 
Crioscopia 
 
É o estudo do abaixamento da temperatura de solidificação 
(congelamento) de um solvente causado por adição de um soluto 
não volátil. Quanto maior o número de partículas do soluto em 
solução, menor será a temperatura de congelação. 
 
Osmoscopia 
 
É o estudo da osmose. 
 
O que é membrana semipermeável? 
Membrana que só permite passagem de moléculas do solvente e 
impede a passagem do soluto. 
 
O que é difusão? 
É o movimento espontâneo entre partículas de substâncias 
diferentes, que se misturam, dando origem a uma solução. 
 
O que é osmose? 
Passagem de solvente através de uma membrana semipermeável 
do meio menos concentrado para o meio mais concentrado. 
 
Quando ocorre a osmose? 
Quando as concentrações dos meios são diferentes 
 
Qual o objetivo da osmose? 
Igualar as concentrações dos meios 
 
O que é pressão osmótica? 
É a pressão mínima que devemos exercer sobre uma solução 
para impedir que a solução seja diluída por osmose. 
Quanto maior o número de partículas do soluto em solução, maior 
será a pressão osmótica. 
 
 
Como se classificam as soluções de acordo com a pressão 
osmótica? 
Hipotônica: Solução de menor pressão osmótica 
Hipertônica: Solução de maior pressão osmótica 
Isotônicas: Duas soluções de mesma pressão osmótica 
 
O que é osmose reversa? 
Passagem de solvente através de uma membrana 
semipermeável do meio mais concentrado para o meio menos 
concentrado. 
 
Quando ocorre a osmose reversa? 
Quando se exerce uma pressão sobre a solução mais 
concentrada maior do que a pressão osmótica. 
 
Exercícios 
 
1 – O que é pressão máxima de vapor de um líquido e quando ela 
ocorre? 
 
2 – O que é um líquido volátil? 
 
3 – Quais os fatores influem na pressão de vapor de um líquido? 
 
4 – Quando que um líquido evapora? 
 
5 – Explique a relação existente entre pressão de vapor e: 
 
a) temperatura 
b) interações intermoleculares 
c) presença de soluto não volátil 
d) número de partículas de soluto não volátil em solução 
 
6 – “As propriedades coligativas dependem da natureza do 
soluto”. Esta afirmativa é verdadeira ou falsa? Justifique. 
 
7 – Em Belo Horizonte a água pura entra em ebulição a uma 
temperatura menor do que 100°C. Justifique. 
 
8 – Num hospital de dez andares em meio uma capital, ocorreu 
derramamento de álcool absoluto em dois andares climatizados. 
O terceiro andar encontrava-se a 15°C e o quinto andar a 25°C. 
Em qual andar o álcool irá evaporar mais rápido? Justifique. 
 
9 – Explique por qual motivo os alimentos cozinham mais rápido 
em panela de pressão. 
 
10 – Um perfume no corpo de uma mesma pessoa tem maior 
durabilidade no inverno ou no verão? Justifique. 
 
11 – Uma cozinheira moradora do pico de uma montanha ao 
mudar-se para o sopé da montanha percebeu que os alimentos 
cozinhavam mais rápido. Explique a observação da cozinheira. 
 
12 – O que são propriedades coligativas? De que fator elas 
dependem? 
 
13 – O que ocorre com a pressão de vapor e com os pontos de 
ebulição e de congelação de um líquido quando este dissolve 
quantidade de um soluto não volátil? 
 
14 – Considere a seguinte tabela, que mostra a pressão de vapor 
de A, B, C e D à mesma temperatura: 
 
Substância Pressão de vapor 
A 78,25 mmHg 
B 12,03 mmHg 
C 28,34 mmHg 
D 148,12 mmHg 
 
a) Qual das substâncias é mais volátil? 
b) Qual é menos volátil? 
c) Qual apresenta o maior ponto de ebulição? 
d) Qual apresenta o menor ponto de ebulição? 
e) Coloque as substâncias em ordem crescente de ponto de 
ebulição. 
 
15 – O que é: 
 
a) Tonoscopia b) Ebulioscopia 
c) Crioscopia d) Osmoscopia 
 
16 – Quando que um perfume apresenta maior durabilidade? 
 
17 – Comente a frase: “Este perfume é álccol puro”. 
 
18 – Por que o álcool em gel (70 %) é mais recomendado para o 
uso doméstico do que o álcool 96 %? 
 
19 – Por que as águas de rios e lagos evaporam mais do que a 
água do mar? 
 
20 – Explique: Café (preparado) não ferve em banho-maria. 
 
21 – Por que um ovo cozinha mais rápido em água com sal 
dissolvido? 
 
22 – Por que uma queimadura com leite fervendo é bem pior do 
que com água fervendo? 
 
23 – Em países que nevam, costuma-se jogar sal na estrada para 
derreter a neve. Explique. 
 
24 – Em países árticos, a temperatura das águas fica abaixo de 
0°C, mas, não congela. Explique. 
 
25 – Colocando-se no congelador de uma geladeira 2 copos com 
o mesmo volume de suco de frutas e água, qual congela 
primeiro? Justifique. 
 
26 – Explique como funciona uma salmoura. 
 
27 – Em países que possuem baixa temperatura em determinada 
época do ano, coloca-se etileno-glicol na água do radiador. 
Explique. 
 
28 – Quando que ocorre osmose? 
 
29 – Qual o objetivo da osmose? 
 
30 – O queé uma membrana semipermeável? 
 
31 – Explique os termos: 
 
a) hipertônico 
b) isotônico 
c) hipotônico 
 
32 – O que é pressão osmótica? 
 
33 – Como ocorre a osmose reversa? Cite uma aplicação. 
 
34 – Explique por que: 
 
a) Ao temperarmos uma salada de alface com sal, a mesma 
murcha. 
b) Uma pessoa que fica muito tempo se banhando ao mar, sente 
uma sede intensa. 
c) Um peixe de água doce não sobrevive em água do mar. 
d) No nordeste do Brasil, costumam salgar a carne a fim de 
produzir carne de sol. 
e) Um náufrago ao beber água do mar desidrata com mais 
rapidamente. 
f) Uma donzela ao receber um buquê de rosas, coloca-o num 
jarro com água. 
 
 
35 – Dadas as soluções: 
 
I  0,5 molar de KI 
II  0,5 mol/L de BaBr2 
III  0,5 M de AℓI3 
IV  90 g/L de glicose (C6H12O6) 
V  0,5 molar de Aℓ2(SO4)3 
 
Coloque-as em ordem crescente de: 
 
a) Pressão de vapor. 
b) Temperatura de ebulição. 
c) Temperatura de congelação. 
d) Pressão osmótica. 
 
 
36 – Dadas as soluções: 
 
I  0,2 mol/L de NaBr 
II  0,5 mol/L de In(OH)3 
III  0,3 mol/L de FeF2 
IV  273,6 g/L de glicose (C12H22O11) 
V  1,0 mol/L de Fe3(PO4)2 
 
Qual solução apresenta: 
 
a) Maior pressão de vapor? 
b) Menor pressão de vapor? 
c) Maior temperatura de ebulição? 
d) Menor temperatura de ebulição? 
e) Maior temperatura de congelação? 
f) Menor temperatura de congelação? 
g) Maior pressão osmótica? 
h) Menor pressão osmótica? 
 
 
37 – Certas propriedades físicas de um solvente, tais como 
temperatura de ebulição e de solidificação, são alteradas 
quando nele dissolvemos um soluto não-volátil. Para se verificar 
esse fato, quatro sais distintos foram dissolvidos em frascos 
contendo a mesma quantidade de água, formando as soluções 
I, II, III e IV, como indica o esquema a seguir: 
 
 
Assinale a alternativa que apresenta soluções em ordem 
CRESCENTE de abaixamento da temperatura de solidificação. 
 
a) IV < I < II < III 
b) III < I < II < IV 
c) IV < II < I < III 
d) III < II < I < IV 
 
 
38 – Adicionando 0,1 mol de KNO3 em 5 litros de água e 0,1 mol 
de Na2SO4 também em 5 litros de água, qual solução 
apresentará maior temperatura de ebulição? Justifique. 
 
39 – Dadas as soluções: 
 
A  0,1 mol/L de KNO3 
B 0,1 mol/L de MgCℓ2 
C  0,3 mol/L de glicose (C6H12O6) 
D  0,15 mol/L de K2SO4 
 
a) Qual apresenta, a uma mesma temperatura, a maior pressão 
osmótica? Justifique. 
b) Quais soluções apresentam a mesma pressão de vapor, a 
mesma temperatura de ebulição, a mesma temperatura de 
solidificação e a mesma pressão osmótica? Justifique. 
 
40 – Considere as soluções aquosas indicadas abaixo: 
 
Solução A: Solução 0,1 M de sacarose (C12H22O11) 
Solução B: Solução 0,02 M de glicose (C6H12O6) 
Solução C: Solução de concentração 1,8 g/L de glicose. 
 
a) Qual tem maior pressão osmótica? 
b) Qual tem menor temperatura de inicio de ebulição? 
c) Em qual a água tem maior pressão de vapor? 
d) Qual tem menor temperatura de solidificação? 
 
 
41 – Considere os sistemas: 
 
A: Água pura 
B: Solução 0,1 M de glicose (C6H12O6) 
C: Solução 0,1 M de Ca(NO3)2 
D: Solução de KBr de concentração 23,8g/L 
 
a) Qual tem a maior pressão de vapor? 
b) Qual tem a menor pressão de vapor? 
c) Qual tem a temperatura de congelação mais baixa? 
d) Qual tem a menor temperatura de ebulição? 
 
 
42 – “Soluções aquosas de mesma concentração molar (de 
solutos diferentes) terão temperaturas de início de ebulição 
iguais”. Tal afirmação é correta? Justifique. 
 
 
43 – A panela de pressão permite que alimentos sejam cozidos 
em água muito mais rapidamente do que em panelas 
convencionais. Sua tampa possui uma borracha de vedação que 
não deixa o vapor escapar a não ser através de um orifício sobre 
o qual assenta um peso (válvula) que controla a pressão. O 
esquema da panela de pressão e um diagrama de fases da água 
são apresentados abaixo. A pressão exercida pelo peso da 
válvula é de 0,4 atm e a pressão atmosférica local é de 1,0 atm. 
 
 
 
De acordo com as informações do enunciado e do gráfico acima, 
assinale a(s) proposição(ões) CORRETA(S). 
 
(01) A água, dentro da panela de pressão, entrará em ebulição a 
110°C. 
(02) Reduzindo o peso da válvula pela metade, a água entrará em 
ebulição a 100°C. 
(04) Aumentando a intensidade da chama sob a panela, a pressão 
interna do sistema aumenta. 
(08) Se, após iniciar a saída de vapor pela válvula, a temperatura 
for reduzida para 60°C, haverá condensação de vapor d'água até 
que a pressão caia para 0,5 atm. 
(16) Na vaporização da água o principal tipo de interação que está 
sendo rompida entre as moléculas são ligações de hidrogênio. 
 
 
Termoquímica 
 
Estudo da variação de calor em processos químicos. 
 
Definições: 
 
Hr – entalpia de reagentes 
Hp – entalpia de produtos 
∆H – variação de entalpia 
∆H = Hp – Hr 
 
Reação endotérmica Reação exotérmica 
 
∆H > 0 ou ∆H + 
Hp > Hr 
∆H < 0 ou ∆H – 
Hp < Hr 
 
Reações 
 
A + B → C ∆H = + ___ cal 
A + B + ___ cal → C 
A + B → C - ___ cal 
X + Y → Z ∆H = -___ cal 
X + Y → Z + ___ cal 
X + Y - ___ cal → Z 
 
Gráficos 
 
 
 
 
 
 
 
 
Observações: 
►Mudança de Estado Físico x ∆H 
 
 
 
►Ligações x ∆H 
 
. Quebra de ligações → endotérmica 
. Formação de ligação → exotérmica 
 
►Unidades de medida 
cal: calorias 
j: joule 
 
►Relação entre medidas 
 
1 cal ___________ 4,2 j 
 
Equações Termoquímicas 
 
►Entalpia de formação 
Ou entalpia “0” é a entalpia atribuída às substâncias simples em 
sua forma alotrópica mais estável. 
 
Substância Forma alotrópica 
Hidrogênio H2(g) 
Oxigênio O2(g) 
Cloro Cℓ2(g) 
Flúor F2(g) 
Nitrogênio N2(g) 
Ferro Fe(s) 
Carbono C(grafite) 
Enxofre S(rômbico) 
Fósforo P(vermelho) 
 
►Entalpia de combustão 
Ou de queima, trata-se da reação da substância (combustível) 
com O2(g) (comburente) onde: 
 
Se tiver Forma 
C CO2(g) 
H H2O(ℓ) 
S SO2(g) 
 
Exemplos 
 
1 – Classifique os processos quanto a variação de calor: 
 
a) Derretimento de chocolate 
b) Congelamento de sorvete 
c) Evaporação de perfume 
d) Embaçamento do espelho durante o banho 
 
2 – Classifique as reações quanto a variação de calor: 
 
a) M + N → O ∆H = 40 cal 
b) S + T + 130 cal → Z 
c) X + P – 200 kcal → W 
d) E + F → G ∆H = - 120 cal 
e) K + L → N + 20 cal 
f) T + U → Y – 50 cal 
g) 2N → N2 
h) NH3 → N + 3H 
i) I2 (s) → I2(g) 
 
 
3 – Faça as conversões: 
a) 2000 cal em kcal 
b) 4000 cal em kcal 
c) 2000 kj em J 
d) 100000 J em kj 
e) 2000 cal em J 
f) 3400 J em cal 
g) 126000 kj em kcal 
h) 21000 J em kcal 
i) 105000 kj em cal 
j) 4000 cal em kj 
 
 
 
4 – Em relação a cada gráfico forneça: 
 
● Hr ● Hp ● ∆H ● Classificação ● Reação 
 
a) 
 
 
b) 
 
 
5 – Faça a reação de formação das seguintes substâncias: 
 
a) H2O(ℓ) b) CO(g) c) HNO2(ℓ) d) H2SO3(ℓ) e) C8H18(g) 
f) HF(g) g) PH3(g) h) C4H6O4(ℓ) i) C5H12(g) j) H4P2O7(ℓ) 
 
6 – Faça a reação de combustão das seguintes substâncias: 
 
a) C4H10(g) f) C7H12(g) 
b) C3H6(g) g) C3H6O(g) 
c) C2H6(g) h) C3H8O(g) 
d) C5H12(g) i) C4H8O(g) 
e) C10H22(g) j) C7H6O(g) 
 
7 – Analise a equação termoquímica representada abaixo para 
responder ao que se pede: 
 
2H2(g) + O2(g) 2H2O(ℓ) ∆H = - 285,8 kJ 
 
a) Qual a quantidade de calor liberada na formação de 1 mol de 
H2O(ℓ)? 
b) Qual a quantidade de calor liberado na formação de 36 g de 
H2O(ℓ)? 
c) Qual a quantidade de calor liberado na formação de 90 g de 
H2O(ℓ)? 
 
8 – Analise a equação termoquímica representada abaixo para 
responder ao que se pede: 
 
C6H12O6(s) + 6O2(g)  6CO2(g) + 6H2O(ℓ) ∆H = - 2820 kJ 
 
a) Qual a quantidade de calor liberada na queima de 5 mol de 
C6H12O6(s)? 
b) Qual a quantidade de calor liberado na queima de 90 g de 
C6H12O6(s)? 
c) Qual a quantidade de calor liberado na queima de 720 g de 
C6H12O6(s)? 
 
9 – Analise os esquemas mostrados a seguir para responder às 
questões: 
Tempo necessário, em média, para um adulto gastar 
a energia de alguns alimentos 
 
Hambúrguer com queijo 470kcal 
Em repouso 6 horas e 30 minutos 
Andando 82 minutos 
Jogando tênis 61 minutos 
Nadando 43 minutos 
Pedalando 39 minutos 
Correndo 32 minutos 
 
Sorvete 255 kcal 
Em repouso 3 horas e 30 minutos 
Andando 45 minutos 
Jogando tênis 33 minutos 
Nadando 23 minutos 
Pedalando 21 minutos 
Correndo 37 minutos 
 
Fatia de pizza 185 kcal 
Em repouso 2 horas e 32 minutos 
Andando 32 minutos 
Jogando tênis 24 minutos 
Nadando 17 minutos 
Pedalando 15 minutos 
Correndo 12 minutos 
 
Maçã 70 kcal 
Em repouso 52 minutos 
Andando 12 minutos 
Jogando tênis 9 minutos 
Nadando 7 minutos 
Pedalando 6 minutos 
Correndo 5 minutos 
 
a) Qual dos alimentos mostrados fornece mais energia? 
b) Qual dos alimentos mostrados fornece menos energia? 
c) Se uma pessoa tomar dois sorvetes, quanto tempo em repouso 
ela levará para gastar a energia que eles fornecem? E se estiver 
pedalando? 
d) Se uma pessoa come três maçãs, ela consegue energia para 
nadar quanto tempo? E para caminhar? 
e) O que fornece mais energia: um hambúrguer com queijo ou 
quatro maçãs? 
f) Realizando uma mesma atividade, leva-se mais tempo para 
gastar a energia de três fatias de pizza ou de dois sorvetes? 
g) Qual dos alimentos mostrados pode engordar mais facilmente 
uma pessoa? 
h) Admitindo que uma pessoa vá correr por 34 minutos e que a 
energia necessária para isso seja obtida exclusivamente por meio 
da ingestão de sorvete, quantos sorvetes iguais ao mostrado no 
esquema ela deve ingerir? 
i) Converta o conteúdo calórico de cada um dos quatro alimentos 
para kJ. 
 
10 – O eteno (etileno) é utilizado na fabricação de polietileno, um 
tipo de plástico muitíssimo importante na atualidade, pois serve 
para confecção de sacos para embalagem, toalhas de mesa, 
cortina de banheiro etc. Calcule o calor de combustão do eteno, 
com base nos dados da tabela a seguir: 
 
Substância 𝑯𝒇
𝟎 (kcal/mol a 25 ºC) 
C2H4(g) +12,5 
CO2(g) -94,1 
H2O(ℓ) -68,3 
 
C2H4(g) + 3O2(g) 2CO2(g) + 2H2O(ℓ) 
 
11 – De acordo com a equação abaixo e os dados fornecidos, 
 
C2H2(g) + 
𝟓
𝟐
O2(g)  2CO2(g) + H2O(ℓ) 
 
Dados: 
𝐻𝑓
0 do C2H2(g) = +226,5 kJ/mol 
𝐻𝑓
0 do CO2(g) = -393,3 kJ/mol 
𝐻𝑓
0 do H2O(ℓ) = -285,5 kJ/mol 
 
Determine o valor da entalpia de combustão do acetileno (C2H2(g)). 
 
12 – Dada a reação de combustão: 
 
CH3OH(g) + 
𝟑
𝟐
O2(g)  CO2(g) + 2H2O(ℓ) ∆H = -240 kJ 
 
Substância 𝑯𝒇
𝟎 (kJ/mol a 25 ºC) 
CO2(g) -394 
H2O(ℓ) -286 
 
Com base nessas informações, determine a entalpia de formação 
do CH3OH(g). 
 
13 – Com base nos dados da tabela: 
 
Ligação Energia de ligação (kJ/mol) 
H—H 436 
Cℓ—Cℓ 243 
H—Cℓ 432 
 
Determine o ∆H da reação representada, em kJ por mol de HCℓ(g). 
 
H2(g) + Cℓ2(g)  2HCℓ(g) 
 
14 – O gás cloro (Cℓ2), amarelo-esverdeado, é altamente tóxico. 
Ao ser inalado, reage com a água existente nos pulmões, 
formando ácido clorídrico (HCℓ) – um ácido forte, capaz de causar 
grandes lesões internas, conforme a seguinte equação: 
 
Cℓ2(g) + H2O(g)  HCℓ(g) + HCℓO(g) 
 
Ligação Energia de ligação (kJ/mol) 
H—O 464 
Cℓ—Cℓ 243 
H—Cℓ 431 
Cℓ—O 205 
 
Utilizando os dados constantes na tabela, determine a variação de 
entalpia da reação. 
 
15 – Utilizando os dados contidos na tabela, determine a variação 
de entalpia da reação: 
 
3H2(g) + N2(g)  2NH3(g) 
 
Ligação Energia de ligação (kJ/mol) 
H—H 432 
N≡N 942 
H—N 386 
 
16 – Determine a variação de entalpia da seguinte reação: 
)(3)(2)(42 2 ggl NHHHN  
 
A partir das estapas: 
 
)(42)(2)(2 2 lgg HNHN  ∆H = + 51 kJ/mol 
)(3)(2)(2 23 ggg NHHN  ∆H = - 92 kJ/mol 
 
17 – Calcule o ∆H da reação: 
)()(4)(2)(42 426 gggg HFCFFHC  
 
Dados: 
 
)()(2)(2 422 ggg HFFH  ∆H = -1.092 kJ/mol 
)(4)(2.)( 242 gggraf CFFC  ∆H = -1.360 kJ/mol 
)(42)(2.)( 22 gggraf HCHC  ∆H = -52 kJ/mol 
 
Exercícios 
 
1 – Em alguns dias a umidade relativa do ar está tão alta que nós 
nos sentimos como se estivéssemos dentro de uma sauna. As 
pessoas reclamam o tempo todo que está muito “abafado”. 
Explique, usando termos termoquímicos, por que isso acontece. 
 
2 – Complete as frases abaixo, colocando as palavras: 
endotérmico,exotérmico, libera ou absorve: 
 
 "A fusão do gelo é um fenômeno que _____________ energia, 
portanto trata-se de um processo ___________________. Já a 
combustão do etanol ______________ 
energia e é classificado como um processo 
__________________." 
"Quando a água do mar evapora podemos dizer que suas 
moléculas _____________ a energia proveniente do sol." 
 
3 – Ao derramar álcool em seu braço, você sente um resfriamento 
na pele. Este fenômeno físico é exotérmico ou endotérmico? 
Justifique. 
 
4 – Ao observarmos o nível do mercúrio de um termômetro que 
está em um recipiente no qual está ocorrendo uma reação 
exotérmica notamos: 
 
a) Que o nível do mercúrio na escala do termômetro aumenta, pois 
a reação libera energia para o bulbo do termômetro. 
b) Que o nível do mercúrio na escala do termômetro diminui, pois 
a reação libera energia para o bulbo do termômetro. 
c) Que o nível do mercúrio na escala do termômetro aumenta 
porque o sistema ganha energia. 
d) Que o nível do mercúrio na escala do termômetro diminui 
porque o sistema ganha energia. 
e) Que o nível do mercúrio na escala do termômetro diminui 
porque o sistema perde energia. 
 
5 – Classifique os processos em endotérmicos ou exotérmicos: 
 
a) Queima da gasolina 
b) Fusão do gelo 
c) Solidificação do álcool 
d) Fotossíntese 
e) Fusão nuclear 
f) evaporação da água 
g) Cozimento de um ovo 
h) Explosão de dinamite 
i) iodo(sólido)  iodo(vapor) 
j) condensação do vapor de água 
k) Escurecimento do açúcar quando 
aquecido 
 
6 – Classifique as equações termoquímicas a seguir em 
endotérmicas e exotérmicas. 
 
a) H2(g) + 
1
2
O2(g) H2O(ℓ) + 285,8 kJ 
b) 
1
2
H2(g) + 
1
2
Cℓ2(g)  HCℓ(g) ∆H = -92,5 kJ/mol 
c) 
1
2
H2(g) + 
1
2
F2(g)  HF(g) + 268,6 kJ 
d) H2(g) + 2C(s) + 226,8 kJ  C2H2(g) 
e) 2H2(g) + 2C(s)  C2H4(g) ∆H = +52,3 kJ/mol 
f) C(s) + O2(g)  CO2(g) + 393 kJ 
 
g) 242 kJ + H2O(g)  H2(g) + 
1
2
O2(g) 
h) 285 kJ + H2O(ℓ)  H2(g) + 
1
2
O2(g) 
i) Fe(S) + 
1
2
O2(g)  FeO(s) + 64,04 Kcal 
j) H2O(ℓ)  H2(g) + 
1
2
O2(g) ∆H = + 68,3 Kcal 
k) 2C(graf) + 3H2(g)  C2H6(g) ∆H = ─20,5 Kcal 
l) CO2(g)  C(graf) + O2(g) ∆H = + 94,14 Kcal 
m) CaO(S) + 151,9 Kcal  Ca(s) + 
1
2
O2(g) 
n) 6CO2(g) + 6H2O(ℓ) + calor  C6H12O6(aq) +6O2(g) 
o) C2H4(g)  2C(g) + 4H(g) 
p) 2H(g) + 2S(g) + 4O(g)  H2SO4(ℓ) 
q) Fe(s)  Fe(ℓ) 
r) H2O(g)  H2O(s) 
 
7 – Escreva as equações correspondentes à entalpia de 
formação de: 
 
a) C3H8(g) b) C2H6O(ℓ) c) Na2SO4(s) d) HNO3(ℓ) e) H2SO4(ℓ) 
f) C3H6O(g) g) H2O(ℓ) h) CO2(g) i) H3PO4(ℓ) j) NH3(g) 
 
8 – Escreva as equações termoquímicas correspondentes à 
entalpia de combustão de: 
 
a) H2(g) 
b) Cgraf 
c) CH4(g) 
d) C3H8(g) 
e) C6H6(g) 
f) C8H18(ℓ) 
g) C3H4O2(g) 
h) C4H6O(g) 
i) C2H6O(ℓ) 
j) C4H8O2(ℓ) 
 
9 – A partir das informações monte as equações químicas. 
 
a) Um mol de enxofre líquido reage com um mol de oxigênio 
gasoso, produzindo um mol de dióxido de enxofre gasoso 
liberando 71 Kcal nas (CNTP). 
b) Um mol de carbono grafite reage com meio mol de oxigênio 
gasoso produzindo um mol de monóxido de carbono gasoso. A 
variação de entalpia é de 26,5 Kcal e o processo é exotérmico. 
 
10 – Coloque as energias absorvidas ou liberadas dentro da 
equação reescrevendo-as. 
 
a) 2C(graf) + 3H2(g)  C2H6(s) ∆H= + 68,3 Kcal 
b) Fe(S) + ½O2(g)  FeO(s) ∆H= ─ 20,5 Kcal 
 
11 – Em relação a cada gráfico forneça: 
 
● Hr ● Hp ● ∆H ● Classificação ● Reação 
 
a) 
 
 
b) 
 
c) 
 
 
d) 
 
 
e) 
 
 
12 – Na combustão completa de 1 mol de C4H10 são liberados 
2658 kJ. Calcule o calor liberado na queima de 5 mol de C4H10. 
- 13290 kJ 
13 – Utilizando os dados do exercício 12, calcule a energia 
liberada na queima de 29 g deC4H10. 
- 1329 kj 
Utilize essa informação para responder as questões de 
número 14 a 16. 
 
1C2H5OH + 3O2  2CO2 + 3H2O + 1373 kJ 
 
14 – Qual é a quantidade de calor liberada ou absorvida na 
queima de 5 mol de C2H5OH? 
-6865 kj 
15 – Se ocorresse a formação de 1 mol de CO2 na reação, qual 
seria a quantidade de calor liberada ou absorvida? 
-686,5 kj 
16 – Calcule a quantidade de calor liberada ou absorvida na 
queima de 460 g de C2H5OH. 
- 13730 kj 
17 – A reação do alumínio com o oxigênio é altamente exotérmica 
e pode ser representada como segue: 
 
2Aℓ(s) + 
𝟑
𝟐
O2(g)  Aℓ2O3(s) ∆H = -1670 kJ 
 
Determine a quantidade de calor, em kJ, liberada na combustão 
de 1 g de alumínio. 
-30,93 kj 
18 – Considere a equação a seguir: 
 
C(graf) + O2(g)  CO2(g)  H – 393,5 kJ/mol 
Determine a energia liberada na queima de 120 g de carbono. 
- 3935 kj 
 
19 – O calor de combustão do butano gasoso C4H10 vale - 2878 
kJ. 
 
a) Escreva a equação termoquímica desse processo. 
b) Calcule a energia liberada na queima de 5,8 gramas de butano. 
- 287,8 kj 
As tabelas a seguir devem ser utilizadas para a 
resolução dos exercícios de 20 a 23. 
 
 
 
20 – Considere que durante um almoço você ingeriu: 
 
100 g de verduras verdes 
50 g de batatas fritas 
50 g de frango grelhado 
2 fatias de abacaxi (com 20 g cada um) 
 
Calcule o valor energético (calórico), em Kj e em kcal, fornecido 
por esse almoço. + 1660 kj ; + 395,23 kcal 
 
21 – Em relação ao exercício 20, determine quantos minutos você 
iria de caminhar para consumir a mesma quantidade de energia 
fornecida pelo almoço. 91 min 
 
22 – Uma pessoa, logo ao acordar, foi correr durante meia hora, 
consumindo certa quantidade de energia. No café da manhã, ela 
resolve repor a mesma quantidade de energia consumida na 
corrida, comendo pão com manteiga (1 pão de 50 g + 5,0 g de 
manteiga). Calcule a quantidade de pão com manteiga que ele 
deverá ingerir. 2 pães com manteiga 
 
23 – Uma dieta alimentar de 6.000 kJ estava sendo seguida por 
uma pessoa. Durante uma refeição, ela ingeriu alimentos cujo 
valor energético era de 9.000 kJ. Para consumir o excesso, ela 
resolveu jogar futebol. Determine quantos minutos ela deverá 
jogar. 82 min 
 
Comentário sobre as questões 24, 25 e 26. 
VALOR ENERGÉTICO APROXIMADO DE 
ALGUNS ALIMENTOS COMUNS 
Alimento kJ/g 
vegetais verdes 1,0 
cerveja 1,3 
frutas cítricas 1,5 
leite integral 2,2 
iogurte 3,0 
frango grelhado 6,0 
pão 10,0 
sorvete 11,0 
bife grelhado 14,0 
arroz 15,0 
açúcar comum 17,0 
batata frita 24,0 
manteiga 30,0 
ENERGIA CONSUMIDA APROXIMADA 
Tipo de exercício kJ/h 
caminhada 1.100 
voleibol 1.400 
tênis 1.900 
futebol 2.200 
corrida 2.600 
 
Dados termoquímicos permitem comparar diferentes 
combustíveis quanto à energia que fornecem. A comparação 
pode ser feita, por exemplo, envolvendo igual quantidade em mol, 
em massa ou em volume. 
 
Substância 
Entalpia – padrão de combustão, a 
25 °C (kJ/mol) 
Hidrogênio, H2(g) -286 
Metano, CH4(g) -891 
Octano, C8H18(ℓ) -5.471 
Metanol, CH4O(ℓ) -726 
Etanol, C2H6O(ℓ) -1.367 
 
Substância Densidade, a 25 °C (g/mL) 
Hidrogênio, H2(g) 8 . 10-5 
Metano, CH4(g) 7 . 10-4 
Octano, C8H18(ℓ) 0,7 
Metanol, CH4O(ℓ) 0,8 
Etanol, C2H6O(ℓ) 0,8 
 
24 – Usando os valores de entalpia-padrão de combustão do 
gráfico acima, compare os combustíveis apresentados e conclua: 
qual deles libera maior quantidade de energia por mol 
queimado?Justifique. Octano 
 
25 – Consultando as massas atômicas na tabela periódica, 
calcule a energia liberada na combustão de 1,0 g de cada um dos 
combustíveis mencionados e conclua: qual deles libera maior 
quantidade de energia por unidade de massa? H2(g) 
 
26 – Com base nos dados de densidade também apresentados 
no gráfico anterior, calcule a energia liberada na combustão de 
1,0 mL de cada um dos combustíveis em questão e conclua: qual 
deles libera maior quantidade de energia por unidade de volume? 
Octano 
 
27 – Denomina-se dimerização ao processo no qual duas 
moléculas iguais reúnem-se para formar uma única estrutura. 
Exemplo: 
2NO2(g)  N2O4(g) 
 
Determine o valor de ∆H da dimerização acima, sendo dadas: 
- 58 kj 
𝐻𝑓
0 do NO2(g) = +34 kJ/mol 
𝐻𝑓
0 do N2O4(g) = +10 kJ/mol 
 
28 – Determine a entalpia de combustão do etanol (C2H6O(ℓ)), em 
kcal/mol, sendo dados -326 kj 
𝐻𝑓
0 de C2H6O(ℓ) = –66 kcal/mol 
𝐻𝑓
0 de CO2(g) = –94 kcal/mol 
𝐻𝑓
0 de H2O(ℓ) = –68 kcal/mol 
 
29 – É comum o cozinheiro utilizar-se do bicarbonato de sódio 
(NaHCO3) para apagar chamas causadas pela combustão da 
gordura. Quando lançado sobre as chamas, o sal decompõe-se, 
originando gás carbônico, que abafa ainda mais a chama. A 
equação de decomposição do bicarbonato de sódio e as 
entalpias-padrão de formação (H
º
f ) das substâncias envolvidas 
estão representadas a seguir: 
 
2NaHCO3(s)  Na2CO3(s) + H2O(ℓ) + CO2(g) 
 
H
º
f (CO2(g)) = -393,5 kJ H
º
f (H2O(ℓ)) = -285,9 kJ 
H
º
f (NaHCO3(s)) = -947,7 kJ H
º
f (Na2CO3(s)) = -1131,0 kJ 
 
Sob condição padrão, determine a variação de entalpia da 
decomposição do bicarbonato de sódio: + 85 kj 
 
 
30 – Calcule o ∆H em kcal/mol, a 25 °C, para: 
 
Fe2O3(s) + CO(g)  2FeO(s) + CO2(g) 
 
Dados os calores de formação em kcal/mol: 
 
H
º
f Fe2O3(s) = –196,50 H
º
f CO(g) = –26,41 
H
º
f FeO(s) = –63,80 H
º
f CO2(g) = –94,05 
 
a) 12,60 b) 6,30 c) 37,50 d) 1,26 e) 9,80 
 
31 – Dadas as energias de ligação em kcal/mol: 
 
H—F = 135 H—H = 104 F—F = 37 
 
Determine o valor de ∆H do processo: + 129 kcal 
 
2HF  H2 + F2 
 
32 – Considerando os dados de entalpia de ligação abaixo, o 
calor associado (kJ/mol) à reação: 
 
CH4(g) + 4Cℓ2(g)  CCℓ4(g) + 4HCℓ(g) 
- 420 kj 
à pressão constante, deverá ser: 
C—H = 414 kJ/mol H—Cℓ = 431 kJ/mol 
Cℓ—Cℓ = 243 kJ/mol C—Cℓ = 331 kJ/mol 
 
33 – Na reação: H2(g) +Cℓ2(g) 2HCℓ(g) ∆H = –42kcal/mol 
 
Sendo dadas as energias de ligação em kcal/mol: 
 
 H—H = 104 Cℓ—Cℓ = 60 
 
Determine o valor da energia da ligação H—Cℓ. +103 kcal 
 
34 – A variação de entalpia para a reação dada pela equação: 
 
4HCℓ(g) + O2(g)  2H2O(g) + 2Cℓ2(g) é: 
 
Dados: (Energia de ligação em kcal/mol) 
 
H−Cℓ → 103,1 O=O → 119,1 
H−O → 110,6 Cℓ−Cℓ → 57,9 
 
a) +1 089,2 kcal c) - 26,7 kcal e) −114,8 kcal 
b) −467,4 kcal d) +911,8 kcal 
 
35 – Dados: 
 
Cgraf + O2(g)  CO2(g) ∆H = –94 kcal/mol 
Cdiam + O2(g)  CO2(g) ∆H = –94,5 kcal/mol 
 
Calcule o ∆H da transformação de Cgraf em Cdiam. + 0,5 kj 
 
36 – Dados: 
 
2H2(g) +O2(g)  2H2O(ℓ) ∆H = –136 kcal 
2H2(g) +O2(g)  2H2O(v) ∆H = –116 kcal 
 
Calcule o ∆H de vaporização da água em kcal/mol. +10 kcal 
 
37 – A partir dos valores de ∆H determine a variação de entalpia do 
processo: 
 N2(g) + O2(g)  2NO(g) ∆H = ? 
 
I) N2(g) + 2O2 (g)  2NO2(g) ∆H = + 66 kJ.mol-1 
II) 2NO(g) + O2(g)  2NO2(g) ∆H = –113 kJ.mol-1 
 
+ 179 kj 
38 – Calcule o ∆H da reação abaixo: -1775 kj 
 P4(s) + 10Cℓ2(g)  4PCℓ5(s)∆H = ? 
etapas: 
P4(s) + 6Cℓ2(g)  4PCℓ3(ℓ) ∆H = –1.279 kJ.mol-1 
4PCℓ3(ℓ) + 4Cℓ2(g)  4PCℓ5(s) ∆H = – 496 kJ.mol-1 
 
39 – Dadas as equações termoquímicas: 
 C (Graf.)  C (diam.) ∆H = ? 
 
I) C (Graf.) + O2 (g)  CO2 (g) ∆H = - 94,10 kcal 
II) C (diam.) + O2 (g)  CO2 (g) ∆H = - 94,55 kcal 
 
A variação de entalpia será: 
 
a) - 188,65 kcal b) + 0,45 kcal c) + 188,65 kcal 
d) – 0,45 kcal e) – 94,32 kcal 
 
40 – A combustão completa do butano pode ser representada por: 
1C4H10(g) + 
𝟏𝟑
𝟐
O2(g)  4CO2(g) + 5H2O(g) 
 
Considerando-se o butano, C4H10, como componente majoritário 
do gás de cozinha, GLP, e utilizando-se os seguintes dados para 
entalpias padrão de formação: 
 
4C + 5H2(g)  1C4H10(g) ∆H0 = – 125 kJ 
1C + 1O2(g)  1CO2(g) ∆H0 = – 394 kJ 
1H2(g) + 
1
2
O2(g)  1H2O(g) ∆H0 = – 242 kJ 
 
Obtêm-se, para o calor de combustão do butano, em kJ/mol: 
 
a) – 2911 b) – 2661 c) – 1693 d) – 1479 e) – 761 
 
41 – O valor de ∆H de uma reação química pode ser previsto 
através de diferentes caminhos. Determine o ∆H do processo 
utilizando a Lei de Hess: CH4 + F2  CH3F + HF 
 
Dados: -484 kj 
 
(Equação I) C + 2H2  CH4 ∆H = – 75 kJ 
(Equação II) C + 
3
2
H2 + 
1
2
F2  CH3F ∆H = – 288 kJ 
(Equação III) 
1
2
H2 + 
1
2
F2  HF ∆H = – 271 kJ 
 
42 – O metanol, um combustível líquido, tem sido utilizado como 
substitui da gasolina, e pode ser produzido a partir do metano, 
conforme a reação representada a seguir: 
I) 2CH4(g) + O2(g)  2CH3OH(ℓ) 
 
Dado que: 
II) CH4(g) + H2O(g)  CO(g) + 3H2(g) H = + 206 kJ 
III) 2H2(g) + CO(g)  CH3OH(ℓ) H = - 128 kJ 
IV) 2H2(g) + O2(g)  2H2O(g)) H = - 483 kJ 
 
a) Calcule a variação de entalpia da reação I. -327 kj 
b) Determine o calor liberado na reação III, quando 280 gramas de 
monóxido de carbono (CO) são consumidos. -1280 kj 
 
43 – Determine a entalpia de formação do ácido clorídrico 
gasoso, segundo a reação representada pela equação: 
-183 kj 
H2(g) + Cℓ2(g)  2 HCℓ (g) 
Dados: 
 
I: H2(g)  2H(g) ∆H = 436 kJ/mol 
II: Cℓ2(g)  2Cℓ (g) ∆H = 243 kJ/mol 
III: HCℓ (g)  H(g) + Cℓ (g) ∆H = 431 kJ/mol 
 
 
44 – Calcule o ΔH da reação de formação do metano, dadas 
as reações abaixo em condições-padrão? 
 
C(grafite) + O2(g) CO2(g) ΔH= -94 Kcal 
H2(g) + ½ O2(g) H2O(ℓ) ΔH= -68,3 Kcal 
CH4(g)+ 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(ℓ) ΔH=-212,8 Kcal 
 
a) –15,8 Kcal b) 31,3 Kcal c) 35,6 Kcal 
d) –35,6 Kcal e) –17,8 Kcal 
 
45 – Dadas as equações: 
 
C + O2 CO2 H = – 94,1 kcal/mol 
H2 + ½O2  H2O H = – 68,3 kcal/mol 
2C + 3H2 + ½O2  C2H5OH H = – 66,2 kcal/mol 
 
Calcule a quantidade de calor desenvolvida na combustão 
completa de 46 kg de álcool etílico (C2H5OH). -326.9 kcal 
 
46 – Determine o calor de formação do H2SO4, sabendo que: 
 
S + O2  SO2 H = – 71 kcal 
SO2 + ½O2  SO3 H = – 23 kcal 
SO3 + H2O  H2SO4 H = – 31 kcal 
H2 + ½O2  H2O H = – 68 kcal 
– 193 kcal 
47 – Quanto vale o calor da reação: 
 
SO2 + NO2  SO3 + NO 
Sabe-se que: 
 
½ N2 + O2  NO2 H = + 8091 cal 
½ N2 + ½ O2  NO H = + 21600 cal 
S + 3/2 O2  SO3 H = – 94450 cal 
S + O2  SO2 H = – 70960 cal 
 
48 – Dadas as reações: 
 
C2H5OH + 3O2  2CO2 + 3H2O H=– 327,6 kcal 
CH3CHO + 5/2O2  2CO2 + 2H2O H = – 279 kcal 
 
Qual o H da reação: -48.6 kcal 
 
C2H5OH + ½O2  CH3CHO + H2O 
 
49 – Considerando as seguintes equações abaixo, calcule o calor 
de formação do CS2: 
 
CS2(ℓ) + 3O2(g)  CO2(g) + 2SO2(g) ΔH = -265 kcal 
C(grafite) + O2(g)  CO2(g) ΔH = -94,1 kcal 
S(rômbico) + O2(g)  SO2(g) ΔH = -70,2 kcal 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cinética Química 
 
“Cinética química é o estudo da velocidade das reações, 
de como a velocidade varia em função das diferentes condições e 
quais os mecanismos de desenvolvimento de uma reação”. 
 
→ Teoria das colisões 
 
Quando as substâncias reagentes estão em contato, irão 
ocorrer colisões entre suas moléculas, e parte destas colisões, 
dependendo de sua orientação e energia, poderão originar 
produtos. Se as colisões entre as moléculas reagentes formarem 
novas substâncias, serão COLISÕES EFETIVAS ou EFICAZES. 
Se as colisões entre as moléculas reagentes não formarem novas 
substâncias, serão COLISÕES NÃO-EFETIVA ou NÃO-
EFICAZES. 
De acordo com a teoria das colisões pode-se afirmar que 
a ocorrência de uma reação depende: 
Da afinidade entre as moléculas. 
Do contato entre as moléculas. 
Da energia dos choques efetivos e bem orientados entre 
as moléculas. 
 
→ Definições: 
 
HR – Entalpia dos reagentes 
HP – Entalpia dos produtos 
ΔH – Variação de entalpia 
CA – Complexo ativado: Ponto de maior energia da reação, estado 
intermediário da reação. 
EA – Energia de ativação: Energia mínima, porém necessária para 
que a reação ocorra. 
 
→ Fórmulas: 
 
EA = CA – HR ΔH = HP - HR 
 
→ Observações: 
 
1 – A energia de ativação determina a velocidade da reação, 
quanto: 
• maior a energia de ativação, mais lenta a reação. 
• menor a energia de ativação, mais rápida a reação. 
2 – Reação instantânea é aquela que apresenta energia de 
ativação muito pequena. 
3 – Classificação da reação quanto à variação de calor: 
ΔH > 0 reação endotérmica, absorve calor. 
ΔH < 0 reação exotérmica, libera calor. 
 
→Fatores que alteram a velocidade da reação 
 
• Concentração 
Quanto maior a concentração, maior a quantidade de moléculas, 
sendo assim, maior a probabilidade de ocorrência de choques 
efetivos e bem orientados, aumentando-se assim, a velocidade da 
reação. 
 
• Temperatura 
Aumentando-se a temperatura, aumenta-se a energia cinética 
das moléculas, fazendo com que as mesmas se movimentem 
mais, sendo assim, maior a probabilidade de ocorrência de 
choques efetivos e bem orientados, aumentando-se assim, a 
velocidade da reação. 
 
• Pressão 
Aumentando-se a pressão, diminui-se o volume do sistema, 
fazendo que as moléculas fiquem mais próximas uma das outras, 
sendo assim, maior a probabilidade de ocorrência de choques 
efetivos e bem orientados, aumentando-se assim, a velocidade da 
reação. 
 
• Superfície de contato 
Quanto maior a superfície de contato (área exposta para que 
ocorra a reação) maior o número de moléculas disponíveis para 
que ocorra a reação, sendo assim, maior a probabilidade de 
ocorrência de choques efetivos e bem orientados, aumentando-
se assim, a velocidade da reação. 
 
• Catalisador 
Substância adicionada a reação com o objetivo de diminuir a 
energia de ativação, tornando-a assim mais rápida. 
Obs.: Os catalisadores reagem (se encontram no reagente da 
primeira reação) e são regenerados no final do processo (se 
encontram da mesma foram no produto da última reação). 
 
→Lei da Velocidade 
• Reações elementares 
aA + bB → cC + dD 
 
V = K.[A]a. [B]b 
Onde: 
 
V – Velocidade da reação 
K – constante da velocidade, que depende 
exclusivamente da temperatura 
[ ] – Concentração em mol/L 
a e b – na reação são coeficientes já, na expressão, são 
as ordens. 
 
Observações: 
 
1 – A expressão da velocidade é escrita em função dos 
reagentes. 
2 – Só participa da expressão da velocidade substâncias no 
estado gasoso(g) ou aquoso (aq). 
3 – Reação elementar é aquela cujos coeficientes da reação 
correspondem às ordens da reação. 
4 – Quando uma reação se processarem mais de uma etapa, 
a expressão da velocidade é feita em função da etapa lenta. 
 
→ Exemplos: 
 
1 – Em relação a cada gráfico, responda: 
Gráfico 1 
 
a) Qual a energia dos reagentes e dos produtos? 
b) Qual reação está acontecendo? 
c) Qual o ΔH da reação? 
d) Qual é o tipo de reação? 
e) Qual a energia do complexo ativado? 
f) Qual a energia de ativação? 
 
Gráfico 2 
 
a) Qual a energia dos reagentes e dos produtos? 
 
b) Qual reação está acontecendo? 
c) Qual o ΔH da reação? 
d) Qual é o tipo de reação? 
e) Qual a energia do complexo ativado sem catalisador? 
f) Qual a energia do complexo ativado com catalisador? 
g) Qual a energia de ativação sem catalisador? 
h) Qual a energia de ativação com catalisador? 
i) Qual a variação da energia do complexo ativado provocada 
pela presença do catalisador? 
j) Qual a variação da energia de ativação provocada pela 
presença do catalisador? 
k) Qual a variação da energia absorvida ou liberada pela reação 
com a presença do catalisador? 
 
 
2 – Identifique o fator que altera a velocidade da reação: 
 
a) Um comprimido efervescente reage mais rapidamente com a 
água se for moído. 
b) Queimadas se alastrando rapidamente quando está ventando. 
c) Efervescência da água oxigenada na higiene de ferimentos. 
d) Conservação dos alimentos no refrigerador. 
 
 
3 – A produção de trióxido de enxofre durante a combustão de 
carvão em usinas termoelétricas (sistema aberto ao ar) causa 
problemas ambientais relacionados com a chuva ácida. Esta 
reação para a produção de trióxido de enxofre, na presença de 
óxido de nitrogênio é descrita pelo mecanismo a seguir: 
 
1ª Etapa 2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) 
2ª Etapa 2NO2(g) + 2SO2(g) → 2SO3(g) +2NO(g) 
Reação Global 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g) 
 
Qual espécie é o catalisador da reação? Justifique. 
 
 
4 – Escreva a expressão de velocidade das seguintes reações 
elementares e indique suas ordens: 
 
a) 2HCℓ(g) → H2(g) + Cℓ2(g) 
b) N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) 
c) 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(ℓ) 
d) H2O2(aq) → H2O(ℓ) + ½O2(g) 
e) 2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s) 
f) CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) 
 
 
5 – O óxido nítrico reage com hidrogênio, produzindo nitrogênio 
e vapor de água de acordo com a reação: 
 
2NO(g) + 2H2(g) → N2(g) + 2H2O(g) 
 
Acredita-se que essa reação ocorra em duas etapas: 
 
2NO(g) + H2(g) → N2O(g) + H2O(g) (lenta) 
N2O(g) + H2(g) → N2(g) + H2O(g) (rápida) 
De acordo com esse mecanismo, escreva a expressão da 
velocidade da reação. 
 
 
6 – Dada a reação elementar: 
 
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) 
 
a) Escreva a expressão da velocidade. 
• O que ocorrerá com a velocidade da reação quando: 
b) Duplica-se a concentração de NO? 
c) Triplica-se a concentração de O2? 
d) Reduz a metade a concentração de NO? 
e) Reduz a terça parte a concentração de O2? 
f) Duplica-se a concentração de NO e de O2? 
g) Reduz a metade a concentração de NO e de O2? 
h) Duplica-se a concentração de NO e reduz a quarta parte a 
concentração de O2? 
7 – A equação X + 2Y → XY2 representa uma reação, cuja 
equação da velocidade é: 
V = K.[X].[Y] 
a) A reação é elementar ou não elementar? Justifique. 
b) Determine o valor da constante de velocidade, para a reação 
dada, sabendo que, quando a concentração de X é 1 mol/L e a 
de Y é 2 mol/L, a velocidade da reação é de 3 mol/L.min. 
 
8 – A decomposição do pentóxido de dinitrogênio é representada 
pela equação: 
 
2 N2O5(g)  4NO2(g) + O2(g) 
 
Foram realizados três experimentos, apresentados na tabela: 
 
Experiência [N2O5] mol/L Veloc (mol.L-1.s-1) 
1 X 4Z 
2 X/2 2Z 
3 X/4 Z 
 
Determine: 
 
a) A equação da velocidade para essa reação. 
b) Se a reação é elementar ou não. 
c) A ordem global da reação. 
d) A ordem da reação em relação ao N2O5. 
e) O valor da constante de velocidade. 
 
 
9 – Num laboratório, foram efetuadas diversas experiências para 
a reação: 
2H2 + 2NO  N2 + 2H2O 
 
Experiência [H2] mol/L [NO] mol/L Veloc (mol.L-1.s-1) 
1 0,10 0,10 0,10 
2 0,20 0,10 0,20 
3 0,10 0,20 0,40 
4 0,30 0,10 0,30 
5 0,10 0,30 0,90 
 
Com os resultados das velocidades iniciais obtidos, montou-se a 
tabela acima. Determine: 
 
a) A equação da velocidade para essa reação. 
b) Se a reação é elementar ou não. 
c) A ordem global da reação. 
d) A ordem da reação em relação ao H2. 
e) A ordem da reação em relação ao NO. 
f) O valor da constante de velocidade. 
 
 
10 – Os dados abaixo referem-se à reação: 
3A + B + C  A2B + AC 
Realizada a 25 oC e as concentrações molares são dadas em 
mol/L. 
 
[A] [B] [C] V (mol.L.s-1) 
0,5 0,5 0,5 0,02 
0,5 0,5 1,0 0,02 
0,5 1,0 0,5 0,04 
1,0 0,5 0,5 0,08 
 
Responda: 
 
a) Qual a equação da velocidade dessa reação? 
b) O processo é elementar? Justifique. 
 
c) Calcule o valor da constante de velocidade. 
d) Qual a ordem global da reação? 
e) Qual a ordem da reação em relação à C? 
 
→ Atividades 
 
1 – Responda às seguintes perguntas: 
 
a) O que acontece com a concentração dos reagentes em uma 
reação química, à medida que vai se formando os produtos? 
b) Quais são as principais condições para que uma reação 
química ocorra? 
c) O que é complexo ativado? 
d) O que é energia de ativação? 
e) Por que o aumento da energia de ativação retarda a velocidade 
da reação química? 
f) Por que uma palha de aço enferrujará mais rápido do que um 
pedaço de prego com mesma massa? 
g) Por que um cigarro aceso é consumido mais rapidamente 
quando se dá uma “tragada”? 
h) Por que os incêndios nas matas se propagam com maior 
rapidez quando está ventando? 
i) Quando se abana carvão em brasa, que está na churrasqueira, 
ele se torna mais incandescente. Por quê? 
j) Um comprimido efervescente dissolve-se mais rápido se estiver 
em pó. Por quê? 
 
2 – Os itens 1, 2 e 3, abaixo, relacionam-se com a reação 
química: 
 Fe(s) + 2H
1
)(aq Fe
2
)(aq + H2(g) 
Em cada um dos casos descritos nos itens de 1 a 3, esta reação 
se processa em duas condições diferentes. Descreva, 
explicando, o que acontece com a velocidade desta reação nas 
duas condições expressas em cada item. 
 
1. 200 mL de solução de HCℓ 1,0 mol/L reagem com: 
a) um prego de ferro de 10 g; 
b) 10 g de palha de aço. 
 
2. Uma lâmina de 10 g de ferro reage com: 
a) 200 mℓ de uma solução de HCℓ 1,0 mol/L; 
b) 200 mℓ de uma solução de HCℓ 0,10 mol/L. 
 
3. Uma lâmina de 10 g de ferro reage com um determinado 
volume de solução de HCℓ 1,0 mol/L. 
a) na temperatura de 25°C; 
b) na temperatura de 35°C. 
 
3 – Um químico dispunha de dois frascos idênticos, A e B, 
contendo cada um a mesma quantidade de ácido sulfúrico de 
concentrações iguais. No frasco A colocou uma lâmina de zinco 
de 100 gramas de massa e no frasco B, 100 gramas de zinco em 
pó. Em qual frasco a reação entre o zinco e ácido sulfúrico 
terminou primeiro? Por quê? 
 
4 – Explique, cientificamente, as seguintes observações 
experimentais. 
a) Uma barra de ferro aquecida em uma chama branda não 
altera muito o seu aspecto visual. Contudo, se sobre esta mesma 
chama se atira limalha de ferro, verifica-se que as partículas da 
limalha se tornam incandescentes. 
b) A adição de níquel metálico, finamente dividido, aumenta a 
velocidade da reação entre C2H4(g) e H2(g) para produzir C2H6(g). 
 
5 – Explique os seguintes fatos experimentais: 
 
a) Limalha de ferro dissolve mais rápido em ácido clorídrico se a 
mistura for submetida à agitação. 
b) A hidrólise alcalina de acetato de etila é mais rápida a 90 ºC 
do que à temperatura ambiente. 
 
6 – Para remover uma mancha de um prato de porcelana fez-se 
o seguinte: cobriu-se a mancha com meio copo de água fria, 
adicionaram-se algumas gotas de vinagre e deixou-se por uma 
noite. No dia seguinte a mancha havia clareado levemente. 
Usando apenas água e vinagre, sugira duas alterações no 
procedimento, de tal modo que a remoção da mancha possa 
ocorrer em menor tempo. Justifique cada uma das alterações 
propostas. 
 
7 – Um prego em contato com o ar e a umidade se enferruja,numa reação de oxidação que tem uma velocidade v1. Uma palha 
de aço usada para limpeza contém ferro e também se oxida, 
porém, com uma velocidade v2. Qual reação mais rápida e por 
quê? 
 
8 – Colocam-se sobre a bancada do laboratório dois copos 
contendo respectivamente, água gelada e água quente. Adiciona-
se em cada copo, um comprimido de Sonrisal. Em qual dos dois 
a reação será mais rápida? Justifique sua resposta. 
 
9 – De que maneira a temperatura e a pressão alteram a 
velocidade de uma reação? 
 
10 – Observe o gráfico e responda: 
 
 
a) Qual a energia dos reagentes e dos produtos? 
b) Qual reação está acontecendo? 
c) Qual o ΔH da reação? 
d) Qual é o tipo de reação? 
e) Qual a energia do complexo ativado? 
f) Qual a energia de ativação? 
 
11 – Considere o gráfico e responda: 
 
 
 
a) Qual a energia dos reagentes e dos produtos? 
b) Qual reação está acontecendo? 
c) Qual o ΔH da reação? 
d) Qual é o tipo de reação? 
e) Qual a energia do complexo ativado? 
f) Qual a energia de ativação? 
 
12 – Considere o gráfico e responda: 
 
 
a) Qual a energia dos reagentes e dos produtos? 
b) Qual reação está acontecendo? 
c) Qual o ΔH da reação? 
d) Qual é o tipo de reação? 
e) Qual a energia do complexo ativado? 
f) Qual a energia de ativação? 
 
13 – Considere o gráfico e responda: 
 
 
 
a) Qual a energia dos reagentes e dos produtos? 
b) Qual reação está acontecendo? 
c) Qual o ΔH da reação? 
d) Qual é o tipo de reação? 
e) Qual a energia do complexo ativado sem catalisador? 
f) Qual a energia do complexo ativado com catalisador? 
g) Qual a energia de ativação sem catalisador? 
h) Qual a energia de ativação com catalisador? 
i) Qual a variação da energia do complexo ativado provocada 
pela presença do catalisador? 
j) Qual a variação da energia de ativação provocada pela 
presença do catalisador? 
k) Qual a variação da energia absorvida ou liberada pela reação 
com a presença do catalisador? 
 
14 – Considere o gráfico e responda: 
 
 
a) Qual a energia dos reagentes e dos produtos? 
b) Qual reação está acontecendo? 
c) Qual o ΔH da reação? 
d) Qual é o tipo de reação? 
e) Qual a energia do complexo ativado sem catalisador? 
f) Qual a energia do complexo ativado com catalisador? 
g) Qual a energia de ativação sem catalisador? 
h) Qual a energia de ativação com catalisador? 
i) Qual a variação da energia do complexo ativado provocada 
pela presença do catalisador? 
j) Qual a variação da energia de ativação provocada pela 
presença do catalisador? 
k) Qual a variação da energia absorvida ou liberada pela reação 
com a presença do catalisador? 
 
15 – Escreva a expressão da velocidade em função das 
concentrações dos reagentes para cada uma das seguintes 
reações e indique sua ordem: 
 
a) 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g) g) 2NO2(g) + O2(g) → 2NO2(g) 
b) 4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s) h) H2(g) + Cℓ2(g) → 2HCℓ(g) 
c) Cℓ2(g) + 2NO(g) → 2NOCℓ(g) i) C(s) + 2S(s) → CS2(ℓ) 
d) 2NO2(g)  2NO(g) + O2(g) j) S(ℓ) + O2(g) → SO2(g) 
e) NH3(g) + HCℓ(g) → NH4Cℓ(s) k) C(s) + O2(g) → CO2(g) 
f) 2NO(g) + Cℓ2(g)  2NOCℓ(g) l) C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g) 
m) NO2(g) + SO2(g)  NO(g) + SO3(g) 
n) C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(g) 
o) C2H6O(ℓ) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(g) 
p) NaF(aq) + H2O(ℓ) → HF(aq) + NaOH(aq) 
 
16 – São mostradas a seguir três equações e suas respectivas 
leis de velocidade: 
 
2NO(g) + 2H2(g)  1N2(g) + 2H2O(g) 
 V1 = K1 . [NO]2 . [H2] 
 
1SO2(g) + 2H2(g)  1S(g) + 2H2O(g) 
 V2 = K2 . [SO2] . [H2] 
 
1NO(g) + 1O3(g)  1O2(g) + 2NO2(g) 
 V3 = K3 . [NO] . [O3] 
 
Qual(is) da(s) reação(ões) é(são) elementar(es)? 
 
17 – Considere o processo AB + C → AC + B, que se 
desenvolve em duas etapas: 
1ª Etapa (lenta): AB → A + B 
2ª Etapa (rápida): A + C → AC 
Escreva a expressão da velocidade da reação 
 
18 – Dado o mecanismo: 
1ª etapa: O3 + NO2  O2 + NO3 (etapa lenta) 
2ª etapa: NO3 + NO2  N2O5 (etapa rápida) 
a) Qual das duas etapas é a “etapa determinante da velocidade” 
do processo global? 
b) Escreva a equação de velocidade (lei cinética) da reação 
global. 
 
19 – Experimentalmente foi determinado que, para a reação entre 
os gases hidrogênio e monóxido de nitrogênio, a lei de velocidade 
é: 
V = k . [H2] . [NO]2 
a) Qual a ordem da reação, com relação ao H2? 
b) Qual a ordem da reação, com relação ao NO? 
c) Qual a ordem global da reação? 
 
20 – Experimentalmente, observou-se que a velocidade de 
formação da substância C, através da reação 2A(g) + B(g)  C(g), 
é independente da concentração de B e quadruplica quando a 
concentração de A é dobrada. Determine a expressão de 
velocidade (V) da reação. 
 
21 – A reação genérica e elementar: A + B AB, que se 
processa em uma única etapa. 
Dado: k = 0,4 L/mol . min. 
a) Calcule a velocidade da reação em mol/L . min, quando 
as concentrações de A e B forem, respectivamente, 3,0 e 4,0 
mol/L. 4,8 mol L-1 min-1 
b) Cite quatro fatores que afetam a velocidade de uma reação. 
 
22 – A reação genérica: A + 2 B → Produtos, se processa em 
uma única etapa. Sua constante de velocidade vale 0,3 
L/mol.min. Qual a velocidade da reação em mol/L.min quando as 
concentrações de A e B forem, respectivamente, 2,0 e 3,0 mol/L? 
5,4 mol L-1 min-1 
 
23 – O que acontece com a velocidade da reação elementar: 
CaO(s) + CO2(g) → CaCO3(s) 
quando a concentração de CO2 é triplicada? Aumenta 3 vezes 
 
 
24 – Determine o que ocorre com a velocidade da reação 
elementar: 2NO2 → N2O4 
 
 
a) quando a concentração molar do NO2 é duplicada; Quadruplica 
b) quando a concentração molar do NO2 é reduzida a metade. 
Reduz 4 vezes 
 
25 – O que ocorre com a velocidade da reação elementar: 
 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) se reduzirmos a metade a concentração 
de H2 e duplicarmos a do O2? Reduz a metade 
 
26 – Considere a reação elementar de síntese da amônia, dada 
pela equação: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) 
O que ocorrerá com a velocidade se a concentração do H2(g) for 
reduzida a terça parte e a do N2(g) for triplicada? Reduz 9 vezes 
 
27 – Considere a reação elementar: 
2NO(g) + 2H2(g) → 2H2O(g) + N2(g) 
O que ocorre com a velocidade da reação quando a concentração 
do NO é duplicada e a do H2 reduzida a metade? Não altera 
 
28 – Considere a reação elementar: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) 
O que ocorrerá com a velocidade se reduzirmos à metade a 
concentração de H2? Reduz 8 vezes 
 
29 – Admita o seguinte processo elementar: 
2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g) 
Reduzindo a metade a concentração de CO e quadruplicando a 
concentração de O2, o que ocorrerá com a velocidade desse 
processo? Não altera 
 
30 – Admita a reação elementar: 3O2 → 2O3 
Qual o aumento da velocidade quando duplicamos a 
concentração de O2? Aumenta 8 vezes 
 
31 – Considere a seguinte reação elementar: 
Br2 + 2NO  2NOBr 
a) Escreva a equação de velocidade (lei cinética) para ela. 
b) O que acontecerá com a velocidade da reação se duplicarmos 
a concentração molar deBr2? Aumenta 2 vezes 
c) O que acontecerá com a velocidade da reação se duplicarmos 
a concentração de NO? Aumenta 4 vezes 
d) O que acontecerá com a velocidade da reação se duplicarmos 
as concentrações molares de Br2 e NO? Aumenta 8 vezes 
 
32 – A lei de velocidade para a reação elementar: 
2NO(g) + O2(g)  2NO2(g) é V = k[NO]2[O2]. Se triplicarmos as 
concentrações de NO e O2 ao mesmo tempo, quantas vezes mais 
rápida será a reação? Aumenta 27 vezes 
 
33 – Os dados da tabela abaixo referem-se à reação: 
 
2A + 3B  C. 
 
Experimentos [A] mol/L [B] mol/L 
Veloc (mol.L-
1.min-1) 
1 1 1 2 
2 2 1 4 
3 2 2 16 
 
Determine: 
 
a) a expressão da velocidade dessa reação química. V=k[A][B]2 
b) o valor da constante k. k = 2 mol-2 L2 min-1 
 
34 – (Unesp) A cinética da reação: 
 
2HgCℓ2 + C2O4− → 2Cℓ− + 2CO2(g) + Hg2Cℓ2(s) 
 
Foi estudada em solução aquosa, seguindo o número de mols de 
Hg2Cℓ2 que precipita por litro de soluçãopor minuto. Os dados 
obtidos estão na tabela. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Pede-se: 
 
a) Determinar a equação de velocidade da reação. V = k [HgCl2] . 
[C2O42−]2 
b) Calcular o valor da constante de velocidade da reação. k = 
8,0.10−3 mol-2 L2 min-1 
c) Qual será a velocidade da reação quando [HgCl2]=0,010M e 
[C2O42−] = 0,010M? V = 8,0.10−9 mol. L−1. min−1 
 
35 – Os dados experimentais para a velocidade de reação, v, 
indicados no quadro a seguir, foram obtidos a partir dos 
resultados em diferentes concentrações de reagentes iniciais 
para a combustão do monóxido de carbono, em temperatura 
constante. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A equação de velocidade para essa reação pode ser escrita como 
v = k [CO]a[O2]b, onde a e b são, respectivamente, as ordens de 
reação em relação aos componentes CO e O2. De acordo com os 
dados experimentais, é correto afirmar que respectivamente os 
valores de a e b são: 
 
a) 1 e 2 
b) 2 e 1 
c) 3 e 2 
d) 0 e 1 
e) 1 e 1 
 
 
36 – (Fuvest) Em solução aquosa ocorre a transformação: 
 
H2O2 + 2I− + 2H+ → 2H2O + I2 
 
Em quatro experimentos, mediu-se o tempo decorrido para a 
formação de mesma concentração de I2, tendo-se na mistura de 
reação as seguintes concentrações iniciais de reagentes: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Esses dados indicam que a velocidade da reação considerada 
depende apenas da concentração de: 
 
a) H2O2 e I−. 
b) H2O2 e H+. 
c) H2O2. 
d) H+. 
e) I−. 
37 – (Pucsp 2007) A reação redox que ocorre entre os íons 
brometo (Br−) e bromato (BrO3−) em meio ácido, formando o 
bromo (Br2) é representada pela equação: 
 
BrO3− (aq) + 5 Br − (aq) + 6 H+(aq) → 3 Br2(aq) + 3 H2O(l) 
 
Um estudo cinético dessa reação em função das concentrações 
dos reagentes foi efetuado, e os dados obtidos estão listados na 
tabela a seguir. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Considerando as observações experimentais, pode-se concluir 
que a lei de velocidade para a reação é: 
 
a) v = k [BrO3−] [Br −] [H+] 
b) v = k [BrO3−] [Br −] 5[H+]6 
c) v = k [BrO3−]2 [Br −]6 [H+]4 
d) v = k [BrO3−] [Br −]3 [H+]2 
e) v = k [BrO3−] [Br −] [H+]2 
 
38 – (Uel) No estudo cinético de uma reação representada por: 
 
2A(g) + B2(g) → 2AB(g) 
 
colocou-se os seguintes dados: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A velocidade da reação pode ser expressa pela reação: 
 
a) v = k 2[A] 
b) v = k [B2]2 
c) v = k [A] [B2] 
d) v = k [A]2 [B2] 
e) V = K [A] [B2]2 
 
 
39 – Uma das reações que podem ocorrer no ar poluído é a 
reação do dióxido de nitrogênio, NO2, com o ozônio, O3: 
 
NO2(g) + O3(g)  NO3(g) + O2(g) 
 
Os seguintes dados foram coletados nessa reação, a 25 oC: 
 
[NO2] (mol/l) [O3] (mol/l) Velocidade (mol/l.s) 
5,0 . 10-5 1,0 . 10-5 2,2 . 10-2 
5,0 . 10-5 2,0 . 10-5 4,4 . 10-2 
2,5 . 10-5 2,0 . 10-5 2,2 . 10-2 
 
a) Qual a expressão da lei da velocidade? V = k[O3][NO2] 
b) Qual o valor da constante de velocidade para essa reação? K 
= 0,44.108 L/mol.s 
c) A reação é elementar ou não elementar? A reação é 
elementar. 
d) Qual a ordem global da reação? 2a ordem 
 
40 – Dado o processo: 
 
2A + B + 3C  Produtos, 
foi obtida experimentalmente a seguinte tabela : 
 
Exp. 
[A] 
(mol/l) 
[B] 
(mol/l) 
[C] 
(mol/l) 
Velocidade inicial 
(mol/l-1 s-1) 
I 0,1 0,2 0,3 0,1 
II 0,1 0,4 0,3 0,4 
III 0,1 0,4 0,6 0,4 
IV 0,2 0,4 0,6 3,2 
 
Com base nessas informações, determine: 
 
a) A lei da velocidade da reação. V = k[A]3[B]2[C]0 
b) A constante de velocidade (k). K = 025.102 L4/mol4.s 
c) Trata-se de uma reação elementar ou não elementar? A 
reação é não elementar. 
d) Qual a ordem global da reação? 5a ordem 
e) Qual a ordem da reação para cada um dos reagentes? A = 3ª 
ordem ; B = 2ª ordem e C ordem zero 
 
 
41 – Foram obtidos os seguintes dados experimentais para a 
reação: 
X + Y → Z 
 
a) Qual é a equação da velocidade para a formação de Z? V = 
k[X][Y] 
b) Qual é a ordem global da reação? segunda ordem 
c) Qual o valor da constante de velocidade (k) dessa reação? K 
= 0,2 L/mol.s 
 
 
 
 
[X] 
mol/L 
[Y] 
mol/L 
Velocidade de 
formação de Z 
(mol/L.s) 
0,30 0,15 9,00 . 10-3 
0,60 0,30 3,60 . 10-2 
0,30 0,30 1,80 . 10-2 
 
 
 
Equilíbrio químico 
 
Equilíbrio Molecular 
 
Reação reversível: é aquela reação que ocorre em dois sentidos, 
o sentido direto e o sentido inverso. 
 
A(g) + B(g) 
𝒊𝒏𝒗𝒆𝒓𝒔𝒂
← 
 𝒅𝒊𝒓𝒆𝒕𝒂
→ 
 C(g) + D(g) 
 
Reação direta: ____ + ____ → ____ + ____ 
Reação inversa: ____ + ____ → ____ + ____ 
 
Uma reação se encontra em equilíbrio quando: 
 
A velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação 
inversa. 
 
 
As concentrações dos participantes não variam mais. 
 
 
Expressão de equilíbrio: 
 
Ke = 
𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜
𝑅𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒
 
 
Ke 
Kc 
Constante de equilíbrio em função das concentrações. 
Estados físicos participantes: gasoso(g) e aquoso(aq). 
 
Kp 
Constante de equilíbrio em função das pressões. 
Estados físicos participantes: gasoso(g) 
 
Obs.: Δn é a diferença entre a soma dos coeficientes 
estequiométricos dos produtos e a soma dos coeficientes 
estequiométricos dos reagentes, que participam da expressão. 
 
Interpretação do valor de Kc 
 
Kc > 1 
O produto das concentrações dos produtos elevado 
aos seus coeficientes é maior que o produto das 
concentrações dos reagentes elevado aos seus 
coeficientes. 
 
Kc = 1 
O produto das concentrações dos produtos elevado 
aos seus coeficientes é igual ao produto das 
concentrações dos reagentes elevado aos seus 
coeficientes. 
 
 
Kc < 1 
O produto das concentrações dos produtos elevado 
aos seus coeficientes é menor que o produto das 
concentrações dos reagentes elevado aos seus 
coeficientes. 
 
Relações entre Kp e Kc 
 
Kp = Kc.(RT)Δn 
 
Obs.: Quando Δn = 0, Kp = Kc 
 
Onde: 
 
Kp: constante em função das pressões 
Kc: constante em função das concentrações 
R: constante dos gases = 0,082 atm.L.mol−1.K−1 
T: temperatura em Kelvin 
 TK = TºC + 273 
Δn: é a diferença entre a soma dos coeficientes estequiométricos 
dos produtos e a soma dos coeficientes estequiométricos dos 
reagentes, que se encontram no estado gasoso. 
 
Exemplos: 
 
1 – Em relação às reações em equilíbrio, forneça: 
 
→ Expressão de Kc 
→ Expressão de Kp 
→ Relação entre Kp e Kc. 
→ Classifique o equilíbrio em homogêneo ou heterogêneo. 
 
a) N2(g) + 3H2(g) 
 
← 
 
→ 2NH3(g) 
b) H2(g) + Cℓ2(g) 
 
← 
 
→ 2HCℓ(g) 
c) Na2CO3(s) 
 
← 
 
→ Na2O(s) + CO2(g) 
d) 2H2(g) + O2(g) 
 
← 
 
→ 2H2O(g) 
e) 4Fe(s) + 3O2(g) 
 
← 
 
→ 2Fe2O3(s) 
f) AgCℓ(s) + 2NH3(aq) 
 
← 
 
→ Ag(NH3)
+
2(𝑎𝑞) + Cℓ
−
𝑎𝑞 
 
2 – Dadas as seguintes expressões de equilíbrio, forneça a 
possível reação que está acontecendo considerando que todos os 
integrantes da reação participam da expressão, e que o equilíbrio 
seja homogêneo: 
 
a) Kc = 
[HI]2
[H2] [I2]
 
 
b) Kc = 
[NO2]
2
[N2O4]
 
 
c) Kp = 
(PSO3)
2
(PSO2)
2
PO2
 
 
d) Kp = 
(PHNO3)
2
(PNO)
4(PH
2O
)
8
(PNH3)
6
(PO2)
9 
 
3 – A reação reversível N2(g) + 3H2(g) 
 
← 
 
→ 2NH3(g), atinge o 
equilíbrio a uma dada temperatura, verificando que as 
concentrações das espécies H2, N2 e NH3 são respectivamente, 
iguais a 2 M, 3M e 4M. Calcule a constante de desse equilíbrio em 
termos de concentração. 
 
4 – A reação para a formação do NOCℓ foi estudada a 25ºC. 
2NO(g) + Cℓ2(g) 
 
← 
 
→ 2NOCℓ(g). Nessa temperatura, e a partir de 
determinadas condições iniciais, as pressões encontradas no 
 
equilíbrio foram: PNOCℓ = 1,2 atm; P NO = 0,05 atm e P 2Cl
 = 0,3 
atm. Calcule o valor de Kp para esta reação a 25ºC. 
 
5 – Em um recipiente de 2 L, há 4 mol de H2, 3 mol de O2 e 2 mol 
de H2O, todos em estado gasoso, perfazendo o seguinte 
equilíbrio:2H2(g) + O2(g) 
 
← 
 
→ 2H2O(g). Calcule Kc. 
 
6 – Considere o seguinte equilíbrio químico: 2H2(g) + CO(g)
 
 
← 
 
→ CH3OH(g). Sabendo que Kc vale 300 (mol/L)
-2, a 425ºC, 
determine o valor de Kp a essa mesma temperatura: 
(Dado: R = 0,082 atm . L . K-1 . mol-1). 
a) 9,8 . 105 b) 2,5 . 10-1 c) 9,2 . 10-2 
d) 3,64 . 105 e) 9,8 . 10-5 
 
7 – Temos representado no gráfico abaixo as concentrações dos 
reagentes e dos produtos de uma mesma reação do tipo: 
A + B 
 
← 
 
→ C + D 
Ocorrendo no sentido à direita a partir do zero. Tem-se sempre 
[A] = [B] e [C] = [D], estando estes valores representados no 
gráfico. Qual o valor da constante de equilíbrio da reação? 
 
 
Exercícios 
 
1 – Escreva para os seguintes equilíbrios: 
→ a expressão de Kc; 
→ a expressão de Kp; 
→ a relação entre Kc e Kp. 
→ Classifique o equilíbrio em homogêneo ou heterogêneo. 
a) CO(g) + Cℓ2(g) 


 COCℓ2(g) h) 2BaO2(s) 


 2BaO(s) + O2(g) 
b) 2NO2(g) 


 2NO(g) + O2(g) i) AB(s) 


 A(s) + B(g) 
c) AB(s) + C(g) 


 AC(s) + B(s) j) 2H2(g) + O2(g) 


2H2O(g) 
d) CaCO3(s) 


CaO(s) + CO2(g) k) H2(g) + S(ℓ) 


H2S(g) 
e) C(s) + O2(g) 


CO2(g) l) 2SO2(g) + O2(g) 


 2SO3(s) 
f) 2NO2(g) 


N2O4(g) m) N2(g) + 3H2(g) 


2NH3(g) 
g) H2(g) + I2(g) 


 2HI(g) n) H2(g) + Cℓ2(g) 


 2HCℓ(g) 
o) 2Fe(s) + 3H2O(g) 


 Fe2O3(s) + 3H2(g) 
p) 2N2H4(g) + 2NO2(g) 


 3N2(g) + 4H2O(g) 
q) 3Fe(s) + 4H2O(ℓ) 


 Fe3O4(s) + 4H2(g) 
 
2 – Calcule o valor da constante de equilíbrio, Kc, para a reação: 
SO2Cℓ2(g) 
 
← 
 
→ SO2(g) + Cℓ2(g) Sabendo que as concentrações 
dos componentes no equilíbrio são: [SO2Cℓ2] = 0,1 mol/L ; [SO2] 
= 0,5 mol/L e [Cℓ2] = 0,5 mol/L. Resposta: 2,5 
 
3 – No equilíbrio, as concentrações em mol/L dos participantes 
são iguais a: [A2] = 1 mol/L; [B2] = 2 mol/L; [AB3] = 2 mol/L a 20°C. 
Calcule o valor da sua constante de equilíbrio (KC) na mesma 
temperatura. A2 + 3B2 
 
← 
 
→ 2AB3 Resposta: 0,5 
4 – Calcule a constante de equilíbrio em termo de concentração 
e depois converta para a constante de equilíbrio em termos de 
pressão e temperatura de 5000C, para a reação representada 
pela equação abaixo. Sabendo–se que nas condições de 
temperatura e pressão em que se encontra o sistema existem as 
seguintes concentrações dos compostos presentes no equilíbrio: 
[SO3] = 0,1 mol/L; [O2] = 1,5 mol/L e [SO2] = 1,0 mol/L. 2SO2 + 
O2 
 
← 
 
→ 2SO3 Resposta: 0,0066 
 
5 – Na reação de esterificação: H3CCOOH + C2H5OH 
← 
 
→ H2O + H3CCOO–C2H5 verifica-se que, a 25ºC, as 
concentrações das substâncias em equilíbrio são:[H3CCOOH] = 
0,33 mol/L;[H2O] = 0,66 mol/L;[C2H5OH] = 0,33 mol/L;[H3CCOO-
C2H5] = 0,66 mol/L. A constante de equilíbrio (Keq), a 25ºC, vale: 
a) 5 b) 4 c) 0,66 d) 0,33 e) 0,11 
 
6 – (PUC) – Em determinadas condições de temperatura e 
pressão, existe 0,5 mol/L de N2O4 em equilíbrio com 2 mol/L de 
NO2, segundo a equação N2O4(g) 
 
← 
 
→ 2NO2(g). Qual o valor da 
constante (KC) desse equilíbrio, nas condições da experiência? 
Resposta: 8 
 
7 – Para a reação representada pela equação N2O4(g) 
← 
 
→ 2NO2(g) verifica-se que no equilíbrio , a 100 ºC, encontram-
se em equilíbrio 0,040 mol/L de N2O4(g) e 0,120 mol/L de NO2(g). 
Qual o valor da constante de equilíbrio, Kc?Resposta: 0,36 
 
8 – Para a reação N2(g) + 3H2(g) 
 
← 
 
→ 2NH3(g), as pressões 
parciais de H2(g), N2(g) e NH3(g) no equilíbrio, são respectivamente, 
0,400; 0,800 e 1,600 atm. Qual o valor de Kp? Resposta: 50 
 
9 – Os óxidos de nitrogênio desempenham um papel chave na 
formação de "smog fotoquímico". A queima de combustíveis a 
alta temperatura é a principal fonte de óxidos de nitrogênio. 
Quantidades detectáveis de óxido nítrico são produzidas pela 
reação em equilíbrio: N2(g) + O2(g) 
 
← 
 
→ 2NO(g) Supondo o 
sistema em equilíbrio e que numa determinada temperatura as 
pressões parciais dos gases em equilíbrio são iguais a: P NO
=0,1atm; P
2N
 = 0,2atm; P
2O
= 0,01atm, indique o valor correto 
da constante de equilíbrio (Kp). Resposta: 5 
 
10 – Considere o seguinte sistema em equilíbrio: H2(g) + Cℓ2(g) 
← 
 
→ 2HCℓ(g) Verifica-se que, para esse equilíbrio, a certa 
temperatura, as pressões parciais dos compostos são P
2H
 = 0,5 
atm, P
2Cl
= 0,4 atm e P HCl = 0,6 atm. Determinar o valor da 
constante Kp. Resposta: Kp = 1,8 
 
11 – Calcule o valor da constante Kp do sistema em equilíbrio: 
N2(g) + 3H2(g) 
 
← 
 
→ 2NH3(g) Sabendo que, nesse equilíbrio, a 
determinada temperatura, as pressões parciais dos componentes 
são P
2N
 = 0,5 atm, P
2H
 = 1,5 atm e P
3NH
 = 2 atm. Resposta: 
2,37 
 
12 – A certa temperatura as pressões parciais dos componentes, 
no equilíbrio: 2H2(g) + O2(g) 
 
← 
 
→ 2H2O(g) São 
P
2H
 = 0,6atm, P
2O
 = 0,2 atm e P OH2
 = 0,8 atm. Determine o 
valor da constante Kp. Resposta: 8,88 
 
13 – Sabendo-se que no equilíbrio: H2(g) + I2(g) 
 
← 
 
→ 2HI(g) A 
pressão parcial do Hidrogênio (H2) é 0,22 atm, a do Iodo (I2) é 
0,22 atm e a do ácido Iodídrico (HI) é 1,56 atm, calcule o valor do 
Kp. Resposta: 50,28 
 
 
14 – Um balão contém uma mistura gasosa cujas substâncias 
estão em equilíbrio, que pode ser representado pela equação 
abaixo. CO2(g) + H2(g) 
 
← 
 
→ CO(g) + H2O(g) Sabendo que as 
pressões parciais são: P
2CO
 = 1,2 atm; P CO = 0,4 atm ; P 2H
 = 
1,2 atm e P
OH2
 = 0,06 atm, calcule o valor da constante de 
equilíbrio que relaciona as pressões parciais, Kp.Resposta: 0,01 
 
15 – A constante de equilíbrio Kp para a reação: 
2NO2(g) 
 
← 
 
→ 2NO(g) + O2(g) 
é 158 a 1000 K. Qual é a pressão de equilíbrio do O2 se PNO2= 
0.400 atm e PNO= 0.270 atm? Respostas: 347 
 
16 – A decomposição em fase gasosa, a 250°C, representada 
pela equação: PCℓ5(g) 
 
← 
 
→ PCℓ3(g) + Cℓ2(g), apresenta uma 
constante de equilíbrio Kc = 0,04. A respeito da reação foram 
levantados os seguintes dados de concentrações molares no 
equilíbrio: [PCℓ5] = 1,5 mol/L, [Cℓ2] = 0,3 mol/L. A concentração 
molar de PCℓ3 no equilíbrio é : 
a) 125 mol/L b) 37,2 mol/L c) 1,2 mol/L d) 0,3 mol/L e) 0,2 mol/L 
 
17 – No equilíbrio 2SO2(g) + O2(g) 
 
← 
 
→ 2SO3(g) , encontramos, a 
uma certa temperatura, a [SO3] = 0,2 mol/L e a [O2] = 0,1 mol/L. 
Sabendo que Kc = 40, calcule a [SO2]?Resposta: 0,1 
 
18 – A 40 ºC, a constante de equilíbrio indicado abaixo é igual a 
1,0 atm-1. 2NO2(g) 
 
← 
 
→ N2O4(g) Se a pressão parcial do NO2(g) no 
equilíbrio for 1,0 . 10-1atm, qual será a pressão parcial do N2O4(g)? 
Resposta: 1,0 . 10-2 
 
19 – Num recipiente de 2 litros de capacidade encontram-se 0,1 
mol de H2O, 1,0 mol de H2 e 0,05 mol de O2, em equilíbrio, a 
427ºC. Calcule o valor da constante Kp para o equilíbrio: 
2H2O(g)
 
← 
 
→ 2H2(g) + O2(g) Resposta: 2,5 
 
20 – Atualmente, o processo industrial utilizado para a fabricação 
de H2SO4 é chamado "processo de contacto". Nesse processo, o 
enxofre é queimado originando SO2(g). Este gás, juntamente com 
O2(g), é introduzido num conversor catalítico, quando ocorre a 
reação:2SO2(g) + O2(g) 
 
← 
 
→ 2SO3(g) Supondo que o espaço livre 
do conversor seja de 400 litros e nele estejam confinados 80 mol 
de SO2, 120 mol de O2 e 200 mol de SO3 sob dadas condições 
de pressão e temperatura, o valor de Kc para a reação acima 
representada, é: 
a) 20,8 b) 4,8 x 10-2 c) 8,33 d) 2,4 e) 10,6
 
21 – Em um balão volumétrico de 2 litros encontram-se em 
equilíbrio 0,2 mol de CO(g); 0,6 mol de O2(g) e 0,06 mol de CO2(g). 
Considerando que a equação que representa esse equilíbrio é 
2CO(g) + O2(g) 
 
← 
 
→ 2CO2(g), calcule o valor de Kc.Resposta: 0,3 
 
22 – Um recipiente de 0,5 L possui em equilíbrio, 0,05 mol de 
NOBr(g), 0,05 mol de NO(g) e 10-3 mol de Br2(g). A equação que 
representa esse equilíbrio é: 2NOBr(g) 
 
← 
 
→ 2NO(g) + Br2(g) Com 
base nestes dados, calcule o valor de Kc. Resposta: 10-3 
 
23 – Para a dissociação do trióxido de enxofre 2SO3(g) 
← 
 
→ 2SO2(g) + O2(g) o valor de Keq é igual a 5, a uma certa 
temperatura. Num recipiente de 10 L, a essa mesma temperatura, 
verifica-se que estão presentes no equilíbrio 40 mol de SO2 e 50 
mol de O2. Portanto, o número de mols de SO3 não-dissociados 
é igual a: 
a) 4 b) 5 c) 16 d) 20 e) 40 
 
24 – As concentrações de equilíbrio para a reação entre o 
monóxido de carbono e cloro molecular para formar COCℓ2(g) a 
74°C são [CO] = 0.012 M, [Cℓ2] = 0.054 M, e [COCℓ2] = 0.14 M. 
Calcule as constantes de equilíbrio Kc e Kp. 
Respostas: Kc = 220 e Kp = 7,7 
CO(g) + Cℓ2(g) 
 
← 
 
→ COCℓ2(g) 
 
25 – Considere o seguinte equilíbrio a 295 K: 
NH4HS(s) 
 
← 
 
→ NH3(g) + H2S(g) 
A pressão parcial de cada gás é 0.265 atm. Calcule Kp e Kc para 
a reação. Respostas: Kc = 1.20 x 10-4 e Kp = 0.0702 
 
 
26 – Dada a reação em equilíbrio: 
2H2(g) + O2(g) 
 
← 
 
→ 2H2O(g) 
Sabendo que a 25°C o valor da constante de equilíbrio Kc é de 
3,3 . 1081 calcule Kp. Resp: 1,4.1080 
 
27 – No equilíbrio 2CO(g) + O2(g) 
 
← 
 
→ 2CO2(g) , Kc vale 2,24 . 10
22, 
a 727ºC. Qual o valor de Kp, na mesma temperatura? 
 
28 – A constante de equilíbrio, Kc, da reação H2(g) + I2(g) 
 
← 
 
→ 2HI(g) 
a 25º C, é igual a 870. Qual o valor da Kp desse equilíbrio? 
Resposta: Kp = 870 
 
29 – A 427ºC, a constante de Kc do equilíbrio PCℓ5(g) 
 
← 
 
→ PCℓ3(g) 
+ Cℓ2(g) vale 60 mol/ℓ. Determine o valor de Kp, nas mesmas 
condições físicas? Resposta: 3444 
 
30 – Calcule o valor de Kc para o equilíbrio 2CO(g) + O2(g) 
 
← 
 
→ 
2CO2(g) a 750ºC, sabendo que, nesta temperatura, Kp = 2,73 . 
1020. Resposta: 2,29 . 1022 
 
31 – No equilíbrio químico: N2(g) + 3H2(g) 
 
← 
 
→ 2NH3(g) Verifica-se 
que Kc = 2,4.10-3 a 727ºC. Qual o valor de Kp, nas mesmas 
condições físicas? Resposta: 3,57.10-7 
 
32 – A 150 C, o equilíbrio N2O4(g)
 
← 
 
→ 2NO2(g) apresenta Kc = 3,2. 
Nessa temperatura, foram feitas misturas de N2O4 e NO2, cada 
qual colocada em um frasco numerado. 
No exato momento em que essas misturas foram feitas, as 
concentrações de cada gás são as mostradas na tabela: 
 
Frasco [N2O4] [NO2] 
1 1,00 1,00 
2 4,00 4,00 
3 0,31 1,00 
4 1,00 1,80 
Em qual(is) dessas quatro misturas, no momento em que foram 
feitas, pode-se afirmar que já existe o equilíbrio químico N2O4(g) 
← 
 
→ 2NO2(g)? Justifique. 
 
33 – A respeito da reação A + B 
 
← 
 
→ C + 2D, foram levantados 
os seguintes dados: 
 
 Concentração (mol/ℓ) 
Experimento 
 A B C D 
I 0,50 4,00 1,00 1,00 
II 4,00 2,00 1,00 2,00 
III 4,00 3,00 2,00 2,00 
IV 9,00 2,00 1,00 3,00 
IV 16,00 8,00 4,00 4,00 
Dos cinco experimentos realizados, quatro já atingiram o 
equilíbrio. Em qual dos experimentos o equilíbrio ainda não foi 
atingido? 
 
 
34 – Analise o gráfico e calcule o valor da constante de equilíbrio 
da reação que se encontra representada pela equação: X2(g) + 
Y2(g) 
 
← 
 
→ 2XY(g) Resposta: 8 
 
 
35 – Estudou-se a reação reversível I2(g) + Br2(g) 
 
← 
 
→ 2IBr(g) do 
início até o equilíbrio, a 400 ºC, obtendo-se dados a partir dos 
quais montou-se o gráfico que retrata as variações de 
concentração das substâncias em função do tempo, registrado 
abaixo. 
 
Calcule a constante de equilíbrio, Kc, dessa reação.Resposta: 32 
 
36 – Numa das etapas da obtenção industrial do ácido sulfúrico 
ocorre a transformação do dióxido em trióxido de enxofre, de 
acordo com: 
2SO2(g) + O2(g) 
 
← 
 
→ 2SO3(g) H = – 198 kJ 
Medindo-se as concentrações dos componentes da reação à 
temperatura constante em função do tempo, obtém-se o seguinte 
gráfico: 
 
 
 
Pergunta-se: 
As curvas A, B e C pertencem a qual componente da reação e 
qual o valor de Kc para a reação? Justifique. 
 
 
37 – A reação de íons ferro III com íons tiocianato pode ser 
representada pela equação: 
Fe
𝟑 +
(𝒂𝒒)
 + SCN
𝟏 −
(𝒂𝒒)
 
 
← 
 
→ FeSCN
𝟐 +
(𝒂𝒒)
 
Nesta reação a concentração dos íons varia segundo o gráfico a 
seguir sendo a curva I correspondente ao íon Fe
3 +
(𝑎𝑞)
. 
 
a) A partir de que instante podemos afirmar que o sistema entrou 
em equilíbrio? Explique. 
b) Calcule a constante de equilíbrio para a reação. 
 
 
 
38 – Considere o gráfico abaixo, representando o 
estabelecimento de um equilíbrio químico: 
 
 
 
O equilíbrio foi alcançado aos _____ minutos e o valor da 
constante, em termos de concentração, é _______ mol/L. 
 
Deslocamento de equilíbrio 
 
Princípio de Le Chatelier: “Quando se aplica uma força em um 
sistema em equilíbrio, ele tende a se reajustar no sentido de 
diminuir os efeitos dessa força. 
 
Fatores que afetam o equilíbrio 
 
1 – Concentração 
 
Adição: desloca o equilíbrio para o lado oposto. 
Retirada: desloca o equilíbrio para o mesmo lado. 
 
2 – Pressão 
 
Aumento: Desloca o equilíbrio para o lado de menor volume. 
Diminuição: Desloca o equilíbrio para o lado de maior volume. 
Obs.: Se os volumes forem iguais, a pressão não interfere no 
equilíbrio. 
 
3 – Temperatura 
 
Aumento: Desloca o equilíbrio no sentido da reação 
endotérmica. 
Diminuição: Desloca o equilíbrio no sentido da reação 
exotérmica. 
 
4 – Catalisador 
 
Não deslocam o equilíbrio, apenas aumenta as velocidades. 
 
Observações: 
 
1 – O deslocamento acontece para retomar o equilíbrio. 
2 – Para o lado o qual o equilíbrio é deslocado, as concentrações 
aumentam (pois passam a ser produto, são formados, 
produzidos), o lado oposto as concentrações diminuem (pois 
passam a ser reagentes, são gastos, consumidos). 
Exemplos: 
7
6
5
4
3
2
1
10 12 20
AB
B2
A2
ABA2 B2(g) + (g) 2 (g)
mols/l
minutos
 
1 – Dada a reação: 
 
2F2(g) + O2(g) + 11,0 kcal 
 
← 
 
→ 2OF2(g) 
 
Para que lado o equilíbrio será deslocado quando: 
 
a) adiciona-se F2(g). 
b) adiciona-se O2(g). 
c) adiciona-se OF2(g). 
d) retira-se OF2(g). 
e) retira-se O2(g). 
f) retira-se F2(g). 
g) aumenta-se a pressão sobre o sistema. 
h) diminui-se a pressão sobre o sistema. 
i) aumenta-se a temperatura do sistema. 
j) diminui-se a temperatura do sistema. 
k) adiciona-se catalisador. 
 
2 – Dada a reação em equilíbrio: 
 
2NO(g)+ O2(g) 
 
← 
 
→ 2NO2(g) + 27 kcal 
 
O que ocorre com a concentração de NO2(g), quando: 
 
a) adiciona-se NO(g). 
b) adiciona-se O2(g). 
c) retira-se NO(g). 
d) retira-se O2(g). 
e) aumenta-sea pressão sobre o sistema. 
f) diminui-se a pressão sobre o sistema. 
g) aumenta-se a temperatura do sistema. 
h) diminui-se a temperatura do sistema. 
i) adiciona-se catalisador. 
 
Exercícios 
 
1 – O que é deslocamento de um equilíbrio químico? 
 
2 – Quais são os fatores capazes de deslocar um equilíbrio 
químico? 
 
3 – Em um equilíbrio homogêneo, qual é a conseqüência da 
adição de um reagente? E a da retirada de um reagente? 
 
4 – Como o aumento da pressão influi o equilíbrio químico, com 
todos os participantes gasosos? E no caso de um equilíbrio 
heterogêneo? 
 
5 – De que modo a variação da temperatura influi em um 
equilíbrio químico? 
 
6 – Qual é a influência dos catalisadores nos equilíbrios 
químicos? 
 
7 – A reação da fotossíntese é: 
6CO2(g) + 6H2O(ℓ) 
 
← 
 
→ C6H12O6(aq) + 6O2(g) ΔH° = +2.802 kj 
Suponha que a reação está em equilíbrio. Para que lado o 
equilíbrio será deslocado quando: 
 
a) Adiciona-se O2(g); 
b) Comprimi-se do sistema; 
c) Aumenta-se a quantidade de CO2(g) 
d) Aumenta-se a temperatura; 
e) Retira-se parte do C6H12O6(aq); 
f) Adiciona-se água; 
g) Retira-se CO2(g). 
 
8 – O trióxido de dinitrogênio decompõe-se em NO e NO2 em um 
processo endotérmico: 
N2O3(g) 
 
← 
 
→ NO(g) + NO2(g) ΔH = 40,5 kj/mol 
 
Preveja o efeito das seguintes alterações na posição no 
equilíbrio; defina de que modo o equilíbrio se deslocará 
(esquerda, direita ou sem deslocamento) quando cada uma das 
mudanças a seguir ocorrer: 
 
a) Adição de N2O3(g) 
b) Adição de NO2(g) 
c) Diminuição da pressão 
d) Diminuição da temperatura 
 
9 – Ao aquecer um carbonato de metal, ocorre sua 
decomposição. Considerando a reação: 
BaCO3(s) 
 
← 
 
→ BaO(s) + CO2(g) 
Preveja o efeito das seguintes alterações na posição no 
equilíbrio; defina de que modo o equilíbrio se deslocará 
(esquerda, direita ou sem deslocamento) quando cada uma das 
mudanças a seguir ocorrer: 
 
a) Adicionando BaCO3 
b) Adicionando CO2 
c) Adicionando BaO 
d) Aumentando a temperatura 
e) Diminuir a pressão 
 
10 – Determine se o equilíbrio é deslocado para direita ou 
esquerda pela compressão em cada um dos seguintes equilibro. 
Se nenhuma mudança ocorre, então explique por quê. 
 
a) 2O3(g) 
 
← 
 
→ 3O2(g) 
b) H2O(g) + C(s) 
 
← 
 
→ H2(g) + CO(g) 
c) 4NH3(g) + 5O2(g) 
 
← 
 
→ 4NO(g) + 6H2O(g) 
d) 2HD(g) 
 
← 
 
→ H2(g) + D2(g) 
e) Cℓ2(g) 
 
← 
 
→ 2Cℓ(g) 
 
11 – Preveja em cada um dos seguintes equilíbrios se haverá 
deslocamento para o lado esquerdo ou para o lado direito com o 
aumento de temperatura. 
 
a) N2O4(g) 
 
← 
 
→ 2NO2(g) ΔH° = +57 kj 
b) Ni(s) + 4CO(g) 
 
← 
 
→ Ni(CO)4(g) ΔH° = -161kj 
c) CO2(g) + 2NH3(g) 
 
← 
 
→ CO(NH2)2(s) + H2O(g) ΔH° =-90kj 
d) CH4(g) + H2O(g) 
 
← 
 
→ CO(g) + 3H2(g) ΔH° = +206 kj 
e) CO(g) + H2O(g) 
 
← 
 
→ CO2(g) + H2(g) ΔH°= -41 kj 
f) 2SO2(g) + O2(g) 
 
← 
 
→ 2SO3(g) ΔH° = -198 kj 
 
12 – Determine o que acontece à concentração da substância 
indicadas quando cada um dos seguintes sistemas é comprimido. 
 
a) NO2(g) em 
2Pb(NO3)2(s) 
 
← 
 
→ 2PbO(s) + 4NO2(g) + O2(g) 
b) NO(g) em 
3NO2(g) + H2O(ℓ) 
 
← 
 
→ 2HNO3(aq) + NO(g) 
c) HI(g) em 
2HCℓ(g) + I2(s) 
 
← 
 
→ 2HI(g) + Cℓ2(g) 
 
d) SO2(g) em 
2SO2(g) + O2(g) 
 
← 
 
→ 2SO3(g) 
e) NO2(g) em 
2NO(g) + O2(g) 
 
← 
 
→ 2NO2(g) 
 
13 – Considere o equilíbrio: 
CO(g) + H2O(g) 
 
← 
 
→ CO2(g) + H2(g) 
a) Se a concentração do CO2 é aumentada, o que acontece a 
concentração do H2? 
b) Se a concentração do CO diminui o que acontece com a 
concentração do CO2? 
c) Se a concentração de CO aumenta o que acontece com a 
concentração do H2? 
d) Se a concentração de H2O diminui o que acontece com a 
concentração de H2? 
 
14 – Considere o equilíbrio: 
CH4(g) + 2O2(g) 
 
← 
 
→ CO2(g) + 2H2O(g) 
a) Se a concentração do CO2 aumentar, o que acontece à 
concentração do CH4? 
b) Se a concentração do CH4 diminui o que acontece com a 
concentração do CO2? 
c) Se a concentração do CH4 aumenta o que acontece à 
concentração de O2? 
d) Se a concentração de H2O diminui o que acontece com a 
concentração de CO2? 
 
 
15 – Use o principio de Le Chatelier para prever a consequência 
que a mudança dada na primeira coluna da tabela a seguir tem 
sobre a quantidade na segunda coluna para o seguinte sistema 
em equilíbrio: 
 
5CO(g) + I2O5(s) 
 
← 
 
→ I2(g) + 5CO2(g) ΔH° = -1.175 kj 
 
Considere que cada mudança seja aplicada separadamente ao 
sistema. 
 
 Mudança O que ocorre com: 
a) Aumento da pressão Quantidade de CO2 
b) Diminuição da pressão Quantidade de CO 
c) Aumento da temperatura Quantidade de CO 
d) Adição de I2 Quantidade de CO2 
e) Adição de I2O5 Quantidade de I2 
f) Remoção de CO2 Quantidade de I2 
g) Compressão Quantidade de CO 
h) Redução da temperatura Quantidade de CO2 
i) Adição de CO2 Quantidade de I2O5 
j) Adição de CO2 Quantidade de CO 
 
 
16 – Os quatros gases NH3, O2, NO e H2 são misturados em um 
recipiente de reação e deixados para atingir o equilíbrio na 
reação: 
4NH3(g) + 5O2(g) 
 
← 
 
→ 4NO(g) + 6H2O(g) 
 
Certas mudanças são então feitas nessa mistura, conforme 
tabela abaixo. Considerando cada mudança separadamente, 
explique o efeito (aumento, diminuição ou nenhum) que a 
mudança tem sobre os valores originais no equilíbrio, na 
quantidade da segunda coluna. Considere que a temperatura e o 
volume são constantes. 
 
 Mudança O que ocorre com: 
a) Adição de NO Quantidade de H2O 
b) Adição de NH3 Quantidade de NO 
c) Adição de NO Quantidade de O2 
d) Remoção de NO Quantidade de NH3 
e) Remoção de H2O Quantidade de NO 
f) Adição de NH3 Quantidade de O2 
g) Remoção de O2 Quantidade de NH3 
 
17 – As quatros substancias HCℓ, I2, HI e Cℓ2 são misturadas em 
um recipiente de reação e deixadas para atingir o equilíbrio na 
reação: 
2HCℓ(g) + l2(g) 
 
← 
 
→ 2Hl(g) + Cℓ2(g) 
Certas mudanças (as quais são especificadas na primeira coluna 
da tabela seguinte) são então feitas nessa mistura. Considerando 
cada mudança separadamente explique o efeito (aumento, 
diminuição ou nenhum) que a mudança tem sobre os valores 
originas no equilíbrio na quantidade da segunda coluna. A 
temperatura e o volume devem ser considerados constantes. 
 
 Mudança O que ocorre com: 
a) Adição de HCℓ Quantidade de HI 
b) Adição de Cℓ2 Kc 
c) Remoção de Hl Quantidade de Cℓ2 
d) Remoção de Cℓ2 Quantidade de HCℓ 
e) Adição de HCℓ Kc 
f) Remoção de HCℓ Quantidade de l2 
g) Adição de I2 Kc 
 
 
18 – Caracterize cada uma das reações a seguir como sendo 
produto-favorecida ou reagente-favorecida: 
 
a) CO(g) + ½O2(g) 
 
← 
 
→ CO2(g) Kp = 1,2 x 10
-5 
b) H2O(g) 
 
← 
 
→ H2(g) + ½O2(g) Kp = 9,1 x 10
-41 
c) CO(g) + Cℓ2(g) 
 
← 
 
→ COCℓ2(g) Kp = 6,5 x 10
11 
 
19 – Na alta atmosfera ou em laboratório, sob ação de radiações 
eletromagnéticas, o ozônio é formado por meio da reação 
endotérmica: 
3O2(g) 
 
← 
 
→ 2O3(g) 
a) O aumento da temperaturafavorece ou dificulta a formação do 
ozônio? 
b) E o aumento da pressão? 
 
20 – A reação de transformação do dióxido de carbono em 
monóxido de carbono, representada pela equação a seguir, é 
muito importante para alguns processos metalúrgicos. 
C(s) + CO2(g) 
 
← 
 
→ 2CO(g) ∆H= +174 kJ/mol 
Qual é o efeito sobre este equilíbrio quando: 
 
a) adiciona-se carbono sólido? 
b) aumenta-se a temperatura? 
c) introduz-se um catalisador? 
 
21 – Na fabricação de cerveja adiciona-se gás carbônico durante 
o processo de engarrafamento (parte do CO2 já é produzido 
durante a fermentação). Isto faz com que o produto final 
apresente uma acidez maior. Por outro lado, o CO2 em solução 
fica em equilíbrio com o CO2 não solubilizado, como representado 
a seguir: 
CO2(g) 
 
← 
 
→ CO2(aq) ∆H = -14,8 kJ/mol 
 
 
Suponha que a geração de espuma esteja relacionada à 
quantidade de gás liberado durante a abertura da garrafa de 
cerveja. 
Se duas cervejas são abertas no mesmo bar, uma a 6°C e outra 
a 25°C, qual apresentará a maior quantidade de espuma? 
Justifique sua resposta. 
 
22 – A reação: 
N2O4(g) 
 
← 
 
→ 2NO2(g) 
é endotérmica, com ∆H = +56,9 kJ. 
a) Explique de que modo, no equilíbrio estabelecido, a 
quantidade de NO2 pode ser afetada pelas seguintes variações: 
I) adição de N2O4(g) 
II) abaixamento da pressão por aumento do volume do recipiente 
III) aumento da temperatura 
IV) adição de um catalisador ao sistema 
 b) Indique, dentre as variações apresentadas no item anterior, a 
que altera o valor de Kc. Justifique a resposta 
 
23 – No corpo humano, o transporte de oxigênio é feito por uma 
proteína chamada hemoglobina. Cada molécula de hemoglobina 
contém 4 átomos de ferro. O transporte de oxigênio, dos pulmões 
para os tecidos, envolve o equilíbrio reversível: 
Hemoglobina + O2 
 𝒕𝒆𝒄𝒊𝒅𝒐 
← 
 𝒑𝒖𝒍𝒎ã𝒐
→ 
 Oxi-hemoglobina 
Mesmo um atleta bem treinado tem seu rendimento físico muito 
diminuído quando vai competir em localidades de altitude muito 
mais elevada do que a que está habituado. Após cerca de duas 
semanas de treinamento na nova altitude, o rendimento do atleta 
retorna ao normal. 
 
a) Explique, em termos químicos, por que o rendimento físico 
inicial do atleta diminui na altitude mais elevada. 
b) Explique por que, após o período de adaptação, o rendimento 
do atleta retorna ao normal. 
c) O que ocorre com as reservas originais de ferro do organismo 
em conseqüência da adaptação 
 
24 – O processo de dissolução do oxigênio do ar na água é 
fundamental para a existência de vida no planeta. Ele pode ser 
representado ela seguinte equação química: 
O2(g) + H2O(ℓ) 
 
← 
 
→ O2(aq) ∆H = -11,7 kJ.mol
-1 
Observação: o símbolo  significa grande quantidade de 
substância. 
a) Considerando que a altitude seja a mesma em que lago há 
mais oxigênio dissolvido: em um de águas a 10°C ou em outro de 
águas a 25°C? Justifique. 
b) Considerando uma mesma temperatura, onde há mais 
oxigênio dissolvido, em um lago no alto da cordilheira dos Andes 
ou em outro em sua base? Justifique. 
 
25 – Considere o equilíbrio que ocorre em fase gasosa a certa 
temperatura: 
SO3 + NO 
 
← 
 
→ SO2 + NO2 
Explique: 
 
a) o efeito no equilíbrio provocado pela remoção de NO2. 
b) por que um aumento de pressão sobre o sistema não influi no 
equilíbrio. 
 
26 – Em recipiente fechado, à temperatura constante, ocorre o 
seguinte equilíbrio em fase gasosa: 
4NH3(g) + 3O2(g) 
 
← 
 
→ 2N2(g) + 6H2O(g) 
Explique os efeitos que provocam nesse equilíbrio: 
 
a) a adição de N2 gasoso ao recipiente. 
b) o aumento da pressão sobre o sistema. 
 
27 – O processo industrial Haber-Bosch de obtenção da amônia 
se baseia no equilíbrio químico expresso pela equação: 
 
N2(g) + 3H2(g) 
 
← 
 
→ 2NH3(g) 
Nas temperaturas de 25°C e de 450°C, as constantes de 
equilíbrio Kp são 3,5×108 e 0,16, respectivamente. 
 
a) Com base em seus conhecimentos sobre equilíbrio e nos 
dados fornecidos, quais seriam, teoricamente, as condições de 
pressão e temperatura que favoreceriam a formação de NH3? 
Justifique sua resposta. 
b) Na prática, a reação é efetuada nas seguintes condições: 
pressão entre 300 e 400 atmosferas, temperatura de 450°C e 
emprego de ferro metálico como catalisador. Justifique por que 
estas condições são utilizadas industrialmente para a síntese de 
NH3. 
 
28 – O CoCℓ2 é um sal de cor azul que se hidrata facilmente, 
passando a CoCℓ2.2H2O, de cor rosa. Enfeites como "gatinhos", 
"galinhos" e outros bibelôs são recobertos com esse sal e mudam 
de cor em função da umidade do ar. A reação química que 
representa o equilíbrio entre o sal anidro e o hidratado é a 
seguinte: 
CoCℓ2(s) + 2H2O(g) 
 
← 
 
→ CoCℓ2.2H2O(s) 
Indique qual a cor dos bibelôs em função do tempo úmido ou 
seco. Justifique. 
 
29 – Para a reação em equilíbrio: 
PCℓ3(g) + Cℓ2(g) 
 
← 
 
→ PCℓ5(g) 
Diga qual é o efeito de cada um dos seguintes fatores sobre o 
equilíbrio inicial: 
 
a) adição de PCℓ3; 
b) remoção de Cℓ2; 
c) adição de catalisador. 
 
30 – Uma forma de obter ferro metálico a partir do óxido de ferro 
(II) é a redução deste óxido com monóxido de carbono, reação 
representada na equação: 
FeO(s)+ CO(g) 
 
← 
 
→ Fe(s)+ CO2(g) ΔH > 0 
a) Escreva a expressão da constante de equilíbrio (Kc) da reação 
apresentada. Como varia essa constante em função da 
temperatura? Justifique. 
b) De que forma a adição de FeO e o aumento de pressão 
interferem no equilíbrio representado? Justifique. 
 
31 – Considerando a reação expressa a seguir em meio aquoso, 
exotérmica no sentido da reação direta, e os dados de constante 
de equilíbrio (KC) determinados em diferentes temperaturas. 
A + 2B 
 
← 
 
→ C + 3D Kc (40°C) = 0,1 
rosa azul Kc ( 25°C) = 1,0 
 Kc (10°C) = 10 
Responda: 
 
a) Ao abaixarmos a temperatura: 
→ o sistema ficará de que cor? 
→ haverá maior formação de quais substâncias? 
b) Ao aumentarmos a temperatura: 
→ o sistema ficará de que cor? 
→ haverá maior formação de quais substâncias? 
c) O que acontecerá com o equilíbrio se aumentarmos a pressão 
sobre o sistema? 
 
32 – À temperatura ambiente, o NO2(g), gás castanho-
avermelhado, está sempre em equilíbrio com o seu dímero, o 
N2O4(g), gás incolor. Preparam-se dois tubos fechados com a 
mesma coloração inicial. Um deles foi mergulhado em banho de 
gelo + água e o outro em água a 80 ºC. O tubo frio se tornou 
incolor e o quente assumiu uma coloração castanho-
avermelhada mais intensa. 
N2O4(g) 
 
← 
 
→ 2NO2(g) 
 
a) Com base nas observações descritas, explique se a reação de 
dimerização é endotérmica ou exotérmica. 
b) Em qual das duas temperaturas o valor numérico da constante 
de equilíbrio é maior? Explique. 
 
Equilíbrio Iônico 
 
Ki – Constante de ionização 
 
Ki = 
𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜
𝑅𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒
 
 
Ki 
Ka 
Constante de acidez 
Estado físico participante: aquoso(aq). 
HxA 
 
← 
 
→ xH
+ + Ax- 
 Unidade de medida: (mol/L)Δn 
 
Kb 
Constante de equilíbrio em função das pressões. 
Estado físico participante: aquoso(aq). 
B(OH)x 
 
← 
 
→ B
x+ + x(OH)1- 
 Unidade de medida: (mol/L)Δn 
 
Obs.: Δn é a diferença entre a soma dos coeficientes 
estequiométricos dos produtos e a soma dos coeficientes 
estequiométricos dos reagentes, que participam da expressão. 
 
Comparando força de substâncias que pertencem a 
mesma função 
 
Quanto maior o valor da constante mais forte a substância será. 
 
Lei da Diluição de Ostwald 
 
Para α ≤ 5 % Para α >5 % 
Ki = C. α2 Ki = 
𝐂.𝛂𝟐
𝟏− 𝛂
 
Onde: 
 
Ki: Constante de ionização 
C: Concentração em mol/L, molar ou M. 
α: Grau de ionização em %. 
Obs.: Na fórmula, retira-se a % do grau de ionização, dividindo-o 
por 100. 
 
→ Fórmulas complementares 
[H+] = C . α 
[OH-] = C . α 
Exemplos: 
1 – Escreva as expressões das constantes de ionização para as 
ionizações das substâncias abaixo: 
 
 
2 – Analise a tabela fornecida abaixo para responder ao que se 
pede: 
 
 
 
 
a) Qual é o ácido mais forte? 
b) Qual é o ácido mais fraco? 
c) Coloque os ácidos em ordem crescente de acidez. 
 
3 – Prepara-se uma solução de ácido nitroso (HNO2) e, após 
atingido o equilíbrio iônico, verifica-se que as concentrações das 
a) HI(aq) 
b) HNO3(aq) 
c) H2SO4(aq) 
d) KOH(aq) 
e) Ca(OH)2(aq) 
f) In(OH)3(aq) 
Ácido HNO2 HCℓO HBrO HIO 
Ka 4,5x10-4 3,2x10-8 2,0x10-9 2,0x10-11 
espécies envolvidas são: [H+] = 6,5x10-3 mol/L; [NO

2 ] = 6,5x10
-3 
mol/L; [HNO2] = 0,1 mol/L. Escreva a equação química que 
representa o equilíbrio e a expressão da sua constante de 
ionização e calcule o valor da equação. Resposta: 4,2x10-6 
 
4 – Calcule o valor da constante de ionização, a 25ºC, do ácido 
acético (CH3COOH) sabendo que em solução de 2x10-2 mol/L o 
seu grau de ionização é de 3 %. Resposta: 1,8x10-5 
 
5 – Calcule o grau de ionização de uma base, BOH, numa 
solução 0,2 mol/L, sabendo que sua constante de ionização, Kb, 
vale 8x10-7. Resposta: 0,2 % 
 
6 – Calcule a concentração de H+ numa solução de HCℓO 0,5 
mol/L sabendo que o ácido se encontra 2 % ionizado. Resposta: 
[H+] = 0,01 mol/L 
 
Exercícios 
1 – A partir dos dados fornecidos na tabela abaixo, coloque os 
ácidos em ordem crescente de força. Utilize os números. 
 
 
2 – Calcule o grau de ionização de uma base, BOH, numa 
solução 0,2 mol/L, sabendo que sua constante de ionização, Kb, 
vale 8x10-7.Resposta: 0,2 % 
 
3 – Calcule o valor da constante de ionização, a 25ºC, do ácido 
acético (CH3COOH) sabendo que em solução de 2x10-2 mol/L o 
seu grau de ionização é de 3 %. Resposta: 1,8x10-5 
 
4 – Calcule o grau de ionização do ácido cianídrico, HCN, numa 
solução 10-4 mol/L, sabendo que sua constante de ionização é 
1,0x10-10. Resposta: 0,1 % 
 
5 – Qual o valor da constante de ionização do ácido nitroso, 
HNO2, tendo como base que esse ácido se encontra 1 % ionizado 
numa solução 10-2 mol/L? Resposta: 1,0x10-6 
 
6 – Qual a concentração, em mol/ℓ, de uma solução cujo ácido 
possui Ka = 4x10-10 e grau de ionização igual a 0,02 %? Resposta: 
1,0x10-2 mol/L 
 
7 – O grau de ionização do ácido fórmico numa solução 10-2 mol/L 
é 1 %. Qual será o valor do seu grau de ionização numa solução 
10-4 mol/L? Resposta: 10 % 
 
8– Calcule a concentração de íons H+ numa solução de ácido 
ciânico, HCNO, 0,04 mol/L, sabendo que a sua constante de 
ionização vale 4,0x10-4. Resposta: [H+] = 4x10-3 mol/L 
 
9 – Sabendo-se que o grau de ionização de uma solução 0,1 
molar de ácido acético, a 25ºC, é 1,35x10-2, calcule a constante 
de ionização do ácido acético nessa temperatura. Resposta: 
1,82x10-5 
 
10 – O grau de dissociação iônica do hidróxido de amônio, em 
solução 1 molar, é 0,40 %, a 20ºC. Qual a constante de 
dissociação iônica do hidróxido nessa temperatura? Resposta: 
1,6x10-5 
 
11 – Calcule a concentração molar do ácido cianídrico, à 
temperatura T, cujo grau de dissociação é 0,01 %, e constante de 
ionização igual a 1,0x10-9. Resposta: 0,1 molar 
 
12 – Um monoácido fraco tem constante de ionização igual a 
1,0x10-9 mol/L, à temperatura ambiente. Qual o grau de ionização 
desse ácido em uma solução aquosa 0,1 molar? Resposta: 1x10-
2 % 
 
Ácido Ka 
1 - HF 6,7x10-4 
2 - CH3COOH 1,8x10-5 
3 - HCN 4,0x10-10 
4 - H2SO3 (1ª etapa) 1,7x10-2 
5 - H2CO3 (1ª etapa) 4,4x10-7 
 
13 – A constante de equilíbrio, para a reação de ionização do 
ácido cianídrico é 7,2x10-10, a 25ºC. Calcule a concentração 
molar de H+ em uma solução aquosa de HCN 1,0 molar a 25ºC. 
Resposta: 2,68x10-5molar 
 
14 – Calcule a concentração de H+ numa solução de HCℓO 0,5 
mol/L sabendo que o ácido se encontra 2 % ionizado. Resposta: 
[H+] = 0,01 mol/L 
 
15 – O grau de dissociação de uma determinada base BOH em 
solução 0,05 mol/L é de 4 %. Qual a concentração de íons 
hidroxila (OH-) nessa solução?Resposta: [OH-] = 2x10-3 mol/L 
 
16 – Calcule a concentração dos íons OH- numa solução de uma 
base BOH 0,3 mol/L que se encontra 3 % dissociada. Resposta: 
[OH-] = 9x10-3 mol/L 
 
17 – Prepara-se uma solução utilizando uma base do tipo B(OH)2 
de forma que ela fique com uma concentração de 0,8 mol/L. Qual 
a concentração dos íons OH- considerando que o grau de 
dissociação dessa base é de 10 %? Resposta: [OH-] = 0,16 mol/L 
 
Equilíbrio Iônico da água 
 
H2O 
 
← 
 
→ H
+ + OH- 
Ki = 
[𝐻+][𝑂𝐻−]
[𝐻
2𝑂
]
 
 
Ki.[H2O] = [H+].[OH-], Kw = Ki.[H2O] 
 
Kw = [H+].[OH-] 
 
A 25°C Kw = 1,0.10-14, logo: 
[H+].[OH-] = 1,0.10-14 
 
Então: 
 
Meio ácido [H+] > [OH-] ou [H+] > 1,0.10-14 
Meio básico [H+] < [OH-] ou [OH-] > 1,0.10-14 
Meio neutro [H+] = [OH-] = 1,0.10-14 
 
pH → potencial hidrogeniônico 
 
pH = -log[H+] 
 
pOH → potencial hidroxiliônico 
 
pOH = -log[OH-] 
 
pH + pOH = 14 
 
→ Relações entre [H+], [OH-], pH e pOH 
 
 [H+] mol/L pH [OH-] mol/L pOH 
Á
C
ID
O
 
1 (1 x 100) 0 1 x 10-14 14 
1 x 10-1 1 1 x 10-13 13 
1 x 10-2 2 1 x 10-12 12 
1 x 10-3 3 1 x 10-11 11 
1 x 10-4 4 1 x 10-10 10 
1 x 10-5 5 1 x 10-9 9 
1 x 10-6 6 1 x 10-8 8 
NEUTRO 1 x 10-7 7 1 x 10-7 7 
B
Á
S
IC
O
 
1 x 10-8 8 1 x 10-6 6 
1 x 10-9 9 1 x 10-5 5 
1 x 10-10 10 1 x 10-4 4 
1 x 10-11 11 1 x 10-3 3 
1 x 10-12 12 1 x 10-2 2 
1 x 10-13 13 1 x 10-1 1 
1 x 10-14 14 1 (1 x 100) 0 
 
Exemplos: 
 
1 – Calcule o pH, pOH e classifique o meio: 
 
a) [H+] = 1 x 10-1 mol/L h) [OH-] = 1 x 10-2 mol/L 
b) [H+] = 1 x 10-3 mol/L i) [OH-] = 1 x 10-4 mol/L 
c) [H+] = 1 x 10-5 mol/L j) [OH-] = 1 x 10-6 mol/L 
d) [H+] = 1 x 10-7 mol/L k) [OH-] = 1 x 10-7 mol/L 
e) [H+] = 1 x 10-13 mol/L l) [OH-] = 1 x 10-14 mol/L 
f) [H+] = 1 x 10-8 mol/L m) [OH-] = 1 x 10-9 mol/L 
g) [H+] = 1 x 10-10 mol/L n) [OH-] = 1 x 10-11 mol/L 
 
 
2 – Determine a [H+], [OH-] e classifique o meio: 
 
a) pH = 1 h) pOH = 2 
b) pH = 3 i) pOH = 5 
c) pH = 5 j) pOH = 7 
d) pH = 7 k) pOH = 9 
e) pH = 8 l) pOH = 11 
f) pH = 11 m) pOH = 14 
g) pH = 14 n) pOH = 10 
 
 
3 – Coloque as substâncias em ordem crescente de acidez: 
 
a) Substância pH 
 A 5 
 B 11 
 C 7 
 
b) Substância pOH 
 X 9 
 Y 1 
 Z 12 
 
 
 
d) Substância [OH-] 
 α 1 x 10-13 
 β 1 x 10-4 
 γ 1 x 10-8 
 
e) Substância 
 R pH = 5 
 S [H+] = 1 x 10-4 M 
 T [OH-] = 1 x 10-4 M 
 
f) Substância 
 H pOH = 9 
 I [H+] = 1 x 10-12 M 
 J [OH-] = 1 x 10-3 M 
 
4 – Quantas vezes uma solução de pH = 3 é mais ácida que uma 
de pH = 6? 
 
5 – Calcule o pH e o pOH de uma solução que apresenta: 
Dado: log 3,0 = 0,48 
 log 5,0 = 0,70 
 
a) [H+] = 3,0 x10-5 mol/L 
b) [OH-] = 5,0 x 10-6 mol/L 
 
 
c) Substância [H+] 
 K 1 x 10-5 
 L 1 x 10-11 
 M 1 x 10-7 
 
6 – Qual o pH e o pOH das seguintes soluções: 
Dado: log 6,0 = 0,78 
 
a) H2SO4(aq) 0,000005 M 
b) Aℓ(OH)3(aq) 0,000000002 M 
 
Exercícios 
1 – Qual é o pH de um meio cuja concentração hidrogeniônica é 
de 0,001 mol/L ? 
 
2 – Determine o pH de uma solução em que: [H+] = 0,0001 mol/L? 
 
3 – Calcule o pH de uma solução que apresenta [OH-] 0,01 mol/L? 
 
4 – Calcule o pOH das seguintes soluções: 
 
Solução A: [OH-] = 0, 0001 mol/L 
Solução B: [OH-] = 0, 000 001 mol/L 
Solução C: [OH-] = 10-10 mol/L 
Solução D: [OH-] = 10-6 mol/L 
 
5 – Qual e o pH de um meio cuja concentração hidroxiliônica é de 
0,0001 mol/L? 
 
6 – Calcule o pH dos seguintes meios: 
 
Meio A: [OH-] = 10-9 mol/L Meio B: [OH-] = 0,01 mol/L 
 
7 – A concentração de íons H+ de uma solução é de 10-12 mol/L. 
Calcule o seu pOH. 
 
8 – Determine o pOH das soluções: 
 
Solução1: [H+] = 0, 0001 mol/LSolução2: [H+] = 10-5 mol/L 
 
9 – Calcule o pH e o pOH de uma solução 0,01 M de HNO3. 
 
10 – Calcule o pH e o pOH de uma solução 3.10-4 M de KOH? 
 
11 – Qual o valor do pH de uma solução aquosa de ácido 
bromídrico 0,001 mol/L a 25 0C? 
 
12 – Quantas vezes uma solução A tem de pH = 2 é mais ácida 
que uma solução B de pH = 4? 
 
13 – Complete o quadro: 
 
14 – Classifique em ácidos, básicas ou neutras as seguintes 
soluções: 
Solução A: [H+] = 10-8 mol/L Solução C: pH = 12 mol/L 
Solução B: [OH-] = 10-10 mol/L Solução D: pOH = 7 mol/L 
 
15 – Sabendo que o pH de uma solução e igual a 3, descubra as 
concentrações de íons H+ e OH- dessa solução. 
 
 16 – A [H+] numa solução de pH = 2 é: 
 
a) 0,01 M b) 0,1 M c) 2,0 M d) 102 M e) 20 M 
 
17 – Qual o pH e o pOH de uma solução de NaOH 0,0001 M? 
 
a) pH = 10 e pOH = 4 d) pH = 13 e pOH = 1 
b) pH = 4 e pOH = 10 e) pH = 4 e pOH = 14 
c) pH = 1 e pOH = 13 
 
18 – A 25 0C, a comparação entre soluções aquosas I (pH = 7) e 
II (pH =9) permite concluir que a solução: 
 
a) I é mais básica do que a II 
Solução a 25 0C [H+] [OH-] pH pOH Meio 
HI a 0,01 mol/L 
Ácido sulfúrico 10-2 
Suco de uva 4 
KOH 10-3 
NH4OH 5 
b) I tem [H+] menor do que na II 
c) II é mais ácida do que a I 
d) II contém ácido mais forte do que I 
e) II tem [OH-] maior do que I 
 
19 – O “leite de magnésia”, constituído por uma suspensão aquosa 
de Mg(OH)2, apresenta pH igual a 10 . Isto significa que: 
 
a) O “leite de magnésia” tem propriedades ácidas 
b) A concentração de íons OH- é igual a 10-10 mol/L 
c) A concentração de íons H3O+ é igual a 10-10 mol/L 
d) A concentração de íons H3O+ é igual a 10-4 mol/L 
e) A soma das concentrações dos íons H3O+ e OH- é igual a 10-14 
mol/L 
 
20 – Vários produtos comerciais (alimentos, bebidas, produtos de 
limpezas e higiênicos etc.) caráter ácido básico ou neutro. Escreva 
quantos produtos de caráter ácido (pH<7) e quantos produtos de 
caráter básicos ou alcalino (pH>7). 
 
21 – Entre os líquidos da tabela: 
 
 
Quais têm caráter ácido? 
 
22 – Em uma solução aquosa de uma base, podemos afirmar que: 
 
a) [OH-] > [H+] e pH <7 d) [OH-] > [H+] e pH >7 
b) [OH-] < [H+] e pH >7 e) [OH-] = [H+] e pH =7 
c) [OH-] < [H+] e pH <7 
 
23 – Após comemorações excessivas dos festejos de final de ano, 
um individuo foi acometido de azia (acidez estomacal excessiva). 
O mais aconselhável para ele ingerir com um pouco de água é: 
 
a) Vinagre d) Bebida alcoólica 
b) Limão e) Leite de magnésia (hidróxido de magnésia) 
c) Suco de laranja 
 
24 – Considere as seguintes amostras: 
 
1) água pura; 2) água de cal; 3) água acidulada. 
 
Da comparação de pH das amostras resulta 
 
a) pH1 = pH2 > pH3 d) pH2 > pH1 > pH3 
b) pH1 > pH2 = pH3 e) pH2 < pH1 < pH3 
c) pH1 > pH2 > pH3 
 
25 – A analise de uma determinada amostra de refrigerante 
detectou pH = 0. A concentração de íons H+ nesse refrigerante é: 
 
a) 10-6 M b) 10-12 M c) 10-2 M d) 102 M e) 10-7 M 
 
26 – Dada a afirmação: 
“A urina é uma solução aquosa que apresenta pH = 5.” 
Podermos concluir que: 
 
a) A solução tem caráter básico 
b) A concentração hirdrogeniônica é 10-5 mol/L 
c) A concentração hirdroxiliônica é de 10-7 mol/L 
d) A constante de ionização da água é 10-5 
e) A urina é uma solução não elétrica 
 
27 – Um suco de tomate tem pH = 4. Isto significa que: 
 
a) O suco apresenta propriedades alcalinas 
b) A concentração de íons H+ presentes no suco é 104 mol/L 
Substância [H+] [OH-] 
Leite 1,0. 10-7 1,0. 10-7 
Água do mar 1,0. 10-8 1,0. 10-6 
Coca-cola 1,0. 10-3 1,0. 10-11 
Café preparado 1,0. 10-5 1,0. 10-9 
Lágrima 1,0. 10-7 1,0. 10-7 
Água de lavanderia 1,0. 10-12 1,0. 10-2 
 
c) A concentração de íons H+ presentes no suco é 10-4 mol/L 
d) A concentração de íons OH- presentes no suco é 104 mol/L 
e) A concentração de íons OH- presentes no suco é 10-4 mol/L 
 
28 – Uma solução aquosa A tem [H+] = 1,0. 10-6 e a outra, B, tem 
[OH-] = 1,0. 10-6. A razão entre as concentrações de H+ das 
soluções A e B é igual a: 
 
a) Zero b) 1,0. 1012 c) 1 d) 1,0. 102 e) 10-2 
 
29 – A 25 0C, o pH de uma solução aquosa de certo eletrólito é 
igual a 14. Qual a concentração de OH- dessa solução? 
 
a) 1 mol/L b) 7 mol/L c) 14 mol/L d) 10-7 mol/L e) 10-14 mol/L 
 
30 – Numa solução aquosa ácida, a 25 0C, a soma do pH e pOH 
vale: 
 
a) Zero b) 1 c) 7 d) 14 e) 100 
 
31 – Quando comparamos o pH da chuva ácida (pH = 4) com o 
pH de chuva “normal” (pH = 6), podemos afirmar que o primeiro é, 
em relação ao segundo: 
 
a) 100 vezes maior d) 1,5 vezes menor 
b) 200 vezes menor e) 2/3 menor 
c) 1,5 vezes maior 
 
32 – Considerando as soluções aquosas de um ácido (HA) com os 
seguintes valores de pH: 
 
Solução I, pH = 2; Solução II, pH = 5; Solução III, pH = 6; 
 
Responda a seguinte pergunta e justifique sua resposta: qual 
dessas soluções tem maior acidez? 
 
33 – Determine o pH e a concentração hidrogeniônica de uma 
solução 0, 001 molar de hidróxido de potássio (KOH). 
 
34 – Calcule o [H+] e a [OH-] de uma solução 0,01 M de ácido 
clorídrico (HCℓ) e seu pH. 
 
35 – Uma solução 0,005 molar de hidróxido de bário Ba(OH)2, em 
água à temperatura ambiente, terá pH aproximadamente igual a: 
 
a) 0,010 b) 2 c) 5 d) 9 e) 12 
 
36 – O pH e a concentração hidrogeniônica, a 25 0C de uma 
solução básica 0,001 molar é respectivamente: 
 
a) 10-11 e 3 b) 11 e 3 c) 3 e 10-11 d) 1 e 13 e) 10-3 e 10-11 
 
37 – A fenolftaleína é um indicador acido-básico que, em meio 
ácido, torna-se incolor e, em meio alcalino, rosada. Apresentamos 
a um aluno tubos de ensaio com amostras diluídas que contém as 
seguintes substâncias. 
 
1. Suco de limão 4. Refrigerante 
2. Amoníaco de uso doméstico 5. Cerveja 
3. Água destilada pura 
 
Em qual dos tubos de ensaios após adição da fenolftaleína a 
solução ficou rosada 
 
a) 1 b) 3 c) 4 d) 2 e) 5 
 
38 – Comparando-se os valores de pH de alguns líquidos: 
 
Suco de limão 2,2 
Saliva 6,3 
Sangue 7,3 
Água da chuva 5,7 
Água do mar 8,3 
Sabe-se que: 
 
a) A água do mar e mais acida que a água da chuva 
b) O suco de limão e menos ácido de todos 
c) O sangue e menos ácido que a saliva 
d) A água do mar e menos básica do que o sangue 
e) O pOH da saliva e maior que 7 
 
39 – Considerando-se os sistemas: 
 
Vinagre (pH =3), cerveja (pH = 5), salmoura (pH = 7), 
Bicarbonato de sódio (pH = 9) e amoníaco (pH = 12), podemos 
concluir que os sistemas de caráter básico são: 
 
a) Salmoura 
b) Vinagre, cerveja 
c) Bicarbonato de sódio, salmoura 
d) Bicarbonato de sódio, amoníaco 
e) Cerveja, salmoura 
 
40 – A tabela mostra os pH característicos de alguns sistemas: 
A respeito deles pode ser afirmado que: 
 
 Sistema pH 
Vinagre 3,0 
Suco de laranja 4,0 
Suco de tomate 5,0 
Saliva 6,0 
Leite 6,8 
Sangue 7,4 
Clara de ovo 8,0 
 
a) A clara de ovo e o sistema menos ácido 
b) O sangue e o liquido mais próximo da neutralidade 
c) O suco de laranja é 1,5 vezes mais ácido que a saliva 
d) O suco de tomate e duas vezes menos ácido do que o vinagre 
e) Todos os líquidos da tabela são ácidos 
 
41 – Um suco de limão apresente-se com pH = 3. A concentração 
de H+ na solução é, em mol/L, igual a: 
 
a) 1,000 b) 0,003 c) 0,001 d) 0,008 e) 0,006 
 
42 – O “leite de magnésia” e constituído por uma suspensão 
aquosa de Mg(OH)2, e apresenta pH igual a 10. Isto significa que: 
 
a) O “leite de magnésia” tem propriedades acidas. 
b) A concentração de íons OH- é igual a 10-10 mol/L. 
c) A concentração de íons H3O+ é igual a 10-10 mol/L 
d) A concentraçãode íons H3O+ é igual a 1010 mol/L 
e) A soma das concentrações dos íons H3O+ é igual a 10-14 mol/L 
 
43 – Considerando-se os recipientes A, B e C. O recipiente A 
contém uma solução cuja concentração de íons OH- é 10-4 mol. L-
1. O recipiente B contém uma solução cuja concentração de íons 
OH- é 10-5 mol. L-1. E o recipiente C contém uma solução cuja 
concentração de íons OH- é 10-8 mol. L-1. Os valores dos pH das 
soluções dos recipientes A, B e C são, respectivamente: 
 
a) Maior que 7,0, menor que 7,0 e maior que 7,0 
b) Menor que 7,0, igual a 7,0 e maior que 7,0. 
c) Maior que 7,0, maior que 7,0 e menor que 7,0 
d) Menor que 7,0, maior que 7,0 e igual a 7,0 
e) Menor que 7,0, maior que 7,0 e maior que 7,0 
 
44 – Na tabela abaixo estão relacionados os valores de pH para 
diversos materiais. 
 
 Material pH 
I- Suco de tomate 4,1 
II- Urina 6,0 
III- Solução saturada de NaOH ~15,0 
IV- Água da chuva 6,5 
V- Suco de laranja 3,0 
VI- Leite 6,9 
VII- Sangue 7,4 
 
a) Liste esses materiais de acordo com a ordem crescente de sua 
acidez. 
 
b) A concentração de íons hidróxidos é maior na água ou na chuva 
ou na água pura a 25 0C? Justifique sua resposta através de 
cálculos. 
 
Hidrólise salina 
 
Faz-se a reação com H2O (HOH) onde somente ocorrerá 
hidrólise, se houver formação de uma substância fraca. 
 
Hidrólise do cátion: forma base fraca. 
Hidrólise do ânion: forma ácido fraco ou instável. 
 
Pré requisito: 
 
Força das bases: 
Fortes: bases formados por elementos das famílias 1A e 
2A, exceção para Mg(OH)2. 
Fracas: bases formadas pelos demais elementos. 
 
Força dos ácidos: 
 
Hidrácidos (ácidos sem O) 
Fortes: HCℓ, HBr e HI 
Moderado: HF 
Fracos: Os demais 
 
Oxiácidos (ácidos com O) 
Força = Número de Oxigênio – Número de Hidrogênio 
Onde : 
 
Força 
≥ 2 Forte 
= 1 Moderado 
= 0 Fraco 
 
O meio será classificado de acordo com os íons que sobram em 
solução. 
 
Meio ácido, pH < 7: sobra H+ 
Meio básico, pH > 7: sobra OH- 
Meio neutro, pH = 7: sobra H+ e OH-, ou nenhum deles. 
 
Observações: 
Ácido instável: H2CO3 → H2O + CO2↑ 
↑ significa gás 
 
Exemplos: 
 
1 – Em relação às substâncias: 
→ faça a reação com água 
→ classifique o meio 
→ indique se houve hidrólise e quanto a que. 
 
a) NaCℓ 
b) NH4Br 
c) NaHCO3 
d) K2SO4 
 
Exercícios 
 
1 – O Fluoreto de Sódio (NaF) é usado na prevenção de cárie 
dentária. A hidrólise desse sal produz: 
 
a) NaOH (forte) e HF (fraco). d) NaOH (fraco) e HF (forte). 
b) NaOH (fraco) e HF (fraco). e) Uma solução ácida. 
c) NaOH (forte) e HF (forte). 
 
2 – Em uma determinada solução aquosa de NaCℓ é verificado 
pH = 7. Isso se deve ao fato de: 
 
a) ocorrer apenas hidrólise do cátion Na+. 
b) ocorrer apenas hidrólise do ânion Cℓ-. 
c) não ocorrer hidrólise, porque NaOH e HCℓ são eletrólitos fortes. 
d) ocorrer hidrólise do cátion e do ânion. 
e) NaOH e HCℓ serem eletrólitos fracos. 
 
3 – Terá pH 7 a solução aquosa de: 
 
a) KCN b) Na2S c) NH4Cℓ d) KNO3 e) KF 
4 – Na produção de um antiácido, um laboratório farmacêutico 
poderá utilizar: 
 
a) Ca(NO3)2 b) CaCO3 c) CaSO4 d) (NH4)2SO4 e) NaNO3 
 
5 – Dadas as soluções aquosas: 
 
I) Na2SO4 II) NaCN III) (NH4)2SO4 
 
Podemos concluir que: 
 
a) a ordem crescente de pH será dada por I II  III. 
b) em I, há hidrólise do cátion e do ânion. 
c) em II, há hidrólise do cátion. 
d) em III, há hidrólise do ânion. 
e) II é a única solução básica. 
 
6 – Dados os compostos: NaCN, KCℓ, NH4Cℓ, KOH, H2SO4: 
 
a) Coloque esses compostos em ordem crescente de acidez. 
 
7 – (UNISA – SP) O sal que, em solução aquosa, não produz 
efeito sobre o papel de tornassol é: 
 
a) CuSO4 b) Na2CO3 c) NaCℓ d) CH3COONa e) NH4Cℓ 
 
8 – (PUCCAMP – SP) As soluções aquosas e bem diluídas de 
bicarbonato de sódio (NaHCO3) e carbonato de sódio são, 
respectivamente: 
 
a) básica e ácida; d) ácida e ácida; 
b) básica e básica; e) neutra e básica. 
c) ácida e básica; 
 
9 – Um químico necessita de uma solução aquosa de um sal que 
apresente um pOH maior que 7. Para isso, poderá usar uma 
solução de: 
 
a) cloreto de sódio – NH4Cℓ 
b) nitrato de amônio – NH4NO3 
c) sulfato de sódio – Na2SO4 
d) acetato de potássio – CH3COOK 
e) qualquer dos sais acima citados 
 
10 – (MACKENZIE – SP) Um sal formado por base forte e ácido 
fraco hidrolisa, ao se dissolver em água, produzindo uma solução 
básica. Essa é uma característica do: 
 
a) Na2S b) NaCℓ c) (NH4)2SO4 d) KNO3 e) NH4Br 
 
11 – (UNIFOR – CE) Carbonato de sódio, quando dissolvido em 
água, origina solução básica. Isso porque o ânion do sal interage 
com água, originando: 
 
a) ácido fraco d) sal ácido pouco solúvel 
b) base fraca e) gás de caráter ácido 
c) sal básico pouco solúvel 
 
12 – (FESP – UPE) Um determinado “HInd” apresenta uma 
constante de dissociação, Ki = 1,0 x 10-5. Admitindo-se que a 
forma não-ionizada tem a coloração “amarela” e o íon- Ind- tem 
a coloração “roxa”, é de se esperar que as soluções aquosas de 
hidróxido de sódio (NaOH), carbonato de potássio (K2CO3), 
borato de sódio (Na3BO3) e cianeto de potássio (KCN), quando 
em contato com algumas gotas do indicador, apresentem 
respectivamente as colorações: 
 
a) amarela – roxa – roxa – amarela 
b) roxa – roxa – amarela – amarela 
c) amarela – amarela – amarela – amarela 
d) roxa – roxa – roxa – roxa 
e) roxa – roxa – roxa – amarela 
 
13 – (FEI – SP) Os compostos cianeto de sódio (NaCN), cloreto 
de zinco (ZnCℓ2), sulfato de sódio (Na2SO4) e cloreto de amônio 
(NH4Cℓ), quando dissolvidos em água, tornam o meio 
respectivamente: 
 
a) básico, ácido, ácido, neutro; d) básico, ácido, neutro, ácido; 
b) ácido, básico, neutro, ácido; e) ácido, neutro, básico, básico. 
c) básico, neutro, ácido, ácido; 
 
Produto de Solubilidade 
 
KPS, KS ou PS: Constante do produto de solubilidade 
 
KPS = [Produtos]coeficientes 
 
Para substâncias com a mesma estequiometria, quanto 
maior o KPS maior a sua solubilidade. 
 
Exemplos: 
 
1 – Escreva a equação que representa o equilíbrio de solubilidade 
e a expressão da constante do produto de solubilidade (KPS) para 
as seguintes substâncias: 
 
a) NaCℓ(s) b) Mg(OH)2(s) c) AℓBr3(s) d) Fe2(SO4)3 
 
2 – Observe as seguintes substâncias e seus respectivos 
produtos de solubilidade, e responda: 
 
Substâncias KPS a 25 °C? 
Ba(OH)2 1,3 . 10-2 
PbCℓ2 2,0 . 10-5 
AgBr 4,9 . 10-13 
Fe(OH)3 3,0 . 10-39 
HgS 4,0 . 10-53 
 
a) Qual a substância mais solúvel a 25 °C? 
b) Qual a substância menos solúvel a 25 °C? 
c) Coloque as substâncias em ordem crescente de solubilidade. 
 
3 – Sabendo que a solubilidade do cromato de prata – Ag2CrO4 – 
é de 7,5x10-5mol/L, a determinada temperatura, calcular o seu 
produto de solubilidade nessa temperatura. Resposta =1,7x10-12 M 
 
4 – O produto de solubilidade do sulfato de chumbo (PbSO4) é 
2,25 . 10-8, a 25°C. Calcule a solubilidade do sal em mol/L nessa 
temperatura. Resposta: 1,5 . 10-4 M 
 
Exercícios 
 
 1 – Escreva a equação que representa o equilíbrio de 
solubilidade e a expressão da constante do produto de 
solubilidade (KPS) para as seguintes substâncias: 
 
a) AgBr 
b) CaCO3 
c) Ag2SO4 
d) PbI2 
e) Ag2S 
f) Aℓ(OH)3 
g) Mn(OH)2 
h) BaSO4 
 
2 – A solubilidade do cloreto de chumbo II - PbCℓ2 – em água é 
1,6 . 10-2 mol/L a 25°C. Determine seu KPS nessa temperatura. 
Resposta: 1,64 . 10-5 
 
3 – A solubilidade de CaCO3 em água, a 20°C, é 0,13 mol/L. Qual 
o valor da constante de solubilidade (KPS) nessa temperatura, 
sabendo que a mesma é dada em mol/L? Resposta: 1,69 . 10-8 
 
4 – O sulfato de bário – BaSO4 – é utilizado como contraste em 
radiografias gastrointestinais. Sabendo que a solubilidade do 
BaSO4, em certa temperatura, é 1,0 . 10-5 mol/L, determine o seu 
KPS. Resposta: 1,0 . 10-10 mol/L 
 
5 – Sabendoque o produto de solubilidade do cloreto de prata - 
AgCℓ – vale 1,80 . 10-10, determine sua solubilidade em água em 
mol/L. Resposta: 1,34 . 10-5 
 
6 – O hidróxido de ferro III – Fe(OH)3 – é uma base fraca pouco 
solúvel. Em certa temperatura, a sua KS é 2,7 . 10-25. Determine 
7 – Os produtos de solubilidade do Ag2CrO4 e do Hg2CrO4 são, 
respectivamente, 1,2 . 10-12 e 2,0 . 10-9, ambos a 25°C. 
a) Qual a solubilidade do Hg2CrO4, a 25°C, em mol/L? Resposta: 
8,0 . 10-4 mol/L 
b) Qual o sal mais solúvel? Justifique 
 
8 – O produto de solubilidade do AgCℓ é 1,8 . 10-10 a 298 K. Qual 
a concentração de íons Ag+, que se obtém no equilíbrio, quando 
se adiciona um excesso de AgCℓ em uma solução 0,1 mol/L de 
NaCℓ? Resposta: 1,8 . 10-9 
 
9 – Uma solução saturada de base, representada por X(OH)2, 
cuja reação de equilíbrio é: 
X(OH)2(s) 
 
← 
 
→ X
2 +
(aq)
 + 2OH
−
(aq) 
Tem um pH = 10, a 25°C. Determine o produto de solubilidade do 
X(OH)2. Resposta: 5 . 10-13 
 
10 – O produto de solubilidade do AgOH é 1,0 . 10-8 a 25°C. Qual 
o valor de pH da solução saturada de AgOH a 25°C? Resposta: 
10 
 
 
 
► EFEITO DO ÍON COMUM 
 
 A adição de um íon que seja comum ao sistema em 
equilíbrio sempre vai deslocar esse equilíbrio no sentido de 
diminuir a concentração em quantidade de matéria do íon em 
questão. 
 A adição de um íon comum desloca o equilíbrio de 
ionização ou dissociação. Note que: 
● a constante de ionização do ácido ou dissociação da base não 
se altera, pois ela depende apenas da temperatura; 
● o grau de ionização de um ácido ou de dissociação de uma 
base diminuem; 
● a concentração de íons H+ (ácido) ou OH- (base) diminuem. 
 O efeito do íon comum não se faz notar apenas sobre 
ácidos e bases. Todas as vezes que adicionarmos um íon comum 
a um equilíbrio que existe em solução, ele será deslocado de 
acordo com o princípio de Le Chatelier. 
 
► EFEITO DO ÍON NÃO-COMUM 
 
 É possível deslocar um equilíbrio iônico mesmo sem 
adicionar um íon comum. Para isso basta que o íon adicionado 
reaja com um dos participantes do equilíbrio, o que diminui sua 
concentração e, pelo Princípio de Le Chatelier, acaba por 
deslocar o equilíbrio na direção da sua formação. 
 Os casos mais comuns são: 
● adição de um íon que ao combinar com outro que se encontra 
no equilíbrio forma um precipitado, logo funciona como uma 
retirada; 
● adição de um íon que ao combinar com outro que se encontra 
no equilíbrio forma uma substância volátil, gás, logo funciona 
como uma retirada; 
● adição do íon H+ a um equilíbrio que tenha OH-, ou, adição do 
íon OH- a um equilíbrio que tenha H+, haverá formação de água, 
logo, funciona como uma retirada. 
 
► Exemplos 
 
1 – Em um frasco contendo solução de ácido nitroso, HNO2, 
existe o equilíbrio abaixo: 
 
HNO2(ℓ) + H2O(ℓ) 


 H3O
1 +
(aq)
 + NO
1 − 
2(aq)
 
 
Adiciona-se ao conteúdo do frasco pequena quantidade de nitrito 
de sódio, NaNO2 sólido. Com base nessas informações responda 
ao que se pede: 
 
a) Após dissolução do sal, escreva a equação de dissociação do 
mesmo. 
b) Qual o íon, entre os que estão sendo adicionados, comum ao 
equilíbrio? 
c) O que ocorre com o equilíbrio em face da adição do NaNO2? 
d) O que acontece com o valor da constante de equilíbrio? 
e) O que acontece com o pH da solução em face da adição do 
NaNO2? 
 
2 – Os íons cromato (CrO
2 −
4 
), amarelo, e dicromato (Cr2O
2 −
4 
), 
alaranjado, coexistem em equilíbrio numa solução aquosa. A 
equação que representa esse equilíbrio é: 
 
 
Com base nesses dados responda ao que se pede: 
 
a) O que acontece com o equilíbrio quando lhe adicionamos 
solução de KOH? 
b) O que acontece com a cor da solução à medida que vamos lhe 
adicionando solução aquosa de HCℓ? 
c) O que acontece com a cor da solução à medida que vamos 
fazendo a sua diluição? 
2CrO
2 − 
4(aq) 
 + H2O(ℓ) 


 Cr2O
2 − 
4(aq)
 + 2OH
1 −
(aq)
 
amarelo alaranjado 
d) O que acontece com o valor da constante de equilíbrio quando 
fazemos a diluição da solução? 
 
► Exercícios 
 
1 – Uma solução aquosa de ácido acético (CH3COOH) se 
encontra em equilíbrio: 
 
CH3COOH(ℓ) + H2O(ℓ) 


 H3O
1 +
(aq)
 + CH3COO
1 −
(aq)
 
 
Ao adicionar-se acetato de sódio (CH3COONa), responda: 
 
a) Indique para qual lado o equilíbrio é deslocado; 
b) O grau de ionização do ácido aumenta, diminui ou não se 
altera? 
c) A [H+] aumenta, diminui ou não se altera? 
d) A constante de ionização (Ka) aumenta, diminui ou não se 
altera? 
 
 
2 – Uma solução aquosa de amônia se encontra em equilíbrio de 
acordo com a reação: 
 
NH3(g) + H2O(ℓ) 


 NH
1 + 
4(aq)
 + OH
1 −
(aq)
 
 
Ao adicionar-se acetato de amônio (CH3COONH4), responda: 
 
a) Indique para qual lado o equilíbrio é deslocado; 
b) O grau de ionização da base aumenta, diminui ou não se 
altera? 
c) A [OH-] aumenta, diminui ou não se altera? 
d) A constante de ionização (Kb) aumenta, diminui ou não se 
altera? 
e) O cheiro de amônia, NH3(g), aumenta, diminui ou não se altera? 
 
 
3 – Considere o seguinte equilíbrio iônico: 
 
 
Indique o que ocorre com a coloração da solução nas situações 
abaixo e justifique: 
 
a) Eleva-se o pH da solução. 
b) Adiciona-se K2Cr2O7. 
c) Adiciona-se NH4Cℓ. 
d) Adiciona-se NH3. 
e) Aumenta-se a temperatura. 
 
 
4 – Considere o equilíbrio abaixo, que se estabelece quando o 
indicador ácido-base HIn é acrescentado à água: 
 
HIn(aq) + H2O(ℓ) 


 H3O
1 +
(aq)
 + In
1 −
(aq)
 
incolor vermelho 
 
O que se observa se a esta solução for adicionado hidróxido de 
sódio (NaOH) em excesso? 
 
 
5 – Do repolho roxo pode-se extrair, por fervura com água, uma 
substância que é responsável pela sua coloração característica. 
Essa substância é um ânion de um ácido fraco cuja dissociação 
pode ser escrita como: 
 
HR(aq) + H2O(ℓ) 


 H3O
1 +
(aq)
 + R
1 −
(aq)
 
amarelo roxo 
 
Cr2O
2 − 
7(aq)
 + OH
1 −
(aq)
 + H2O(ℓ) 

 H3O
1 +
(aq)
 + 2CrO
2 − 
4(aq) 
 ∆H < 0 
alaranjado amarelo 
Utilizando este equilíbrio, explique por que a adição de vinagre ou 
limão (ácidos) a este extrato faz com que ele mude de cor. 
 
 
6 – No vinagre ocorre o seguinte equilíbrio: 
 
CH3COOH(ℓ) + H2O(ℓ) 


 H3O
1 +
(aq)
 + CH3COO
1 −
(aq)
 
 
Que efeito provoca nesse equilíbrio a adição de uma substância 
básica? Justifique sua resposta. 
 
 
7 – Tendo a equação da reação: 
 
Cℓ2(g) + H2O(ℓ) 


 H3O
1 +
(aq)
 + Cℓ
1 −
(aq)
 
 
Pergunta-se: 
 
a) Como deslocar o equilíbrio para o sentido direto da reação? 
b) Em princípio, como eliminar do sistema os íons Cℓ
1 −
(aq)
? 
 
 
8 – Misturando-se duas soluções aquosas de K2CrO4 e HCℓ, ocorre 
o equilíbrio: 
 
2CrO
2 − 
4(aq)
 + 2H
1 +
(aq)
 


 Cr2O
2 − 
7(aq)
 + H2O(ℓ) 
 
a) Escrever a expressão da constante de equilíbrio. 
b) Descrever e justificar o que ocorre no equilíbrio quando se 
adiciona: 
I. solução de HCℓ; 
II. solução de ZnCℓ2 sabendo-se que ZnCr2O7 é um sal solúvel, 
mas ZnCrO4 é um sal pouco solúvel. 
 
 
9 – Refrigerantes possuem grandes quantidades de gás carbônico 
dissolvido. A equação abaixo representa, simplificadamente, o 
equilíbrio envolvendo esse gás em solução aquosa. 
 
CO2(g) + 2H2O(ℓ) 


 HCO
1 − 
3(aq)
 + H3O
1 +
(aq)
 
 
A dissolução de gases em líquidos é favorecida pelo aumento da 
pressão e diminuição da temperatura. Por outro lado, a 
concentração de íons hidrogênio no estômago é elevada. À luz 
desses fatos explique a eructação (arroto) provocada pela ingestão 
de refrigerante. 
 
 
10 – Os refrigerantes e outras bebidas gasosas contém CO2 
dissolvido em uma mistura líquida, cujo solvente é a água. O 
equilíbrio de solubilidade do CO2 em água pode ser representado 
pela equação: 
 
CO2(g) 
H2O


 CO2(aq) 
 
Sabe-se, também, que pequena parte do CO2 aquoso reage coma água, conforme o equilíbrio representado pela equação: 
 
CO2(g) + 2H2O(ℓ) 


 HCO
1 − 
3(aq)
 + H3O
1 +
(aq)
 
 
Considerando o exposto e desprezando qualquer outra reação 
que possa ocorrer, responda se o pH da mistura líquida presente 
em um refrigerante aumenta, diminui ou não se altera nas duas 
situações seguintes. Justifique suas respostas. 
 
a) Ao se abrir o refrigerante. 
b) Ao se adicionar bicarbonato de sódio (NaHCO3) ao 
refrigerante. 
 
 
11 – Explique o que ocorre com o equilíbrio existente na solução 
inicial e com o pH da solução quando: 
 
a) se adiciona acetato de sódio (CH3COONa) a uma solução de 
ácido acético (CH3COOH). 
b) se adiciona cloreto de amônio (NH4Cℓ) em solução de amônia 
(NH3) em água. 
 
 
12 – Considere a solução aquosa de uma substância de fórmula 
HA, na qual existe o equilíbrio: 
 
HA(aq) + H2O(ℓ) 


 H3O
1 +
(aq)
 + A
1 −
(aq)
 
vermelha amarela 
 
Sabe-se que HA tem cor vermelha e que A- tem cor amarela. 
Explique por que: 
 
a) a adição de suco de limão deixa a solução vermelha; 
b) a adição de soda cáustica deixa a solução amarela. 
 
 
13 – Numa solução diluída de ácido acético (CH3COOH) existe o 
seguinte equilíbrio: 
 
CH3COOH(ℓ) + H2O(ℓ) 


 H3O
1 +
(aq)
 + CH3COO
1 −
(aq)
 
 
a) Escreva a expressão da constante de equilíbrio em termos de 
concentração; 
b) O que acontece com a concentração do íon acetato, quando 
adicionamos ácido clorídrico (HCℓ) a essa solução? 
 
 
14 – No vinagre ocorre o seguinte equilíbrio: 
 
CH3COOH(ℓ) + H2O(ℓ) 


 H3O
1 +
(aq)
 + CH3COO
1 −
(aq)
 
 
Que efeito provoca nesse equilíbrio a adição de uma substância 
básica? Justifique sua resposta. 
 
 
15 – A metilamina, H3C─NH2, proveniente da decomposição de 
certas proteínas, responsável pelo desagradável “cheiro de 
peixe”, é uma substância gasosa, solúvel em água. Em soluções 
aquosas de metilamina ocorre o equilíbrio: 
 
H3C─NH2(aq) + H2O(ℓ) 


 H3C─NH
1 + 
3(aq)
 + OH
1 −
(aq)
 
 
a) O pH de uma solução aquosa de metilamina será maior, menor 
ou igual a 7? 
b) Por que o limão ou o vinagre diminuem o “cheiro de peixe”? 
 
 
16 – O ferro é um dos elementos mais abundantes na crosta 
terrestre. O íon ferro III em solução aquosa é hidrolisado de 
acordo com a reação: 
 
Fe
3 + 
(aq)
 + 3H2O(ℓ) 


Fe(OH)3(s) + 3H
1 +
(aq)
 
 
a) Com base nessa equação explique por que na água do mar 
(pH = 8) não á íons Fe
3 + 
(aq)
 presentes. 
b) O que se pode dizer sobre as águas de determinados rios 
que são ricas em Fe
3 + 
(aq)
? 
 
 
17 – Água mineral com gás pode ser fabricada pela introdução 
de gás carbônico na água, sob pressão um pouco superior a 1 
atm. 
 
a) Essa água é ácida ou alcalina? Justifique escrevendo a reação. 
b) Se a garrafa for deixada aberta, o que acontece com o pH da 
água? Explique. 
 
 
18 – Adicionando-se hidróxido de sódio (NaOH) a uma solução 
aquosa de gás amônia (NH3) em equilíbrio, o que acontece: 
 
NH3(g) + H2O(ℓ) 


 NH
1 + 
4(aq)
 + OH
1 − 
(aq)
 
 
a) com o pH da solução; 
b) com a concentração de íons NH
+
4
; 
c) com a liberação de gás amônia. 
 
 
19 – Tendo a equação da reação: 
 
Cℓ2(g) + H2O(ℓ) 
2


1
H
+ 
(aq) + Cℓ
1 − 
(aq)
 + HOCℓ(aq) 
 
Pergunta-se: 
 
a) Como deslocar o equilíbrio do sistema no sentido 1 da reação? 
b) Em princípio, como eliminar do sistema os íons Cℓ
1 −
(aq)
? 
 
 
20 – A reação de zinco (Zn) com ácidos é representado pela 
equação: 
 
Zn(s) + 2H3O
+ 
(aq) → Zn
2 + 
(aq)
 + H2(g) + 2H2O(ℓ) 
 
a) A velocidade dessa reação quando se usa zinco em pó ou em 
barras? 
b) em pH = 2 ou pH = 4? 
Justifique suas respostas. 
 
 
21 – Em uma solução aquosa existe o seguinte equilíbrio químico: 
 
Fe
3 +
(aq)
 + nSCN
1 −
(aq)
 


 [Fe(SCN)n]
(3 − n)
(aq) 
 
 com 1 ≤ n ≤ 6 
 
A solução é límpida e vermelha, devido à presença dos íons 
[Fe(SCN)n]
(3 − n)
(aq) 
. Se a esse sistema for adicionado uma das 
seguintes substâncias, qual(is) delas aumentaria(m) a 
intensidade da coloração vermelha? Justifique. 
 
a) FeCℓ3(aq) 
b) FeCℓ2(aq) 
c) NaCℓ(aq) 
d) NaSCN(aq) 
e) NaOH(aq) 
 
 
► SOLUÇÃO-TAMPÃO 
 
 Denomina-se solução tampão a solução que praticamente 
não sofre variação considerável (efeito tampão) de pH ou de pOH 
pela adição de pequenas quantidades de ácidos fortes ou de 
bases fortes. 
 Há dois tipos de solução-tampão mais comuns: as 
constituídas por um ácido fraco e um sal solúvel de mesmo ânion 
que esse ácido, e as constituídas por uma base fraca e um sal 
solúvel de mesmo cátion que essa base. 
 
● Tampão de ácido e sal 
 
Ionização do ácido fraco 
 
 
 
 
 
 
 
Dissociação do sal 
 
MeX(aq) 
H2O


 Me
1 +
(aq)
 + X
1 −
(aq)
 
---- y y 
 
 
No instante da mistura 
 
 HX(aq) 
H2O


 H
1 +
(aq)
 + X
1 −
(aq)
 
No instante da 
mistura 
n - x x x + y 
 
Depois de 
estabelecido a 
nova posição 
do equilíbrio 
n – x + z x - z x + y – z 
 
Ou ainda n – (x – z) x - z 
(x – z) + 
y 
 
pH do tampão 
 
Constante de ionização: Ka = 
[H+][X−]
[HX]
 
 
Colocando em evidência a concentração hidrogeniônica: 
 
[H+] = 
[HX]
[X−]
 Ka 
 
Sendo que [HX] corresponde a concentração do ácido e 
[X-] corresponde a concentração do sal, temos: 
 
[H+] = 
[ácido]
[sal]
 Ka 
 
Tomando o logaritmo da expressão anterior: 
 
log [H+] = log 
[ácido]
[sal]
 + log Ka 
 
Multiplicando-se tudo por (-1): 
 
- log [H+] = - log 
[ácido]
[sal]
 - log Ka 
 
Onde: 
HX(aq) 
H2O


 H
1 +
(aq)
 + X
1 −
(aq)
 
n - x x x 
 
 
 
- log [H+] = pH, - log Ka = pKa, - log 
[ácido]
[sal]
 = log 
[sal]
[ácido]
, ou 
seja: 
 
pH = pKa + log 
[𝐬𝐚𝐥]
[á𝐜𝐢𝐝𝐨]
 
 
Observação: Caso as concentrações do ácido e do sal 
sejam iguais, pH = pKa. 
 
● Tampão de base e sal 
 
Dissociação da base fraca 
 
 
 
 
 
 
Dissociação do sal 
 
MeX(aq) 
H2O


 Me
1 +
(aq)
 + X
1 −
(aq)
 
--- y y 
 
No instante da mistura 
 
 
MeOH(aq) 
H2O


 Me
1 +
(aq)
 + OH
1 −
(aq)
 
No instante da 
mistura 
n - x x x + y 
Depois de 
estabelecido a 
nova posição 
do equilíbrio 
n – x + z x - z x + y – z 
Ou ainda 
n – (x – z) x - z 
(x – z) + 
y 
 
pH do tampão 
 
Constante de ionização: Kb = 
[Me+][OH−]
[MeOH]
 
 
Colocando em evidência a concentração hidroxiliônica: 
 
[OH-] = 
[MeOH]
[Me+]
 Kb 
 
Sendo que [MeOH] corresponde a concentração da base 
e [Me+] corresponde a concentração do sal, temos: 
 
[OH-] = 
[base]
[sal]
 Kb 
 
Tomando o logaritmo da expressão anterior: 
 
log [OH-] = log 
[base]
[sal]
 + log Kb 
 
Multiplicando-se tudo por (-1): 
 
- log [OH-] = - log 
[base]
[sal]
 - log Kb 
 
Onde: 
MeOH(aq) 
H2O


 Me
1 +
(aq)
 + OH
1 −
(aq)
 
n - x x x 
- log [OH-] = pOH, - log Kb = pKb, - log 
[base]
[sal]
 = log 
[sal]
[base]
, ou 
seja: 
 
pOH = pKb + log 
[𝐬𝐚𝐥]
[𝐛𝐚𝐬𝐞]
 ou pH = pKw - pKb - log 
[𝐬𝐚𝐥]
[𝐛𝐚𝐬𝐞]
 
 
Observação: Caso as concentrações da base e do sal 
sejam iguais, pOH = pKb. 
 
● Capacidade Tamponante 
 
Em geral pode-se dizer que a capacidade do tampão mantém-se 
para misturas compreendidas no intervalo 1 : 10 ([sal]:[ácido] ou 
[sal]:[base]) e 10 : 1 ([sal]:[ácido] ou [sal]:[base]). Ou melhor, 
como: 
 
pH = pKa + log 
[sal]
[ácido]
 pOH = pKb + log 
[sal]
[base]
 
 
a) se [sal] = 1 e [ácido] = 10 a) se [sal] = 1 e [base] = 10 
pH = pKa + log 
1
10
 
 
pH = pKa - 1 
 
 pOH = pKb + log 
1
10
 
 
pOH = pKb - 1 
 
b) se [sal] = 10 e [ácido] = 1 b) se [sal] = 10 e [base] = 1 
pH = pKa + log 
10
1
 
 
pH = pKa + 1 
 
 pOH = pKb + log 
10
1
 
 
pOH = pKb + 1 
 
Logo: 
pH = pKa ± 1 pOH = pKb ± 1 
 
 
Para resolver os exemplos e exercícios, utilize os dados 
contidos nas seguintes tabelas: 
 
Ácidos Ka 
H2CO3 4,4 x 10-7 
CH3COOH 1,8 x 10-5 
HNO2 4,4 x 10-4 
HCOOH 1,8 x 10-4C6H5CO2H 6,3 x 10-5 
CH3CH(OH)COOH 1,0 x 10-4 
HCN 4,9 x 10-10 
 
 
Bases Kb 
AgOH 2,0 x 10-4 
NH4OH 1,8 x 10-5 
 
 
log valor 
log 1,34 0,13 
log 1,8 0,26 
log 2 0,3 
log 2,86 0,46 
log 4 0,6 
log 4,4 0,64 
log 6,3 
log 8 0,9 
 
 
► Exemplos 
 
 1 – Dadas as substâncias: 
 
 
 
NaCℓ CH3COONa HBr 
 
H2O KBr HCℓ 
 
NH4Cℓ KOH H2SO4 
 
Na2SO4 NH3 CH3COOH 
 
NaOH 
 
Indique com quais dessas substâncias podemos formar uma 
solução tampão de pH: 
 
a) ácido; 
b) básico. 
 
 
2 – Considere uma solução aquosa constituída por uma mistura 
de H2S(aq) e Na2S(aq). 
 
a) Represente o equilíbrio de ionização parcial do ácido e o 
equilíbrio de dissociação do sal, indicando para que lado tende 
cada equilíbrio. 
b) Explique como a solução responderia à adição de uma 
pequena quantidade de HI(aq). 
c) Explique como a solução responderia à adição de uma 
pequena quantidade de KOH(aq). 
 
 
3 – Calcule o pH de uma solução tampão com 0,50 mol/L de 
CH3COOH e 0,5 mol/L de CH3COONa. pH = 4,74 
 
 
4 – Adicionaram-se 0,07 mol de nitrito de sódio (NaNO2) a 
1000,0 mL de uma solução 0,035 mol/L de ácido nitroso (HNO2). 
Supondo desprezível a variação no volume da solução com a 
adição do sal, qual será o valor aproximado do pH da solução 
final? pH = 3,7 
 
 
5 – Um tampão H2CO3/HCO
−
3 está presente no sangue humano, 
para o qual o pH vale 7,4. Determine a relação [HCO
−
3 ]/[H2CO3] 
no sangue. 10 
 
 
6 – Um tampão H2CO3/HCO
−
3 foi preparado de tal forma que a 
relação [HCO
−
3 ]/[H2CO3] é igual a 2. Determine o valor do pH 
desse tampão. 6,7 
 
 
► Exercícios 
 
1 – Em estudos ligados à medicina e à biologia é muito 
importante o conceito de solução-tampão, pois os fluídos 
biológicos (animais ou vegetais) são, em geral, meios aquosos 
tamponados. Diga quais dentre os seguintes pares de 
substâncias, quando em solução aquosa, produzem uma 
solução-tampão. Explique o critério que uso na escolha. 
 
I. HCℓ + NaCℓ 
II. NaOH + NaCℓ 
III. NaCN + HCN 
IV. NH4Cℓ + NH4OH 
V. CH3COOH + CH3COONa 
 
 
2 – Qual das soluções abaixo formam uma solução-tampão? 
Justifique sua resposta. 
 
I. HBrO3 + HBr 
II. HNO2 + NaNO2 
III. KCℓ + HCℓ 
IV. KOH + CH3COOK 
 
 
3 – O sistema tampão de fosfato representa cerca de 10 % de 
todos os tampões existentes no sangue e é constituído pelo di-
hidrogenofosfato de sódio, NaH2PO4, e pelo mono-
hidrogenofosfato de sódio, Na2HPO4, que estabelecem os 
equilíbrios: 
 
H2PO
1 − 
4(aq)
 + OH
1 −
(aq)
 


 HPO
2 − 
4(aq)
 + H2O(ℓ) 
HPO
2 − 
4(aq)
 + H3O
1 +
(aq)
 


 H2PO
1 − 
4(aq)
 + H2O(ℓ) 
 
Explique como atua esse sistema de tamponamento ao entrar em 
contato com uma pequena quantidade de ácido clorídrico (HCℓ(aq)), 
e de hidróxido de sódio (NaOH(aq)). 
 
 
4 – Tem-se no laboratório dois frascos, A e B, contendo soluções. 
Ao frasco A adiciona-se pequena quantidade de hidróxido de 
sódio (NaOH) e verifica-se que o pH da solução sofre uma 
sensível variação. A solução contida no frasco B, em face da 
mesma adição de hidróxido de sódio, não apresenta sensível 
variação no seu pH. Qual das duas soluções está tamponada? 
Justifique sua resposta. 
 
 
5 – Escreva, para cada mistura que forma uma solução-tampão, 
pH > 7 ou pH < 7, conforme o caso. 
 
a) NH4OH + NH4Cℓ 
b) CH3COOH + CH3COOK 
c) HCN + NaCN 
d) HNO2 + NaNO2 
 
 
6 – Em quais das soluções abaixo a adição de pequenas 
quantidades de ácido ou base produzirá variação desprezível no 
seu pH? 
 
a) HCℓ 
b) HCℓ + NaCℓ 
c) HCN + KCN 
d) NH4Cℓ + NH4OH 
e) NH4Cℓ + NaCℓ 
f) HNO2 + KNO2 
 
 
7 – Utiliza a tabela de ácidos com as suas respectivas constantes 
de ionização (valores aproximados) para responder ao que se 
pede. 
Ácidos Ka 
HCℓ ∞ 
CH3COOH 10-5 
HCN 10-10 
HNO2 10-4 
 
Registre, para cada sal relacionado abaixo, o ácido com o qual 
deve ser misturado para que na solução se forme um tampão. 
 
a) NH4Br 
b) KCN 
c) KCℓ 
d) NH4Cℓ 
e) CH3COOH 
 
 
8 – Qual o pH do plasma se a concentração de HCO
1 −
3 
 no mesmo 
é de 2,5 x 10-3 mol/L e a de H2CO3 é 1,25 x 10-4 mol/L? pH = 7,4 
 
9 – Mistura-se em um recipiente 1 litro de solução 0,1 mol/L de 
AgOH com 0,5 L de outra solução 0,2 mol/L de AgNO3, à 
temperatura T. A respeito dessa mistura, responda os itens 
abaixo: 
Dados: Kb = 2,0 x 10-4 (TºC) 
 Kw = 8,0 x 10-14 (TºC) 
 
a) Explique por que o pOH dessa solução praticamente não se 
altera pela adição de uma quantidade controlada de NaOH. A 
partir de que massa de NaOH adicionada o efeito tampão cessa? 
4,0 g de NaOH 
b) Explique por que o pOH dessa solução praticamente não se 
altera pela adição de uma quantidade controlada de HCℓO4. A 
partir de que massa de HCℓO4 adicionada o efeito tampão 
cessa? 10,05 g de HCℓO4 
c) Calcule o pOH e o pH dessa solução à temperatura T. pH = 
9,1; pOH = 4,0 
 
 
10 – Um tampão é constituído de hidróxido de amônio 
(NH4OH(aq)) 0,80 mol/L e cloreto de amônio (NH4Cℓ(aq)) 0,20 
mol/L. Determine o pOH da solução tampão. pOH = 4,14 
 
 
11 – Uma solução foi obtida pela dissolução de 0,40 mol de ácido 
metanoico (HCOOH) e 0,20 mol de metanoato de sódio 
(HCOONa) em água suficiente para completar 1 litro de solução. 
Calcule o pH dessa solução tampão. 
pH = 3,45 
 
 
12 – Uma solução de pH = 3 apresenta a mesma concentração 
de ácido lático e de lactato de sódio. Determine: 
 
a) o valor de pKa do ácido lático; pKa = 3 
b) a constante de ionização do ácido lático. Ka = 1 x 10-3 
 
 
13 – Determine o pH de uma solução tampão formada pela 
mistura de solução 0,1 mol/L de ácido acético (CH3COOH) e 
solução 0,5 mol/L de acetato de sódio (CH3COONa). pH = 5,45 
 
 
 14 – Misturam-se 45,0 mL de uma solução de acido acético 
(CH3COOH) com 45,0 mL de acetato de sódio (CH3COONa) 0,2 
mol/L. Supondo que os volumes são aditivos, qual o pH da 
solução formada? pH = 4,75 
 
 
15 – Prepara-se uma solução tampão dissolvendo 0,20 mol de 
ácido fórmico (HCOOH) e 0,4 mol de formiato de sódio 
(HCOONa) em água até obter 1,0 litro de solução. Determine o 
valor do seu pH. pH = 4,05 
 
 
16 – Determine o pH de um tampão de ácido benzoico 
(C6H5CO2H) e benzoato de sódio (NaC6H5CO2) de 
concentrações iguais a 0,1 mol/L e 0,5 mol/L, respectivamente. 
pH = 4,9 
 
 
17 – Uma mistura de ácido láctico, CH3CH(OH)COOH, e lactato 
de sódio, CH3CH(OH)COONa, em solução aquosa funciona 
como uma solução-tampão, ou seja, praticamente não muda seu 
pH pela adição de H+ ou OH-. Uma solução contendo 0,12 mol/L 
de ácido láctico e 0,12 mol/L de lactato de sódio apresenta 
qual valor de pH? pH = 4 
 
 
18 – Determine o pH de uma solução tampão formada por ácido 
acético (CH3COOH) 0,01 mol/L e acetato de sódio (CH3COONa) 
também 0,01 mol/L. pH = 4,7 
 
 
19 – Calcula o pH de uma solução tampão formada por hidróxido 
de amônio (NH4OH) 0,1 mol/L e cloreto de amônio (NH4Cℓ) 0,02 
mol/L. pH = 10 
 
 
20 – Determine o pH de uma solução tampão constituída por ácido 
acético (CH3COOH) 0,1 mol/L e acetato de sódio (CH3COONa) 
0,01 mol/L. pH =3,7 
 
 
21 – Calcule o pH de uma solução tampão formada por hidróxido 
de amônio (NH4OH) 0,2 mol/L e cloreto de amônio (NH4Cℓ) 0,02 
mol/L. pH = 10,3 
 
 
22 – Descubra o pH de uma solução tampão formada por ácido 
carbônico (H2O + CO2 


 H2CO3) 0,5 mol/L e 
hidrogenocarbonato de sódio (NaHCO3) 0,05 mol/L. pH = 5,3 
 
 
23 – Pretende-se preparar uma solução tampão formada por ácido 
acético (CH3COOH) 0,01 mol/L e acetato de sódio (CH3COONa), 
que apresenta pH igual a 5. Qual deve ser a concentração do 
acetato de sódio em mol/L? [CH3COOH] = 0,02 mol/L 
 
 
24 – Há uma solução tampão que contém ácido acético 
(CH3COOH) e acetato de sódio (CH3COONa) na proporção de 
16:1. Calcule a concentração de íons H+ dessa solução. [H+] = 
3,16 x 10-4 mol/L 
 
 
25 – Um tampão foi preparado com CH3COO-/CH3COOH, de tal 
forma que o pH resultante é 3,74. Determine a relação entre as 
concentrações [CH3COO-]/[CH3COOH] nessa solução. 0,1 
 
 
26 – A fim de preparar um tampão de pH = 10,3 um químico 
dissolveuum pouco de NH4Cℓ em 1,00 L de uma solução 0,1 mol/L 
de NH4OH. Considerando desprezível a variação de volume 
determine a quantidade, em mol, de NH4Cℓ dissolvido na solução. 
0,01 mol 
 
 
27 – Determine o pH de uma mistura de volumes iguais de ácido 
cianídrico (HCN) e cianeto de sódio (NaCN), sendo 0,01 mol/L a 
concentração do ácido e também a do sal. 
 
 
28 – Sabendo que o pH de uma solução 0,25 mol/L de HCN é igual 
a 5,0, determine: 
 
a) o valor da constante de ionização para o HCN; 4 x 10-10 
b) o novo valor de pH, se a 1,0 litro da solução acima juntarmos 
0,35 mol de NaCN, desprezando a variação de volume. 9,54 
 
 
29 – Quando o pH do sangue é normal (7,4) os componentes do 
“tampão bicarbonato” estão presentes no plasma na relação: 
[HCO
1− 
3 
]
[𝐻2𝐶𝑂3]
 = 
20
1
 
 
Dado o equilíbrio: 
CO2(g) + 2H2O(ℓ) 


 H2CO3(aq) 


 HCO
1 − 
3(𝑎𝑞) 
 + H3O
1 +
(aq)
 
 
Os sistemas respiratório e urinário trabalham juntos a fim de 
manter essa relação. Qualquer alteração dessa relação resulta em 
uma mudança do pH. 
 
a) O que ocorre com o pH do sangue quando uma pessoa pratica 
atividade física e fica com respiração acelerada? 
b) Qual o valor da constante de ionização do ácido carbônico? 
30 – Uma solução de um monoácido fraco, cuja constante de 
ionização, Ka = 2 x 10-5, deve ser misturada a uma outra solução 
de um sal desse monoácido para preparar uma solução-tampão 
de pH = 6. Qual a razão entre as concentrações do ácido e do 
sal? 
1
20
 
 
 
31 –Determine a relação entre as concentrações de CH3COOH 
e de CH3COONa que deve ser usada para preparar uma 
solução-tampão de pH = 5. 2,87 
 
 
32 – Um tampão foi preparado com CH3COO-/CH3COOH, de tal 
forma que o pH resultante é 3,74. Determine a relação entre as 
concentrações [CH3COO-]/[CH3COOH] nessa solução. 0,1 
 
 
33 – Um tampão H2CO3/HCO
−
3 foi preparado de tal forma que a 
relação [H2CO3]/[HCO
−
3 ] é igual a 2. Determine o valor do pH 
desse tampão. 6,7 
 
 
34 – Para o sistema tamponado: H2CO3 e NaHCO3, cujas 
concentrações são 0,1 mol/L e 0,2 mol/L, respectivamente: 
 
a) Equacione as reações desse tampão; 
b) Calcule a concentração de H+ da solução tampão, sabendo 
que o Ka = 4,4 x 10-7; [H+] = 2,2 x 10-7 mol/L 
c) Calcule a concentração de H+ após a adição de HCℓ 0,05 
mol/L; [H+] = 4,4 x 10-7 mol/L 
d) Calcule a concentração de H+ após a adição de NaOH 0,05 
mol/L. [H+] = 8,8 x 10-8 mol/L 
 
 
35 – Qual a razão das concentrações do ácido acético 
(CH3COOH) e do acetato de sódio (CH3COONa) necessário 
para preparar um tampão cujo pH seja 5,70? 
 
 
36 – Um tampão constituído de 0,12 mol de NH4OH e 0,09 mol 
de NH
+
4
 foi preparado de modo a obter 500,00 mL de solução. 
Qual o pH desse tampão? 
 
 
37 – Calcule o pH de cada um dos seguintes tampões, 
preparados em 1 L de solução: 
 
a) 0,10 mol de NH3 e 0,10 mol de NH4Cℓ; 
b) 0,20 mol de CH3COOH e 0,40 mol de CH3COONa. 
38 – Qual deve ser a razão entre NH3 e NH
+
4
 para se obter um 
tampão com pH = 10,0? 
 
 
39 – Quantos gramas de CH3COONa devem ser adicionados a 
1,00 mol de CH3COOH a fim de preparar 1,0 L de um tampão cujo 
pH seja igual a 5,15? 
 
 
40 – Admite-se que a sensação de cansaço, após a prática de 
exercícios físicos, é consequência do acúmulo de ácido láctico nos 
músculos. Tal substância se dissocia, originando o seguinte 
equilíbrio químico: 
 
 
Assumindo o valor do pH da corrente sanguínea, pH = 7, qual a 
razão entre as concentrações do íon lactato e do ácido láctico? 
103 
 
 
41 – O pH do sangue (7,35 – 7,45) é controlado inicialmente pelo 
sistema tamponante do ácido carbônico/hidrogenocarbonato. A 
razão [HCO
−
3 ]/[H2CO3] normal no sangue é 20/1. Quando essa 
razão aumenta, o pH do sangue sobe acima da faixa normal e tem-
se uma condição de alcalose. De modo contrário, quando a razão 
diminui, o pH do sangue decresce e tem-se a acidose. 
As equações a seguir representam a dissolução do CO2 em meio 
aquoso e a dissociação do ácido carbônico. 
 
CO2(g) + 2H2O(ℓ) 


 H2CO3(aq) 


 HCO
1 − 
3(𝑎𝑞) 
 + H3O
1 +
(aq)
 
 
De acordo com essas informações, responda: 
 
Uma vez que a concentração molar do ácido carbônico, H2CO3, é 
controlada pela respiração, o que acontece com o pH do sangue 
– aumenta, diminui ou não se altera – quando expiramos? 
Explique. 
 
 
CH3CH(OH)COOH(aq) 


 CH3CH(OH)COO
1 −
(aq)
 + H
1 +
(aq)
 
 Ácido láctico Íon lactato