Química 2

Prévia do material em texto

Química II
Soluções
As misturas podem ser homogêneas ou heterogêneas:
· As misturas homogêneas possuem uma fase distinta.
· As misturas heterogêneas possuem duas ou mais fases distintas.
	Solução é uma mistura homogênea entre duas ou mais substâncias. O processo utilizado para obter essa mis-tura é chamado de dissolução.
 
Uma solução é sempre formada pelo soluto e pelo solvente.Solução = Solute + Solvente
· Soluto – substância que será dissolvida.
· Solvente – substância que dissolve.
A água é chamada de solvente universal. Isso porque ela dissolve muitas substâncias e está presente em muitas soluções.
As soluções podem ser formadas por qualquer combinação envolvendo os três estados físicos da matéria: sólido, líquido e gasoso.
Exemplos de soluções no nosso dia-a-dia:
· Álcool hidratado 
· Acetona 
· Água mineral
· Soro fisiológico 
Tipos de Dispersão
Dispersão – são sistemas nos quais uma substância está disseminada, sob a forma de pequenas partículas, em uma segunda substância. 
Um exemplo é a mistura entre água e areia em um copo. No início, a mistura fica turva, mas com o passar do tempo, as partículas maiores vão de depositando no fundo do copo. Mesmo assim, a água ainda fica turva na parte de cima. A água não ficará totalmente livre de areia.
De acordo com o tamanho das partículas, podemos classificar estas dispersões em solução verdadeira, coloide e suspensão.
Veja a seguir o diâmetro médio das partículas dispersas:
	Dispersão
	Diâmetro médio
	Soluções Verdadeiras
	Entre 0 e 1nm
	Colóides
	Entre 1 e 1.000nm
	Suspensões
	Acima de 1.000nm
Obs. 1nm (nanômetro) = 1.10-9m
Solução
São misturas homogêneas translúcidas, com diâmetro médio das partículas entre 0 e 1nm.
Exemplos: açúcar na água, sal de cozinha na água, álcool hidratado. 
Colóides
São misturas homogêneas que possuem moléculas ou íons gigantes. O diâmetro médio de suas partículas é de 1 a 1.000nm. Este tipo de mistura dispersa facilmente a luz, por isso são opacas, não são translúcidas.
Podem ser sólidas, líquidas ou gasosas.
O termo coloide vem do grego e significa "cola" e foi proposto por Thomas Grahm, em 1860 para as denominar as substâncias como o amido, cola, gelatina e albumina, que se difundiam na água lentamente em comparação com as soluções verdadeiras (água e açúcar, por exemplo).
Apesar dos coloides parecerem homogêneos a olho nu, a nível microscópico são heterogêneos. Isto porque não são estáveis e quase sempre precipitam.
Exemplos: maionese, shampoo, leite de magnésia, neblina, gelatina na água, leite, creme.
Suspensão – são misturas com grandes aglomerados de átomos, íons e moléculas. O tamanho médio das partículas é acima de 1.000nm.
Exemplos: terra suspensa em água, fumaça negra (partículas de carvão suspensa no ar).
 
Coeficiente de Solubilidade
Quando adicionamos sal a um copo com água, dependendo da quantidade colocada neste copo, o sal se dissolverá ou não. O mesmo acontece quando colocamos muito açúcar no café preto. Nem todo o açúcar se dissolverá no café. A quantidade que não se dissolver ficará depositada no fundo.
O Coeficiente de Solubilidade é a quantidade necessária de uma substância para saturar uma quantidade padrão de solvente, em determinada temperatura e pressão.
Em outras palavras, a solubilidade é definida como a concentração de uma substância em solução, que está em equilíbrio com o soluto puro a uma dada temperatura.
Exemplos: 
· AgNO3 – 330g/100mL de H2O a 25°C
· NaCl – 357g/L de H2O a 0°C
· AgCl – 0,00035g/100mL de H2O a 25°C
Veja que o AgCl é muito insolúvel. Quando o coeficiente de solubilidade é quase nulo, a substância é insolúvel naquele solvente.
Quando dois líquidos não se misturam chamamos de líquidos imiscíveis (água e óleo, por exemplo). Quando dois líquidos se misturam em qualquer proporção, ou seja, o coeficiente de solubilidade é infinito, os líquidos são miscíveis (água e álcool, por exemplo).  
 Classificação das Soluções Quanto à Quantidade de Soluto
De acordo com a quantidade de soluto dissolvida na solução podemos classificá-las em: solução saturada, solução insaturada e solução supersaturada.
Solução Saturada – são aquelas que atingiram o coeficiente de solubilidade. Está no limite da saturação. Contém a máxima quantidade de soluto dissolvido, está em equilíbrio com o soluto não-dissolvido, em determinada temperatura. Dizer que uma solução é saturada é o mesmo que dizer que a solução atingiu o ponto de saturação. 
Soluto = C.S.
Solução Insaturada (Não-saturada) – são aquelas que contém menos soluto do que o estabelecido pelo coeficiente de solubilidade. Não está em equilíbrio, porque se for adicionado mais soluto, ele se dissolve até atingir a saturação.
Soluto < C.S.
Solução Supersaturada – são aquelas que contém mais soluto do que o necessário para formar uma solução saturada, em determinada temperatura. Ultrapassa o coeficiente de solubilidade. São instáveis e podem precipitar,  formando o chamado precipitado (ppt) ou corpo de chão.
Solubilidade
São gráficos que apresentam variação dos coeficientes de solubilidade das substâncias em função da temperatura.
Veja os coeficientes de solubilidade do nitrato de potássio em 100g de água. A a partir destes dados é possível montar a curva de solubilidade.
	Temperatura (°C)
	(g) KNO3 /100g de água
	0
	13,3
	10
	20,9
	20
	31,6
	30
	45,8
	40
	63,9
	50
	85,5
	60
	110
	70
	138
	80
	169
	90
	202
	100
	246
Para qualquer ponto em cima da curva de solubilidade, a solução é saturada.
Para qualquer ponto acima da curva de solubilidade, a solução é supersaturada.
Para qualquer ponto abaixo da curva de solubilidade, a solução é insaturada.
Através do gráfico também é possível observar que a solubilidade aumenta com o aumento da temperatura. Em geral, isso ocorre porque quando o soluto se dissolve com absorção de calor (dissolução endotérmica). As substâncias que se dissolvem com liberação de calor (dissolução exotérmica) tendem a ser menos solúveis a quente.
Solubilidade do Nitrato de potássio
Curva de Solubilidade de alguns sais
 
Observando o gráfico acima sobre a solubilidade de alguns sais, responda:
1) Qual o soluto mais solúvel a 0°C?
É o KI, porque solubiliza quase 130g em 100g de água.
2) Qual o C.S. aproximado do NaNO3 a 20°C?
90
3) Se a temperatura de uma solução baixar de 70°C para 50°C, qual será aproximadamente a massa do KBr que precipitará?
70°C = 90g
50°C = 80g
Então: 90-80 = 10g
4)  Qual sal tem a solubilidade prejudicada pelo aquecimento?
Na2SO4
5) Se o KNO3 solubiliza 90g em 100g de água a 50°C, quanto solubilizará quando houver 50g de água?
 
x = 45g de sal KNO3
6) Que tipo de solução formaria 80g do sal NH4Cl a 20°C?
Solução Supersaturada.
Soluções Importantes no Cotidiano:
	Nome
	Nomenclatura
	Utilidade
	Ácido Acético
	Ácido Acético a 4%
	Temperar alimentos
	Álcool Hidratado
	Hidratado 96%
	Álcool doméstico, empregado na limpeza
	Soda Cáustica
	NaOH (líquido)
	Remoção de crosta de gorduras e fabricação de sabão
	Soro Fisiológico
	NaCl (aquoso) 0,9%
	Medicina e limpeza de lentes de contato
	Formol
	Metanal 40%
	Conservação de tecido animal
	Aliança de ouro
	Ouro 18 quilates
	Joalheria
	Água Sanitária
	Hipoclorito de sódio a 5%
	Bactericida e alvejante
Quanto à proporção do soluto/solvente
A solução pode ser:
- Concentrada: grande quantidade de soluto em relação ao solvente.
Exemplo: H2SO4 conc = ácido sulfúrico 98% + água
- Diluída: pequena quantidade de soluto em relação ao solvente.
Diluir significa adicionar mais solvente puro a uma determinada solução.
Exemplo: água + pitada de sal de cozinha.
Tipos de Concentração
Concentração é o termo que utilizamos para fazer a relação entre a quantidade de soluto e a quantidade de solvente em uma solução. 
As quantidades podem ser dadas em massa, volume, mol, etc.
Observe: 
m1= 2g
n2 = 0,5mol
V = 14L
Cada grandeza tem um índice. Utilizamos índice:
1 = para quantidades relativas ao soluto 
2 = para quantidades relativas ao solvente
nenhum índice = para quantidades relativas à solução
Exemplos:
massa de 2g do soluto NaCl: m1= 2g
númerode mols de 0,5mol do solvente água: n2 = 0,5mol
volume da solução de 14L: V = 14L
As concentrações podem ser:
1. Concentração Comum
2. Molaridade
3. Título
4. Fração Molar
5. Normalidade
Concentração Comum (C)
É a relação entre a massa do soluto em gramas e o volume da solução em litros.
Onde:                                                                                                           
C = concentração comum (g/L)
m1= massa do soluto(g)
V = volume da solução (L)
Exemplo:
Qual a concentração comum em g/L de uma solução de 3L com 60g de NaCl?
 
Concentração comum é diferente de densidade, apesar da fórmula ser parecida. Veja a diferença:
c≠d
A densidade é sempre da solução, então:
Na concentração comum, calcula-se apenas a msoluto, ou seja, m1
Molaridade (M)
A molaridade de uma solução é a concentração em número de mols de soluto e o volume de 1L de solução. 
Onde:                                                            
M = molaridade (mol/L)
n1= número de mols do soluto (mol)
V = volume da solução (L)
 O cálculo da molaridade é feito através da fórmula acima ou por regra de três. Outra fórmula que utilizamos é para achar o número de mols de um soluto:
Onde:
n = número de mols (mol)
m = massa do soluto (g)
MM = massa molar (g/mol=u)
Exemplo:       
Qual a molaridade de uma solução de 3L com 87,75g de NaCl?                    
M=0,5mol/L ou 0,5 molar ou 0,5M
Podemos utilizar uma única fórmula unindo a molaridade e o número de mols:
Onde:
M = molaridade (mol/L)
m1 = massa do soluto (g)
MM1= massa molar do soluto (g/mol)
v = volume da solução (L)
Título (τ) e Percentual (%)
É a relação entre soluto e solvente de uma solução dada em percentual (%). 
Os percentuais podem ser:
-Percentual massa/massa ou peso/peso: 
-Percentual massa/volume:
- Percentual volume/volume:
Exemplos: 
NaCl 20,3% = 20,3g em 100g de solução
50% de NaOH = 50g de NaOH em 100mL de solução (m/v)
46% de etanol = 46mL de etanol em 100mL de solução (v/v)
O título não possui unidade. É adimensional. Ele varia entre 0 e 1. 
O percentual varia de 0 a 100.
   ou   
Para encontrar o valor percentual através do título:
x(%) = τ
Relação entre concentração comum, densidade e título:
Relação entre outras grandezas:
C=M∙MM=1000∙d∙τ
Ou simplesmente:
C=M∙MM
C=1000∙d∙τ
Exemplo:
1) Uma solução contém 8g de NaCl e 42g de água. Qual o título em massa da solução? E seu título percentual?
2) No rótulo de um frasco de HCl há a seguinte informação:
título percentual em massa = 36,5%
densidade = 1,18g/mL
Qual a molaridade desse ácido?
Transformar o percentual em título:
36,5:100=0,365
Depois aplicar a fórmula:
C=1000∙d∙τ
C=1000∙1,18∙0,365
C=430,7 g/L
Para achar a molaridade:
C=M∙MM
430,7=M∙36,5
M=11,8 Mol/L
Fração Molar (x)
A fração molar é uma unidade de concentração muito utilizada em físico-química. Pode ser encontrado o valor da fração molar do soluto e também do solvente. É uma unidade adimensional. 
 
Onde:
x = fração molar da solução
x1= fração molar do soluto
x2 = fração molar do solvente
n1= n°de mol do soluto
n2 = n° de mol do solvente
n = n° de mol da solução
Observação:
X < 1
X1 + X2=1
Exemplo:
Adicionando-se 52,0g de sacarose, C12H22O11 a 48,0g de água para formar uma solução, calcule para a fração molar da sacarose nesta solução:
Para o cálculo do n1 (Soluto)
X=0,15mol
Para o cálculo do n2 (Solução)
X=2,66mol
Para achar a fração molar do soluto (sacarose):
Normalidade (N ou η)
É a relação entre o equivalente-grama do soluto pelo volume da solução. A unidade é representada pela letra N (normal). Está em desuso, mas ainda pode ser encontrada em alguns rótulos nos laboratórios.
Onde:                                                            
N = normalidade (N) 
n Eqg1 = número de equivalente-grama do soluto
V = volume da solução
Como calcular o equivalente-grama?
1. Para ácido:
Onde: 
1E ácido = 1 equivalente-grama do ácido
MM = massa molar
Exemplo:
Quantas gramas tem 1E (um equivalente-grama) de HCl?
2. Para base: 
Onde: 
1E base = 1 equivalente-grama da base
MM = massa molar
Exemplo: 
Quantos equivalente-grama tem em 80g de NaOH?
 
X=2E
3. Para sal: 
Onde:
1E sal = 1 equivalente-grama do sal
MM = massa molar
Exemplo: 
Quantas gramas tem 1E de NaCl?
Resumindo as três fórmulas, o equivalente-grama pode ser dado por:
Onde:
MM = massa molar
x = n° de H+, n° de OH- ou n° total de elétrons transferidos
Algumas relações entre normalidade, molaridade e massa:
          
Exemplo de cálculo envolvendo normalidade:
Qual a massa de ácido sulfúrico (H2SO4) contida em 80mL de sua solução 0,1N?
Dados: 
MM = 98g/mol
V = 80mL = 0,08L
N = 0,1N
m1= ?
Calcular o equivalente-grama:
 
 
Calcular a massa:
 m1=0,392g
Diluição
Consiste em adicionar mais solvente puro a uma determinada solução.
A massa de uma solução após ser diluída permanece a mesma, não é alterada, porém a sua concentração e o volume se alteram. Enquanto o volume aumenta, a concentração diminui. Veja a fórmula:
M1∙V1=M2∙V2
Onde: 
M1 = molaridade da solução 1
M2 = molaridade da solução 2
V1 = volume da solução 1
V2 = volume da solução 2
Para esta fórmula, sempre M1 e V1 são mais concentrados e M2 e V2 são mais diluídos.
Exemplo:
Um químico deseja preparar 1500mL de uma solução 1,4mol/L de ácido clorídrico (HCl), diluindo uma solução 2,8mol/L do mesmo ácido. 
Qual o volume de solução que havia na primeira solução a ser diluída?
Dados:
M1∙V1=M2∙V2
2,8∙V1=1,4∙1500
2,8∙V1=2100
OBS: as unidades de volume foram mantidas em mL. Se uma das unidades for diferente, deve-se transformar para litros.
Mistura de Soluções
De mesmo soluto: na mistura de soluções de mesmo soluto não há reação química entre estas soluções. Neste caso, o valor do volume final é a soma das soluções. 
→ Solução 1 + Solução 2 = Solução Final
C1∙V1+C2∙V2=CF∙VF
M1∙V1+M2∙V2=MF∙VF
Onde:
· C = concentração comum (g/L)
· M = molaridade (mol/L)
· V = volume (L)
Exemplo: 
Qual a molaridade de uma solução de NaOH formada pela mistura de 60mL de solução a 5mol/L com 300mL de solução a 2mol/L?
300+600=360∙MF  
900=360∙MF
                                                                                        
Mf =2,5mol/L
De diferente soluto que reagem entre si: ocorre reação entre as substâncias que compõe a mistura. Para que a reação seja completa entre os solutos, os volumes misturados devem obedecer a proporção estequiométrica que corresponde à reação química. 
Reação de Neutralização:
nácido = nbase (no ponto final)
Ma∙Va = Mb∙Vb
2nácido = nbase (no ponto final)
2Ma∙Va = Mb∙Vb
Pode-se usar a seguinte fórmula:
Ma∙Va∙xa = Mb∙Vb∙xb
Onde: 
xa = número de H+
xb= número de OH-
Estes cálculos também podem ser feitos por regra de três e utilizando as outras fórmulas.
Exemplo:
Juntando-se 300mL de HCl 0,4mol/L com 200mL de NaOH 0,6mol/L, pergunta-se quais serão as molaridades da solução final com respeito:
a) ao ácido:
b) à base:
c) ao sal formado:
Montar a reação química:
Calcular n (número de mol) do ácido e da base:
Se forma 0,12mol de ácido e também de base e a proporção estequiométrica é 1:1, então a molaridade final de ácido e de base é zero porque reagiu todo o soluto.
Calcular a molaridade do sal:
Antes achar o volume final:
Vf =300+200
Vf =500ml=0,5L
Msal = 0,24mol de sal formado
Titulação
Método de análise volumétrica que consiste em determinar a concentração de ácido ou de base através de um volume gasto de uma das soluções com molaridade conhecida.
Este método é muito utilizado em laboratórios químicos e é utilizado as seguintes vidrarias e reagentes:
· Erlenmeyer: (vidro usado para guardar e preparar soluções);
· bureta: (tubo de vidro graduado em milímetros com torneira;
· indicador ácido-base: (fenolftaleína, alaranjado de metila, etc).
Na bureta, coloca-se a solução de concentração conhecida, a qual é adicionada a uma alíquota (porção) da solução com concentração a ser determinada.
O momento em que o indicador muda de cor chamamos de ponto de final ou ponto de equivalência. Anota-se o volume gasto na bureta. Através deste volume podemos estabelecer as quantidades, emmol, que reagiram entre si.
Propriedades coligativas
das soluções são propriedades físicas que se somam pela presença de um ou mais solutos e dependem única e exclusivamente do número de partículas (moléculas ou íons) que estão dispersas na solução, não dependendo da natureza do soluto. Isso significa dizer que a quantidade, e não a natureza (como tamanho, estrutura molecu-lar ou massa), das partículas que estão juntas na solução é que irá influenciar na formação das propriedades (ou efeitos) coligativas. 
· Tonoscopia: diminuição da pressão máxima de vapor.
· Ebulioscopia: aumento da temperatura de ebulição.
· Crioscopia: abaixamento da temperatura de solidificação.
· Osmose: pressão osmótica.
Os três primeiros foram estudados por Raoult, enquanto que o último foi estudado por Van't Hoff.
Todas as propriedades coli-gativas surgem da diminui-ção do potencial químico do líquido solvente como resul-tado da presença do soluto. A diminuição do potencial químico do solvente implica aumento da temperatura em que ocorrerá o equilíbrio líquido-vapor (o ponto de ebulição é aumentado) e diminui a temperatura em que ocorre o equilíbrio sólido-líquido (o ponto de fusão é diminuído).
A origem molecular da di-minuição do potencial quími-co não está na energia de interação entre o soluto e as partículas do solvente, por-que a elevação também o-corre em soluções ideais (as quais tem entalpia de mistu-ra igual a zero).
A entropia do gás reflete a ordem de suas moléculas e a pressão de vapor reflete a tendência da solução em aumentar sua entropia, o que pode ser conseguido se o líquido evaporar para formar um gás mais desordenado. Quando o soluto está presente, ele contribui para aumentar a entropia da solução e a tendência dela em formar gás é diminuída. Assim o ponto de ebulição é aumentado.
Da mesma forma, o aumento da desordem da solução pela adição do soluto contribui para que ela não permaneça em seu estado sólido e funda, diminuindo o ponto de fusão.
A redução do potencial químico é de μ*A (solvente puro) para μ*A + RT ln xA quando o soluto é presente (ln xA é negativo porque xA < 1).
Outra forma de expressar essa fórmula pode ser assim: 
Sendo:
Kt = constante tonoscópica;
W = molalidade (massa molecular do solvente / 1000).
No caso de soluções aquosas diluídas, é igual à molaridade.
Assim, essa mesma fórmula pode ser usada no caso da ebulioscopia e da criscopia para determinar as variações dos pontos de ebulição e de fusão, respectivamente:
∆te=ke∙W e ∆tf=kf∙W
No entanto, essas fórmulas apenas podem ser aplicadas nos casos envolvendo soluções moleculares, isto é, soluções em que ocorreu a dissolução das moléculas do soluto, como ocorre, por exemplo, com o açúcar (sacarose – C6H12O6) quando dissolvido em água. Nesse caso, o número de moléculas colocadas na água é exatamente igual ao número de moléculas dissolvidas.
Mas isso não acontece quando trabalhamos com soluções iônicas, que são aquelas que possuem íons (espécies químicas carregadas eletricamente) provenientes da ionização ou da dissociação iônica da substância que foi dissolvida. Nesses casos, o número de íons dependerá do tipo de soluto que foi dissolvido.
Por exemplo, o sal de cozinha é o cloreto de sódio (NaCl), que, ao ser dissolvido em água, cada mol gera 2 mol de íons, conforme pode ser visto a seguir:
NaCl(aq) → Na+(aq) + Cl-(aq)
↓              ↓            ↓
1 mol           1 mol  1 mol    
1 mol/L           2mol/L  
Por outro lado, 1 mol de ácido sulfúrico (H2SO4) gera 3 íons:
H2SO4(aq) → 2 H+(aq) + 1 SO2-(aq)
↓                 ↓               ↓  
1 mol             2 mol     1 mol    
1 mol/L               3mol/L           
Então, no caso de soluções iônicas, o número de partículas presentes na solução sempre será maior que o número de partículas do soluto que foram dissolvidas. Além disso, nos exemplos acima, consideramos que houve uma dissociação iônica e uma ionização de 100% das partículas dissolvidas, mas nem sempre na prática é isso o que ocorre. Por exemplo, o grau de ionização (α) do ácido sulfúrico é de 61%, o que significa que 100 moléculas de H2SO4(aq) produzem 222 partículas, como mostrado no cálculo a seguir:
1 H2SO4                  →                  2 H+             +              1 SO2-(aq)
No início: 100 moléculas          →        zero        +         zero                    
61% de moléculas ionizaram-se 
61 moléculas   → (61 íons H+ . 2)  + 61 íons SO2-(aq)             
No final, teremos: 100-61= 39 moléculas de H2SO4       →   122 íons H+  +  61 íons SO2-(aq)
Total : 39 + 122 + 61 = 222 
Por isso, surgiu a necessidade de introduzir um fator de correção nas fórmulas mostradas mais acima para realizar os cálculos envolvendo soluções iônicas.
Esse fator de correção foi proposto pelo físico e químico holandês Jacobus Henricus Van’t Hoff (1852-1911) e, por isso, passou a ser chamado de Fator de Van’t Hoff , sendo simbolizado pela letra “i”.
Assim, basta acrescentar o fator de Van’t Hoff nas fórmulas mencionadas. Veja:
· Tonoscopia: 
· Ebulioscopia: ∆te=ke∙W∙i 
· Crioscopia: ∆tf=kf∙W∙i 
No caso da osmose, a pressão osmótica pode ser calculada através da seguinte expressão: π=M∙R∙T∙i
Mas como sabemos o valor do fator de Van’t Hoff para ser aplicado nessas fórmulas?
Essa grandeza nada mais é do que a soma da quantidade de íons gerados na dissociação iônica ou ionização total do soluto. Por exemplo, no caso do NaCl mostrado, 1 mol dele gerou 2 mol, então, para ele, temos i = 2; já no caso do H2SO4, temos i = 3. Veja outros exemplos:
1 K3PO4 → 3 K+ + 1 PO3-4 → i = 4
Ca3(PO4)2(s) → 3 Ca2+(aq) + 2 PO43-(aq)→ i = 5
E se a ionização (ou dissociação) do soluto não for igual a 100%? Vamos considerar novamente o exemplo do ácido sulfúrico cujo grau de ionização é de 61%. Vimos que 100 moléculas de H2SO4geraram 222 partículas. Assim, temos:
100 . i = 222
i = 222 / 100
i=2,22
Van't Hoff deduziu a fórmula que pode ser usada para calcular “i”, que é dada por:
i =1+α(q-1)
Sendo:
i= fator de Van't Hoff;
α = grau de ionização (ou de dissociação iônica);
q = número de íons originados por uma fórmula do soluto.
Usando essa fórmula para determinar o fator de Van't Hoff, no caso do ácido sulfúrico acima, temos:
i = 1 + α (q -1)
i = 1 + 61% (3 - 1)
i = 1 + 0,61 (3 - 1)
i=2,22
Deu exatamente o mesmo valor indicado pelo método anterior.
Pressão de vapor
A relação existente entre o abaixamento da pressão de vapor e concentração é dada pela lei de Raoult, a qual estabelece que:
A pressão de vapor de uma solução ideal é dependente da pressão de vapor de cada componente química e a fração molar do componente presente na solução. "Na química, a lei de Raoult (pronunciamos "Raul") é dedicada a François-Marie Raoult e afirma que a pressão parcial de cada componente em uma solução ideal é dependente da pressão de vapor dos componentes individuais e da fração molar dos mesmos componentes.
Uma vez alcançado o equilíbrio na solução, a pressão de vapor total da solução é:
P=soluto=(p1)puroX1+(p2)puroX2... e a pressão de vapor individual ou pressão parcial de cada componente é: Pi=(Pi) puro Xi onde: (Pi) puro ou Pi* é a pressão de vapor do componente puro.
Xi é a fração molar do componente na solução.
Portanto, a comparação entre valores de pressões de vapor reais e valores preditos pela lei de Raoult permite obter informações sobre a força relativa da ligação entre os líquidos presentes na mistura estudada.
Pressão ou (tensão) máxima de vapor de um líquido é a pressão exercida por seus vapores (vapores saturados) quando estes estão em equilíbrio dinâmico com o líquido.
Vale lembrar que, quanto maior for a pressão máxima de vapor de um líquido,  maior será sua tendência a evaporar ou dizemos, ainda, que o líquido é mais volátil. 
Influência da Temperatura na pressão máxima de vapor
Quando elevamos a temperatura, as partículas do líquido ficam mais agitadas; consequentemente, o liquido evapora mais intensamente, aumentando sua pressão de vapor.
Influência da natureza do líquido
Líquidos mais voláteis do que a água, como o álcool comum,o éter comum, etc., evaporam-se mais intensamente, resultando maiores pressões máximas de vapor à mesma temperatura. Logo, as curvas desses líquidos estarão, acima da curva de pressão máxima de vapor da água. O inverso ocorrerá com líquidos menos voláteis do que a água (como, por exemplo, querosene, óleos vegetais e minerais, etc.). 
A maior ou menor pressão de vapor de um líquido depende das forças de intermoleculares.  Forças intensas, como as pontes de hidrogênio, “prendem” fortemente as moléculas umas às outras e, em consequência, tornam o líquido menos volátil — isto é, com menor pressão de vapor, como é o caso da água. Forças pouco intensas, como as de Van der Waals, unem fracamente as moléculas umas às outras, tornando o líquido mais volátil — é o caso do éter comum.
Influência da quantidade de líquido ou de vapor presentes
É interessante notar que a pressão máxima de vapor de um líquido, a uma dada temperatura, não depende das quantidades de líquido e de vapor presentes, por exemplo, em um isqueiro a gás — o nível do líquido vai baixando com o uso; entretanto, enquanto houver líquido no interior do isqueiro (mesmo que seja em quantidade mínima), a pressão ali se mantém constante. 
Ponto de ebulição e ponto de fusão
Tanto a elevação do ponto de ebulição e o abaixamento do ponto de fusão são proporcionais ao abaixamento da pressão de vapor em uma solução diluída
Elevação do ponto de ebulição
O fenômeno físico onde uma substância passa do estado líquido para gasoso é a vaporização e pode ocorrer de duas maneiras:
- por evaporação, que é uma vaporização calma e ocorre somente na superfície do líquido;
- por ebulição, que é uma vaporização turbulenta, com a formação de bolhas em todo o interior do líquido.
Para que a ebulição aconteça, é necessário que a pressão do vapor (p0) existente no interior de cada bolha seja igual ou superior à pressão externa. Ora, a pressão externa sobre a bolha é dada pela soma da pressão atmosférica com a pressão da camada líquida acima da bolha. Uma vez que esta última é desprezível, podemos dizer que: “um líquido entra em ebulição quando a pressão máxima de seus vapores (p0) torna-se igual à pressão externa — que, no caso de um recipiente aberto, é a pressão atmosférica local”.
A influência da pressão externa na temperatura de ebulição
A pressão atmosférica  varia de acordo com a altitude. Com o aumento da altitude, a pressão atmosférica e o ponto de ebulição diminui, causando a diminuição da pressão de vapor. 
Em locais onde há menos pressão atmosférica, a água ferve mais rápido. As moléculas escapam do líquido com mais facilidade. 
Em lugares de grande altitude, as substâncias entram em ebulição a temperaturas mais baixas que ao nível do mar. Isto explica a dificuldade de cozinhar alimentos, como ovos e arroz e preparar bebidas quentes, como café e chá em locais que estão ao nível do mar.
	
Localidade
	Altitude em rel. ao nível do mar (m) 
	Temp. de e-bulição da água (°C)
	 Rio de Janeiro
	0
	100
	 São Paulo
	750
	97
	Campos do Jordão 
	1.628
	95
	Cidade do México 
	2.240
	92
	La Paz 
	3.636
	88
	Monte Kilimanjaro 
	5.895
	82
	Monte Everest 
	8.848
	70
Ponto de ebuliçãototal = Ponto de ebuliçãosolvente + ΔTb
Onde ΔTb = molalidade ∙ Kb ∙ i, (Kb = constante ebulioscóp-ca, a qual é 0,51°C kg/mol para o ponto de ebulição da água; i= fator de Van't Hoff).
Um solvente atinge a sua pressão máxima de vapor e consequentemente a sua temperatura de ebulição quando há um equilíbrio entre as suas fases líquida e gasosa. Ou seja, a quantidade de partículas que migram do estado líquido para o vapor se equipara com o número das que migram do estado vapor para líquido. Ao adicionar-se um soluto não-volátil, estar-se-ia na prática criando pequenos obstáculos para as moléculas do solvente. Esse fenômeno é causado pela solvatação - a tendência natural do soluto apolar de se dissolver no solvente. Como as partículas do solvente estão "presas" pelas partículas do soluto, elas têm maior dificuldade em passar para o estado gasoso, necessitando de maior energia para tal. Dessa forma, ocorre um aumento na temperatura de ebulição. Vale ressaltar que a pressão máxima de vapor é reduzida durante o processo, pois há menos partículas sendo desprendidas e exercendo pressão na fase líquida da substância.
Queda do ponto de fusão
Esta propriedade pode ser chamada também de criometria ou crioscopia, é  uma propriedade coligativa que ocasiona a diminuição da temperatura de congelamento do solvente é provocado pela adição de um soluto não-volátil em um solvente. Quando se compara um solvente puro e uma solução de soluto não-volátil, é possível afirmar que o ponto de congelamento da solução sempre será menor que o ponto de congelamento do solvente puro.  Uma observação importante é que, quanto maior o número de partículas dissolvidas em uma solução, menor será o seu ponto de congelamento.
O fenômeno criométrico tem várias aplicações práticas:
• as fábricas de sorvete adicionam sal comum à água para poder resfriá-la muito abaixo de 0 °C, sem que a água venha a se solidificar; você mesmo poderá misturar gelo picado e sal comum e verificar como a temperatura desce consideravelmente;
• em países frios, coloca-se sal comum (ou o cloreto de cálcio) em pontos perigosos de rodovias, no inverno, para evitar o acúmulo de gelo;
• em locais muito frios, durante o inverno, colocam-se anticongelantes (como, por exemplo, etilenoglicol) na água dos radiadores dos automóveis para evitar que, durante a noite, com o carro estacionado, a água venha a se congelar no motor, arrebentando o radiador ou outras partes do motor (lembre-se de que a água, ao congelar-se, aumenta de volume). Com uma quantidade adequada de etilenoglicol, a água chega a congelar-se a 37 °C abaixo de zero.
Ponto de fusãosolução = Ponto de fusãosolvente - ΔTf
onde: ΔTf = molalidade * Kf * i, (Kf = constante crioscópica, a qual é -1,86°C kg/mol para o ponto de fusão da água, este é muito preciso; i= fator de Van't Hoff)
Ponto de congelamento, ou o equilíbrio entre uma fase líquida e sólida geralmente diminui na presença de um soluto em relação a um solvente puro. As partículas de soluto não podem entrar na fase sólida, por isso, menos moléculas participam do equilíbrio. O restabelecimento do equilíbrio é alcançado em uma temperatura mais baixa em que a taxa de congelamento torna-se igual à taxa de fusão.
Pressão osmótica
Osmometria é o estudo e a medição da pressão osmótica (pressão exercida sobre a solução para impedir sua diluição pela passagem do solvente puro através de uma membrana semipermeável) das soluções.
Duas leis governam a pressão osmótica de soluções diluídas e foram descobertas pelo botânico alemão Wilhelm Pfeffer e pelo químico neerlandês J. H. van’t Hoff:
1. A pressão osmótica de uma solução diluída a temperatura constante é diretamente proporcional a sua concentração.
π=km ou π=kn1V
2. A pressão osmótica de uma solução é diretamente proporcional a sua temperatura absoluta.
π=K′T
Estas são análogas à lei de Boyle e lei de Charles para gases. Similarmente, a lei dos gases ideais combinada, PV = nRT, tem uma análoga para soluções ideais:
πV = nRTi
onde: π = pressão osmótica; V é o volume; T é a temperatura absoluta; n é o número de moles de soluto; R = 8,3145 J K-1 mol-1, a constante dos gases molar; i= Fator de correção de Van't Hoff
Classificação das soluções
Tendo duas soluções, à mesma temperatura, com pressões osmóticas πA e πB, dizemos que:
· a solução A é hipertônica em relação à B, quando πA >πB;
· solução A é isotônica em relação à B, quando πA = πB;
· a solução A é hipotônica em relação à B, quando πA < πB.
Duas soluções isotônicas são também denominadas soluções isosmóticas ou soluções de igual tonicidade.
Temperatura
Quando se aquece um líquido, a quantidade de vapor tende a aumentar conforme o tempo, o que fará com que a pressão de vapor também aumente. 
O aumento da temperatura ocasiona a agitação das moléculas. O líquido evapora mais intensamente e causa maior pressão de vapor.
Veja o caso da água pura:T (°C)
	Pv (mmHg)
	0
	4,6
	10
	9,2
	20
	17,5
	30
	31,8
	40
	55,3
	50
	92,5
	60
	149,4
	70
	233,7
	80
	355,1
	90
	525,8
	100
	760,0
	110
	1.074,6
	120
	1.489,1
Gráfico de Pressão de Vapor x Temperatura da água
Quanto maior PV, mais volátil (mais evapora).
Natureza do líquido
Considere um frasco que contém água e outro contendo álcool, ambos no estado líquido e com mesmo volume e temperatura. Nos dois frascos há um manômetro para medir a pressão de vapor das substâncias.
 Após algum tempo, a pressão indicada pelo álcool foi maior do que a pressão indicada para a água, porque no frasco do álcool houve a formação de uma quantidade maior de vapores, já que o álcool é uma substância mais volátil. 
Conclui-se que a pressão de vapor de uma substância depende apenas de sua natureza química e não da quantidade. 
Líquidos mais voláteis que a água, como éter comum, álcool etílico e acetona evaporam mais intensamente e possuem maior pressão de vapor.
Quanto menor a temperatura, mais evapora, maior Pv.
Questão 1
Uma solução de densidade igual a 1080 g/L foi preparada diluindo-se 100 gramas de hidróxido de sódio (NaOH) em 800 mL de água. A concentração em g/L e o título dessa solução são, respectivamente, iguais a:
a) 0,125 e 0,7
b) 0,125 e 7,0
c) 125 e 1,157
d) 12,5 e 0,11
e) 125 e 0,11
Questão 2
Uma solução de açúcar em água tem uma densidade de 1,05 g/mL. Se somente 8,1% da massa da solução é açúcar, quantos gramas de água há em meio litro dessa solução:
a) 525 g
b) 42,525 g
c) 482,5 g
d) 500 g
e) 567,5 g
Questão 3
O teor de vitamina C em uma determinada bebida de soja com sabor morango foi determinado como sendo de 30 mg em uma porção de 200 mL. Dada a massa molar da vitamina C, 176 g . mol-1, qual a sua concentração nessa bebida, em mmol . L-1?
a) 0,15
b) 0,17
c) 0,85
d) 8,5
e) 17
Questão 4
(Cesgranrio-RJ) Num exame laboratorial, foi recolhida uma amostra de sangue, sendo o plasma separado dos eritrócitos, ou seja, deles isolado, antes que qualquer modificação fosse feita na concentração de gás carbônico. Sabendo-se que a concentração de CO2, neste plasma, foi de 0,025 mol/L, essa concentração, em g/L, é de:
a) 1760
b) 6 . 10-4
c) 2,2
d) 1,1
e) 0,70
Questão 5
As concentrações em mol/L dos íons Ca2+ e OH- em uma solução aquosa de 0,01 mol/L de Ca(OH)2 são, respectivamente:
a) 0,01 e 0,01
b) 0,01 e 0,02
c) 0,02 e 0,02
d) 0,02 e 0,01
e) 0,03 e 0,03
Questão 6
Uma solução aquosa de sulfato de alumínio, Al2(SO4)3, foi preparada de modo que cada 100 mL de solução tivesse 68,4 g do sal dissolvido a 20ºC. Sabendo que nessa temperatura o grau de dissociação α% do sulfato de alumínio é igual a 60%, a concentração em quantidade de matéria (em mol/L) dos íons Al3+(aq) e SO2-4(aq), respectivamente, é de:
a) 4,0 e 6,0
b) 2,0 e 3,0
c) 2,4 e 3,6
d) 2,0 e 6,0
e) 4,5 e 5,6
Questão 7
(Fatec-SP) A tabela abaixo mostra o resultado da análise de todos os íons presentes em 1 L de uma solução aquosa, desprezando-se os íons H+ e OH–provenientes da água. Com base nos dados apresentados e sabendo que toda solução é eletricamente neutra, podemos afirmar que a concentração molar dos íons Mg2+ é:
 a) 0,4
b) 0,5
c) 0,6
d) 1,0
e) 1,2
Questão 8
(UFSCar-SP) Uma "água dura" contém íons Ca2+ e Mg2+, que interferem na ação do sabão e deixam um resíduo nas paredes de tanques e caldeiras. É possível "amolecer" uma "água dura" adicionando-se substâncias que retiram estes íons e liberam, em seu lugar, íons Na+. Se uma "água dura" contém 0,010 mol/L de Ca2+ e 0,005 mol/L de Mg2+, quantos mols de Na+ são necessários para substituir os íons de cálcio e magnésio em 1,0 . 103 L desta água?
a) 10.         
b) 15.        
c) 20.         
d) 30.           
e) 40.
Questão 9
Qual deve ser o volume de água adicionado a 50 cm3 de solução de hidróxido de sódio (NaOH), cuja concentração é igual a 60 g/L, para que seja obtida uma solução a 5,0 g/L?
a) 0,6 L
b) 600 cm3
c) 0,55 L
d) 500 cm3
e) 600 L
Questão 10
Qual é o volume de solução aquosa de sulfato de sódio, Na2SO4, a 60 g/L, que deve ser diluído por adição de água para se obter um volume de 750 mL de solução a 40 g/L?
a) 250 mL
b) 500 mL
c) 600 mL
d) 750 mL
e) 1800 mL
Questão 11
(Mack-SP) 200 mL de solução 24,0 g/L de hidróxido de sódio são misturados a 1,3 L de solução 2,08 g/L de mesmo soluto. A solução obtida é então diluída até um volume final de 2,5 L. A concentração em g/L da solução, após a diluição, é aproximadamente igual a:
a) 26,0
b) 13,0
c) 3,0
d) 5,0
e) 4,0
Questão 12
(FUC-MT) Na diluição de uma solução, podemos afirmar que:
a) A massa do solvente permanece constante.
b) A massa do soluto permanece constante.
c) O volume da solução permanece constante.
d) A molalidade da solução permanece constante.
e) A molaridade da solução permanece constante.
Questão 13
Eventualmente, a solução de glicose 0,3 mol/L é utilizada em injeção intravenosa, pois tem pressão osmótica próxima à do sangue. Qual a pressão osmótica, em atmosferas, dessa solução a 37ºC?
Dado: R = 0,082 atm . L . K-1 . mol-1.
a) 0,9102.
b) 1,012.
c) 5,643.
d) 7,626.
e) 7,38.
Questão 14
Um saco de celofane, contendo uma solução de sacarose (açúcar) até a metade, é mergulhado em um béquer contendo água, de modo que o saco fica inteiramente imerso na água do béquer. Sendo o celofane uma membrana semipermeável, observaremos depois de algum tempo que:
a) A água do béquer torna-se adocicada.
b) A água do béquer passa toda para o saco.
c) O volume da solução no saco aumenta.
d) A concentração da solução no saco aumenta.
e) A solução do saco torna-se adocicada.
Questão 15
(UECE) Os nossos ancestrais descobriram que a carne, quando era tratada com cloreto de sódio, ficava preservada do ataque bacteriano. Esse processo primitivo de conservação é usado até hoje e a conservação é por:
a) oxidorredução
b) anticatálise
c) ação bactericida
d) osmose
Questão 16
(Vunesp-SP) Isolou-se uma proteína de uma amostra de soro sanguíneo. Uma dispersão coloidal de 685 mg da referida proteína, em água suficiente para formar 10,0 mL de solução, tem uma pressão osmótica de 0,28 atm a 7 ºC. Considerando a proteína como um composto covalente típico, sua massa molar é:
a) 5,6.103 g/mol.
b) 685 g/mol.
c) 6.1023 g/mol.
d) 12.10-3 g/mol.
e) 12.103 g/mol.
(Dado: R = 0,082 atm . L . mol-1. K-1).
Questão 17
O vinagre é uma solução aquosa de ácido acético (CH3COOH). Qual é o título em volume e a porcentagem em volume de 55 mL de ácido acético presente em 1 litro de vinagre?
Questão 18
O etanol possui concentração em volume por volume de 93,3%. Calcule o volume em mililitros de água existente em 10 L desse álcool.
Questão 19
(Unicamp-SP) Ainda sonolentos, saem em direção ao local da ocorrência e resolvem parar num posto de combustível. – Complete! – diz Rango ao frentista. Assim que o rapaz começa a colocar álcool no tanque, Estrondosa grita: – Pare!  Este carro é a gasolina! – Ainda bem que você percebeu o engano – disse Rango. – Amigo! Complete o tanque com gasolina. O nosso herói procedeu assim porque calculou que, com o volume de álcool anidro colocado no tanque, adicionando a gasolina contendo 20% (volume/volume) de etanol, obteria um combustível com 24% de etanol (volume/volume), igual àquele vendido nos postos até pouco tempo atrás.
a) Sabendo-se que o volume total do tanque é 50 litros, qual é a quantidade total de álcool, em litros, no tanque agora cheio?
b) Que volume de etanol anidro o frentista colocou por engano no tanque do carro?
Questão 20
(UFMG) O rótulo de um produto usado como desinfetante apresenta, entre outras, a seguinte informação: Cada 100mL de desinfetante contém 10mL de solução de formaldeído 37% V/V (volume de formaldeído por volume de solução).
A concentração de formaldeído no desinfetante, em porcentagem volume por volume, é:
a) 1,0 %
b) 3,7 %
c) 10 %
d) 37 %
Questão 21
Uma solução foi preparada dissolvendo-se 4,0 g de cloreto de sódio (NaCl) em 2,0 litros de água. Considerando que o volume da solução permaneceu 2,0 L, qual é a concentração da solução final?
a)      2g/L
b)      4g/Lc)      6 g/L
d)      8 g/L
e)      10 g/L
Questão 22
Complete as lacunas da frase a seguir com os valores corretos:
“Uma solução que apresenta concentração 80 g/L apresenta ... gramas de soluto, por litro da solução. Portanto, em 10 litros dessa solução devem existir ... gramas de soluto.”
Questão 23
Um técnico de laboratório preparou uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4) misturando 33 g desse ácido em 200 mL de água, com extremo cuidado, lentamente, sob agitação e em uma capela com exaustor. Ao final, a solução ficou com um volume de 220 mL. A concentração em g/L dessa solução é:
a)      0,15
b)      0,165
c)      66
d)      15
e)      150
Questão 24
Em uma solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH), calcule:
a)      A concentração em g/L de uma solução que contém 4,0 g de NaOH dissolvidos em 500 mL de solução.
b)      Para preparar 300 mL de uma solução dessa base com concentração de 5 g/L será preciso quanto de soluto?
e)      Qual será o volume em mL de uma solução aquosa de hidróxido de sódio que possui exatamente 1 mol dessa substância (NaOH = 40 g/mol), sendo que sua concentração é igual a 240 g/L?
Questão 25
(UnB-DF) Em um rótulo de leite em pó integral, lê-se:
A porcentagem em massa indica-nos a quantidade de gramas de cada componente em 100 g de leite em pó. Calcule a concentração em massa (em g/L) de proteínas em um copo de 200 mL de leite preparado.
Questão 26
(Fuvest-SP) Considere duas latas do mesmo refrigerante, uma na versão “diet” e outra na versão comum. Ambas contêm o mesmo volume de líquido (300 mL) e têm a mesma massa quando vazias. A composição do refrigerante é a mesma em ambas, exceto por uma diferença: a versão comum contém certa quantidade de açúcar, enquanto a versão “diet” não contém açúcar (apenas massa desprezível de um adoçante artificial). Pesando-se duas latas fechadas do refrigerante, foram obtidos os seguintes resultados:
Por esses dados, pode-se concluir que a concentração, em g/L, de açúcar no refrigerante comum é de, aproximadamente:
a) 0,020
b) 0,050
c) 1,1
d) 20
e) 50
Questão 27
(UFRN-RN)
Uma das potencialidades econômicas do Rio Grande do Norte é a produção de sal marinho. O cloreto de sódio é obtido a partir da água do mar nas salinas construídas nas proximidades do litoral. De modo geral, a água do mar percorre diversos tanques de cristalização até uma concentração determinada. Suponha que, numa das etapas do processo, um técnico retirou 3 amostras de 500 mL de um tanque de cristalização, realizou a evaporação com cada amostra e anotou a massa de sal resultante na tabela a seguir:
A concentração média das amostras será de:
a) 48 g/L.
b) 44 g/L.
c) 42 g/L.
d) 40 g/L
Questão 28
(Unicamp-SP) Evapora-se totalmente o solvente de 250 mL de uma solução aquosa de MgCl2 de concentração 8,0 g/L. 
Quantos gramas de soluto são obtidos?
a)      8,0
b)      6,0
c)      4,0
d)      2,0
e)      1,0
Respostas
Resposta Questão 1
Alternativa “e”.
Resolução:
Dados:
d = 1080 g/L
m1 = 100 g
V = V2 = 800 Ml = 0,8 L
Substituindo os valores na fórmula da concentração comum:
C = m1
       V
C = 100 g
       0,8 L
C = 125 g/L
Para calcular o título, temos que primeiro descobrir o valor da massa da solução por meio da fórmula da densidade:
d = m
      V
m = d . V
m = 1080 . 0,8
m = 864 g
Agora substituímos os valores na fórmula da densidade:
T = m1
       m
T = 100 g
       864 g
T = 0,11
Resposta Questão 2
Alternativa “c”.
Resolução:
Dados:
d = 1,05 g/mL
T% = 8,1% → T = 0,081
V = 0,5 L = 500 mL
m1 = ?
m2 = ?
A massa de água (m2) na solução é a diminuição da massa total da solução (m) pela massa do soluto (m1): m2 = m - m1. Portanto, precisamos descobrir primeiro m e m1, isso pode ser feito, respectivamente, pelas fórmulas da densidade e do título:
d = m
      V
m = d . V
m =  1,05 . 500
m = 525 g
T = m1
       m
m1 = T . m
m1 = 0,081 . 525
m1 = 42,525 g
Agora sim podemos diminuir esses valores encontrados e descobrir a massa de água nessa solução:
m2 = m - m1
m2 = 525 – 42,525
m2 = 482,5 g
Resposta Questão 3
Alternativa “c”.
Resolução:
Dados:
m1 = 30 mg = 0,03g
V = 200 mL = 0,2 L
MM (vitamin C) = 176 g . mol-1
M = ? mmol . L-1
Aplicando na fórmula da concentração em quantidade de matéria (M), temos:
M = _m1__
        MM . V
M = ______0,03 g________
            (176 g/mol) . ( 0,2 L)
M = 0,00085 mol .L-1
Mas queremos a resposta em mmol . L-1 e para tal, basta multiplicar o resultado por 1000:
M = 0,00085 mol .L-1 . 1000
M = 0,85 mmol .L-1
Resposta Questão 4
Alternativa “d”.
Resolução:
Se relacionarmos as fórmulas da concentração em mol/L (M) com a concentração comum em g/L (C), encontraremos o seguinte:
C = m1 → m1 = C . V
        V                                  
M = n1 → M = ___m1___ → m1 = MM1 . V . M
        V               MM1 . V
Visto que m1 está presente nas duas fórmulas, elas podem ser igualadas:
C . V = MM1 . V . M
C = MM1 . V . M
                 V
C = MM1 . M
Essa relação pode ser usada para resolver o problema:
C = MM1 . M
C = (44 g/mol) . (0,025 mol/L)
C = 1,1 g/L
Resposta Questão 5
Alternativa “b”.
Primeiro escrevemos a equação iônica devidamente balanceada:
                   Ca(OH)2   →    Ca2+   +     2 OH-
Proporção:    1 mol          1 mol           2 mol
Solução:     0,01 mol/L   0,01 mol/L   0,02 mol/L
Resposta Questão 6
Alternativa “c”.
Primeiro precisamos descobrir a concentração em quantidade de matéria (mol/L) do sal, Al2(SO4)3, na solução:
M = ___m1__
             MM . V
M = _____68,4 g________
          (342 g/mol) . ( 0,1 L)
M = 2,0 mol/L
Agora podemos descobrir a concentração de cada íon na solução:
                    Al2(SO4)3(aq)   →   2 Al3+(aq)   +   3 SO2-4(aq)
Proporção:      1 mol                 2 mol             3 mol
Solução:     2,0 mol/L             4,0 mol/L      6,0 mol/L
No entanto, o grau de dissociação (α%) do sulfato de alumínio é igual a 60%:
4,0 mol/L de Al3+(aq)   ----------------  100 %
                      x------------------------ 60%
                            x = 60 . 4,0  → x = 2,4 mol/L de íons Al3+(aq)   
                                     100
6,0 mol/L de SO2-4(aq)   ----------------  100 %
                      x------------------------ 60%
                            x = 60 . 6,0  → x = 3,6 mol/L de íons SO2-4(aq)
                                     100
Resposta Questão 37
Alternativa “c”.
Vamos primeiro escrever todas as equações de dissociação ou ionização:
1 HNO3(aq)  → 1 H+(aq) + 1 NO-3(aq)
1 H2SO4(aq)  → 2 H+(aq) + 1 SO2-4(aq)
1 NaOH(aq)  → 1 Na+(aq) + 1 OH-(aq)
1 Mg(OH)2(aq)  → 1 Mg2+(aq) + 2 OH-(aq)
Agora estabelecemos as proporções pelas concentrações dadas:
                     1 HNO3(aq)  → 1 H+(aq) + 1 NO-3(aq)
Proporção:    1 mol             1 mol           1 mol
Solução:     0,5 mol/L         0,5 mol/L  0,5 mol/L
                 1 H2SO4(aq)  → 2 H+(aq) + 1 SO2-4(aq)
Proporção:    1 mol             2 mol           1 mol
Solução:     1,5 mol/L         1,5 mol/L  0,75 mol/L
                  1 NaOH(aq)  → 1 Na+(aq) + 1 OH-(aq)
Proporção:    1 mol             1 mol           1 mol
Solução:     0,8 mol/L         0,8 mol/L  0,8 mol/L
Observe que a solução é neutra e que temos até o momento 2,0 mol/L (0,5 + 1,5) de íons H+. Assim, é preciso a mesma concentração de íons OH-. Até agora só temos 0,8 mol/L destes ânions, para completar 2,0 mol/L ainda faltam 1,2, que é a concentração dos íons da dissociação iônica do Mg(OH)2(aq)  .
Agora, sabendo a proporção e a concentração dos íons OH- na equação iônica abaixo, é possível descobrir a concentração em mol/L dos íons Mg2+:
                1 Mg(OH)2(aq)  → 1 Mg2+(aq) + 2 OH-(aq)
Proporção:    1 mol             1 mol           2 mol
Solução:     0,6 mol/L         0,6 mol/L  1,2 mol/L
Resposta Questão 8
Alternativa “d”.
0,010 mol/L de íons Ca2+(aq) ------ 1 L de solução
                               x---------------- 1,0 . 103 L de solução
x = 1,0 . 103 . 0,010
                 1
x = 10 mol de íons Ca2+(aq)
0,005 mol/L de íons Mg2+(aq) ------ 1 L de solução
                               y---------------- 1,0 . 103 L de soluçãoy = 1,0 . 103 . 0,005
                 1
y = 5 mol de íons Mg2+(aq)
Total de íons bivalentes a serem substituídos: 10 + 5 = 15 mol.
Como o sódio, Na+, é monovalente, será necessário o dobro de íons desse elemento para substituir os íons Ca2+ e Mg2+, portanto, serão necessários 30 mol de íons Na+(aq).
Resposta Questão 9
Alternativa “c”.
Primeiro transformamos o volume inicial de cm3 para L a fim de que todas as unidades de volume sejam iguais:
Vinicial  = 50 cm3 = 50 mL = 0,05 L
Agora substituímos os valores na fórmula abaixo:
Cinicial . Vinicial = Cfinal . Vfinal
60 g/L . 0,05 L =  5,0 g/L . Vfinal
3,0 g =  5,0 g/L . Vfinal
Vfinal = 3,0 g
           5,0 g/L
Vfinal = 0,6 L = 600 mL = 600 cm3
Volume de água adicionado: 600 cm3 – 50 cm3 = 550 cm3 ou 0,55 L.
Resposta Questão 10
Alternativa “b”.
Dados:
Cinicial= 60 g/L
Vfinal = 750 mL = 0,75 L
Cfinal = 40 g/L
 Cinicial . Vinicial = Cfinal . Vfinal
60 g/L . Vinicial = 40 g/L . 0,75 L
Vinicial = 30 g
             60 g/L
Vinicial = 0,5 L ou 500 mL
Assim, para se obter a solução desejada na concentração de 40 g/L de Na2SO4, é necessário pegar um volume igual a 0,5 L ou 500 mL de solução de concentração 60 g/L de Na2SO4 e acrescentar 250 mL de água de modo que o volume da solução final (diluída) seja igual a 750 mL.
Resposta Questão 11
Alternativa “c”.
Cálculo da massa de NaOH nas soluções:
24 g de NaOH -------- 1000 mL de solução
x ------------------------ 200 mL de solução
x = 200 . 24
       1000
x = 4,8 g de NaOH
 2,08 g de NaOH -------- 1000 mL de solução
x ------------------------ 1300 mL de solução
x = 1300 . 2,08
            1000
x = 2,704 g de NaOH
Na diluição, a massa de NaOH não muda.
Cálculo da concentração em g/L:
(4,8 + 2,704) mol de NaOH --------- 2500 mL de solução
y ---------------------------------------- 1000 L de solução
y = 1000 . 7,504
            2500
y = 3,0 g/L de NaOH
Resposta Questão 12
Alternativa “b”.
Resposta Questão 13
Alternativa “d”.
A pressão osmótica (propriedade coligativa) depende da concentração em mol/L do número total de partículas dispersas do soluto (M) e da temperatura em kelvin da solução (T).
π = M R T
π = (0,3 mol/L) . (0,082 atm . L . K-1 . mol-1) . (310 K)
π = 7,626 atm
Resposta Questão 14
Alternativa “c”.
A osmose é a passagem do solvente de uma solução já diluída para outra com maior concentração através de uma membrana semipermeável. O papel celofane é uma membrana semipermeável, assim, a água do béquer (meio mais diluído) passará pelo saco de celofane para a solução mais concentrada (solução de sacarose), aumentando o volume da solução no saco.
Resposta Questão 15
Alternativa “d”.
Resposta Questão 16
Alternativa “a”.
Da fórmula da pressão osmótica, podemos encontrar a massa molar:
π = M R T
M = _π__
         R . T
M = _(0,28 atm)_
         (0,082 atm . L . mol-1. K-1) . 280 K
M = 0,012 mol/L
0,685 g e 10 mL são o mesmo que 68,5 g em 1000 mL (1L)
n=m/M
M = m/n = 68,5 / 0,0122 = 5615 g/mol
ou 5,6 x 103 g/mol.
Resposta Questão 17
τv= V1
        V
τv= 55 mL
          1000mL
τv= 0,055
Basta multiplicar por 100% para expressar o título em porcentagem em volume:
0,055 . 100% = 5,5%
Resposta Questão 18
93,3% é de etanol, portanto, 6,7% é de água. Assim, podemos fazer a seguinte regra de três:
10 000 mL ------ 100%
               x ------ 6,7%
x = 670 mL ou 0,67 L
Resposta Questão 19 
50 L ------- 100%
     x ------- 24%
x = 12 L de álcool
No cálculo do volume de etanol anidro colocado por engano no tanque do carro, temos:
Álcool puro: V = ?
+
Gasolina: 20% de álcool → V’álcool = 0,20 . Vgasolina
=
Gasolina: 24% de álcool → V’gasolina = 50 L
Sendo p a porcentagem em volume de álcool, teremos:
Mistura final: p = volume de álcool
                                volume total
I. 0,24 = V + V’    ou    0,24 = V + 0,2 . Vgasolina
                 50                                50
II. V + Vgasolina = 50L
Combinando-se as equações I e II, temos:
0,24 . 50 = V + 0,2 (50-V)
12 = V + 10 – 0,2 V
0,8 V = 12-10
V = 12 – 10
           0,8
V = 2,5 L
Resposta Questão 20
Alternativa “b”.
100 mL -------- 100%
3,7 mL  --------- X
X = 3,7 mL ou 3,7%
Resposta Questão 21
Alternativa “a”
C = m1 →C = 4,0 g →C = 2,0 g/L
       V             2,0 L
Resposta Questão 22
80; 800
Resposta Questão 23
Alternativa “e”
Nesse caso, temos que passar o valor do volume da solução de mL para L:
1 L ---------- 1000 mL
 X ------------220 mL
X = 220/1000
X = 0,22 L
Agora podemos fazer uma regra de três básica:
33 g de H2SO4 ------------ 0,22 L de solução
y ---------------------------- 1 L de solução
y = 1 L . 33 g
      0,22 L
y = 150 g/L
Resposta Questão 24
a)       
1 L ---------- 1000 mL
 X ------------500 mL
X = 500/1000
X = 0,5 L
C = m1 →C = 4,0 g →C = 8,0 g/L
       V               0,5 L
b) 1 L ---------- 1000 mL
 X ------------300 mL
X = 300/1000
X = 0,3 L
C = m1 →5 g/L = m1 → m1 = (5 g/L) . (0,3 L) → m1 =  1,5 g
       V                 0,3 L
c)
240 g--------------- 1000 mL (1 L)
40 g --------------- x
X = (40 g). (1000 mL)
              240 g
X = 166, 7 mL
Resposta Questão 25
45 g/L
- Primeiro calculamos a concentração da solução feita misturando-se 30 g do leite em pó integral em 200 mL (1 copo) de água. Lembre-se de transformar o volume para L (200 mL → 0,2L):
 C = m1 → C = 30 g → C = 150,0 g/L
         V               0,2 L
- Agora fazemos uma regra de três, visto que a proteína equivale a 30% da massa do leite:
100 % ---------- 150,0 g/L
30%   ---------- x
X = 30 . 150
        100
X = 45,0 g/L
Resposta Questão 26
Alternativa “e”
Sabendo que a diferença de massa entre o refrigerante comum e o diet é somente em razão do açúcar:
maçúcar = mrefrigerante comum – mrefrigerante diet 
maçúcar = 331,2 – 316,2
maçúcar = 15 g
15 g de açúcar -------- 0,3 L de refrigerante (300 mL)
x ------------------------- 1 L de refrigerante
x = 1 . 15 / 0,3
x = 50 g de açúcar/L de refrigerante
Resposta Questão 27
Primeiramente, calculamos a concentração comum de cada amostra. Como a unidade pedida no exercício é g/L, o volume de 500 mL será passado para litros, dando um resultado de 0,5 L:
                                                C = m1
                                                        V      
Amostra 1:                        Amostra2:                              Amostra 3:
C1 = 22g                            C2 = 20g                                      C3 = 24g        0,5 L                                 0,5 L                                            0,5 L
C1 = 44 g/L               C2= 40 g/L                            C3 =48g/L
Tirando a média:
Cmédia = C1 + C2 + C3  →Cmédia = (44 + 40+ 48)g/L   →Cmédia = 44 g/L
                         3                                          3
Resposta Questão 28
Alternativa “d”
C = m1
       V
8,0 g/L = __m1__
                 0,25 L
m1 = 8,0 g/L . 0,25 L
m1 =2,0 g
Questão 1
(UFBA) Sobre soluções, pode-se afirmar:
(01) O latão, mistura de cobre e zinco, é uma solução sólida.
(02) Soluções saturadas apresentam soluto em quantidade menor do que o limite estabelecido pelo
coeficiente de solubilidade.
(04) A variação da pressão altera a solubilidade dos gases nos líquidos.
(08) O etanol é separado do álcool hidratado por destilação simples.
(16) Dissolvendo-se 30 g de NaCl em água, de tal forma que o volume total seja 500 mL, a concentração da solução obtida é igual a 0,513 mol/L.
(32) Adicionando-se 0,30 L de água a 0,70 L de uma solução 2 mol/L de HCl, a concentração da solução resultante é igual a 1,4 mol/L.
(64) A solubilidade de qualquer substância química, em água, aumenta com o aumento da temperatura.
Questão 2
A principal característica de uma solução é:
a) ser sempre uma mistura homogênea.
b) possuir sempre um líquido com outra substância dissolvida.
c) ser um sistema com mais de uma fase.
d) ser homogênea ou heterogênea, dependendo das condições de pressão e temperatura.
e) ser uma substância pura em um único estado físico.
Questão 3
Assinale a alternativa que contém exemplos de soluções:
a) água de torneira, mar, granito.
b) granito, mistura de água e óleo, ar.
c) petróleo no mar, granito,água destilada.
d) água pura, gás nitrogênio, ouro puro.
e) ar, água de torneira, ouro 18 quilates.
Questão 4
(UFPR) Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias, não importando seu estado físico. Quando algum dos componentes da solução encontra-se dissolvido além de seu limite de dissolução, diz-se que a solução está supersaturada em relação àquele componente. Uma garrafa de um refrigerante contém uma solução que geralmente é constituída por: água, sacarose, acidulante (o mais utilizado é o ácido fosfórico), um corante, um aromatizante (que pode funcionar também como corante) e dióxido de carbono dissolvido sob pressão.
Considerando as informações acima e o seu conhecimento sobre o assunto, é correto afirmar:
(01) No refrigerante, o componente mais abundante é o solvente, ou seja, a água.
(02) O refrigerante apresenta pH menor que 7.
(04) A agitação do refrigerante provoca a saída do componente que se encontra dissolvido além do seu limite de dissolução.
(08) Ao final do processo de evaporação do refrigerante não há resíduos sólidos.
(16) A elevação da temperatura geralmente provoca a diminuição da solubilidade dos solutos gasosos.
Questão 5
Sabe-se que uma pasta de dente convencional apresenta 90 gramas de massa e apresenta uma concentração média de flúor em torno de 1300 ppm. Determine a massa de flúor presente nessa pasta de dente.
a) 11,7 mg
b) 11,7 g
c) 11,7 Kg
d) 0,0117 g
e) 1,17 mg
Questão 6
De acordo com a Anvisa, a ingestão diária aceitável de mercúrio por um indivíduo é de 0,1 micrograma (μg) por quilograma de peso corporal por dia. Sabendo que a quantidade de mercúrio em uma determinada espécie de peixe é na ordem de 0,40 ppm, qual será a massa de peixe, em gramas, que um indivíduo de 70 kg pode consumir por dia? (Dados: 1g = 1000000 μg)
a) 1,75 g
b) 175 g
c) 0,175 g
d) 17,5 g
e) 0,0175g
Questão 7
(UNIFESP) A contaminação de águas e solos por metais pesados tem recebido grande atenção dos ambientalistas, devido à toxicidade desses metais ao meio aquático, às plantas, aos animais e à vida humana. Dentre os metais pesados há o chumbo, que é um elemento relativamente abundante na crosta terrestre, tendo uma concentração ao redor de 20 ppm (partes por milhão). Uma amostra de 100 g da crosta terrestre contém um valor médio, em mg de chumbo, igual a
a) 20.
b) 10.
c) 5.
d) 2.
e) 1.
Questão 8
(FATEC) O uso de flúor é eficaz no combate à cárie dentária. Por isso, foram estabelecidos protocolos de utilização do flúor na área de saúde bucal como a adição de flúor na água de abastecimento público e em pastas dentais. A escovação dental é considerada um dos métodos mais eficazes na prevenção da cárie, ao aliar a remoção da placa à exposição constante ao flúor. Todavia, a exposição excessiva pode causar alguns malefícios à saúde. Para isso, foram estabelecidos níveis seguros de consumo do flúor, quando este oferece o máximo benefício sem risco à saúde. As pastas de dente apresentam uma concentração de flúor que varia entre 1 100 e 1 500 ppm. É importante ressaltar que as pastas de dente com flúor devem ser utilizadas durante a escovação e não ingeridas. 
(http://tinyurl.com/ovrxl8b Acesso em: 29.08.2014. Adaptado)
A concentração máxima de flúor presente nas pastas de dente mencionada no texto, em porcentagem em massa, corresponde a
a) 0,0015%.
b) 0,015%.
c) 0,15%.
d) 1,5%.
e) 15%.
Respostas
Resposta Questão 1
Resposta: 37. São verdadeiras: 01, 04 e 32.
(01) Verdadeiro. O latão, mistura de cobre e zinco, é uma solução sólida.
(02) Falso. Soluções saturadas apresentam soluto dissolvido em quantidade igual ao coeficiente de solubilidade.
(04) Verdadeiro. A variação da pressão altera a solubilidade dos gases nos líquidos. Aumentando a pressão, a solubilidade aumenta (Lei de Henry).
(08) Falso. O etanol é separado do álcool hidratado por destilação fracionada.
(16) Falso. Dissolvendo-se 30 g de NaCl em água, de tal forma que o volume total seja 500 mL, a concentração da solução obtida é igual a 1,26 mol/L. Observe os cálculos:
1 mol de NaCl ----------- 58,5 g de NaCl
                 x-------------- 30 g de NaCl
                 x ≈ 0,513 mol de NaCl
0,513 mol de NaCl -------- 0,5 L de solução
                  y --------------- 1 L de solução
                  y = 1,026 mol/L de NaCl
(32) Verdadeiro. Adicionando-se 0,30 L de água a 0,70 L de uma solução 2 mol/L de HCl, a concentração da solução resultante é igual a 1,4 mol/L. Veja os cálculos:
1 L de solução ----------- 2 mol de HCl
0,70 L de solução -------------- z
                Z = 1,40 mol de HCl
(64) Falso. Existem substâncias que têm a solubilidade em água diminuída com aumento da temperatura, é o caso, por exemplo, dos gases.
Resposta Questão 2
Alternativa “a”.
As demais são falsas porque:
b) Uma solução pode ser formada também por gases e sólidos, e não somente por líquidos.
c) Uma solução sempre constitui um sistema com uma única fase.
d) Uma solução sempre é homogênea.
e) Uma solução é uma mistura de substâncias, e não uma substância pura.
Resposta Questão 3
Alternativa “e”.
a) o granito é uma mistura heterogênea.
b) o granito e a mistura de água e óleo são sistemas heterogêneos.
c) o granito é uma mistura heterogênea, e a água destilada é uma substância pura.
d) todas (água pura, gás nitrogênio e ouro puro) são substâncias puras.
Resposta Questão 4
Resposta: 23. São verdadeiras: 01, 02, 04 e 16.
(08) Falso. Os refrigerantes contêm componentes sólidos que, depois de uma eventual evaporação, permanecem como resíduos.
Resposta Questão 5
Letra a). O conteúdo da pasta de dente está especificado na ordem de massa (90 gramas), por isso, devemos inicialmente relacionar o valor fornecido em ppm com a massa.
Ao falar em 130 ppm (ppm indica partes por milhão), isso quer dizer que temos 130 unidades de massa de flúor a cada 1.000.000 de unidades de massa da pasta de dente. Se atribuirmos a unidade mg, teremos então 130 mg de flúor a cada 100000 mg de pasta de dente.
Já que 1.000.000 mg equivale a 1 kg, teremos na pasta de dente a concentração de 130 mg de flúor a cada 1 kg. Sabendo disso e que a pasta de dente apresenta 90 g, podemos calcular a quantidade de flúor presente nela:
130 mg........1kg de pasta de dente
x …..... 0,09 kg de pasta de dente
1.x = 130 . 0,09
x = 11,7 mg de Flúor
Resposta Questão 6
Letra d). Inicialmente devemos calcular a massa de mercúrio máxima que pode ser ingerida por um indivíduo de 70 kg:
1 kg da pessoa..........0,1 μg de mercúrio
70 kg da pessoa........ x
1.x = 70.0,1
x = 7 μg de mercúrio
Em seguida, relacionamos o 0,40 ppm de mercúrio no peixe com uma unidade de massa pequena: o μg. Como 0,40 ppm corresponde a 0,40 partes de mercúrio em 1000000 partes de peixe, logo, há 0,40 μg de mercúrio em 1000000 μg de peixe. Como 1000000 μg é igual a 1 g, temos 0,40 μg de mercúrio em 1 g de peixe.
Por fim, montamos uma regra de três para descobrir quanto de peixe temos que comer para ingerir 7 μg (referente à pessoa de 70 Kg):
0,40 μg de Mercúrio........1 g de peixe
7 μg de Mercúrio …..... x g de peixe
0,4.x = 7.1
0,4x = 7
x = 7
     0,4
x = 17,5 g de peixe
Resposta Questão 7
Letra d). Dados da questão:
Concentração de chumbo na crosta terrestre: 20 ppm
Massa da amostra de crosta terrestre: 100 g
Antes de resolver, devemos entender primeiro o que 20 ppm representa. A unidade ppm quer dizer que há 1 parte do material em 1.000.000 de partes da mistura. Foram fornecidos 20 ppm de concentração de chumbo na crosta, ou seja, 1 parte de chumbo a cada 1.000.000 de partes da crosta terrestre.
Relacionando o ppm com uma unidade menor de massa, como o miligrama (mg), 20 ppm corresponde, então, a 20 mg de chumbo a cada 1.000.0000 mg de crosta terrestre.
Antes de calcular a massa de chumbo presente em 100 gramas, devemos transformar a massa de 1.000000 mg da crosta (referente a 20 ppm) para gramas (dividindo por 1000), o que resulta em 20 mg de chumbo em 1000 g de crosta. Com isso:
20 mg de Chumbo........1000 g de crosta terrestre
x …..... 100 g de crosta terrestre
1000.x = 20.100
1000x = 2000
x = 2000
     1000x = 2 mg de chumbo
Resposta Questão 4
Letra c).
Dados do exercício:
Concentração mínima de flúor na pasta de dente: 1100 ppm.
Concentração máxima de flúor na pasta de dente: 1500 ppm.
Porcentagem em massa: ?
Como temos a concentração máxima de flúor em 1000000 partes da pasta de dente (1500 ppm), temos que calcular qual será a concentração máxima de flúor em 100 partes. Para isso, basta construir uma regra de três:
1500 partes de Flúor...........1000000 partes de pasta de dente
x ...............100 partes
1000000.x = 1500.100
x = 150000  
     1000000
x = 0,15
Por fim, basta dividir o valor encontrado por 100 para determinar a porcentagem (P):
P = x  
     100
P = 0,15
      100
P = 0,0015%
Termoquímica
As transformações físicas e as reações químicas quase sempre estão envolvidas em perda ou ganho de calor. O calor é uma das formas de energia mais comum que se conhece. 
A Termoquímica é uma parte da Química que faz o estudo das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante as reações químicas. A maioria das reações químicas envolve perda ou ganho de calor (energia).
Veja no quadro abaixo os tipos de reações com perda ou ganho de calor:
	REAÇÕES QUE LIBERAM ENERGIA
	REAÇÕES QUE ABSORVEM ENERGIA
	Queima do carvão
	Cozimento de alimentos
	Queima da vela
	Fotossíntese das plantas, o sol fornece energia
	Reação química em uma pilha
	Pancada violenta inicia a detonação de um explosivo
	Queima da gasolina no carro
	Cromagem em para-choque de carro, com energia elétrica
As transformações físicas também são acompanhadas de calor, como ocorre na mudança de estados físicos da matéria.
Olhando fisicamente para as estruturas a água podemos dividir basicamente em três fases, solido, líquido e gasoso, em cada uma delas existe uma cera quantidade de energia ao qual a mudança desses estados se relaciona com essa energia, a perda ou ganho dela, analisando quimicamente podemos definir da seguinte forma: 
Absorção de calor
 
 
Liberação de calor
Quando a substância passa do estado físico sólido para liquido e em seguida para gasoso, ocorre absorção de calor.
Quando a substância passa do estado gasoso para líquido e em seguida para sólido, ocorre liberação de calor.
Essa energia que vem das reações químicas é decorrente de rearranjo das ligações químicas dos reagentes transfor-mando-se em produtos. Essa energia armazenada é a ENTALPIA (H). É a energia que vem de dentro da molé-cula.
Nas reações químicas não é necessário calcular a entalpia. Devemos calcular, geralmente, a variação de ental-pia (ΔH).  
A variação de entalpia é a diferença entre a entalpia dos produtos e a entalpia dos reagentes. 
 
 
Unidade de Calor
1cal=4,18J (Joule)
1Kcal=1000 (Calorias)
Tipos de Reações
As reações químicas podem ser de dois tipos:
1. Endotérmica absorvem calor (+)
2. Exotérmica: liberam calor (-)
Reação Endotérmica
Reagentes + calor → Produtos
Aqui ocorre o contrário do que vimos anteriormente, a entalpia dos produtos (HP) é maior do que a entalpia dos reagentes (HR) porque os reagentes absorveram o calor fornecido pelo meio e, dessa forma, a variação da entalpia (ΔH) será positiva:
ΔH = HP - HR         (HP > HR)
ΔH > 0
Reagentes → Produtos  ∆H > 0
Os gráficos dos processos endotérmicos ficam com o seguinte aspecto:
Por exemplo, nas siderúrgicas 1 mol de hematita absorve 491,5kJ para se transformar no ferro metálico:
Fe2O3(s) + 3 C(s) → 2 Fe(s) + 3 CO(g)                    ΔH = - 491,5 kJ
Nos outros exemplos abaixo, você perceberá que nas reações e processos endotérmicos há uma sensação de resfriamento, pois o calor do meio é absorvido
Reação Exotérmica
Genericamente, temos:
Reagentes → Produtos + calor
Visto que os reagentes perderam parte de seu conteúdo energético, o valor da entalpia (H) ou valor da energia global dos produtos (HP) é menor do que a entalpia dos reagentes (HR) nos processos exotérmicos e, consequentemente, a variação da entalpia (ΔH) será negativa.
ΔH = HP - HR          (HP < HR)
ΔH < 0
Reagentes → Produtos ΔH < 0
Graficamente, podemos representar esse tipo de reação da seguinte forma:
Todos os processos de combustão são reações exotérmicas. Um exemplo é a combustão do hidrogênio, que atinge cerca de 2500ºC, fornecendo a energia mecânica necessária para o foguete se movimentar e escapar da gravidade da Terra.
A seguir temos outros exemplos de reações e processos exotérmicos comuns no cotidiano. Observe que em todos os casos há uma sensação de aquecimento, pois o calor é liberado para o meio.
Entalpia
Tipos de Entalpias
Através de algumas reações, é possível calcular o valor da variação de entalpia. 
- Entalpia de Formação
- Entalpia de Combustão
- Entalpia de Ligação
- Entalpia de Neutralização
- Entalpia de Dissolução
Entalpia de Formação ou Calor de Reação
A Entalpia de formação é a energia da reação quando forma 1 mol de substância, a partir das substâncias químicas (elemento no seu estado padrão).
Estado Padrão: é a forma mais estável de uma substância a 25°C e a 1atm de pressão. São as substâncias simples.
As substâncias que participam da reação de formação devem ser simples. Devem informar o estado físico. Sua variação de entalpia de formação padrão é zero. 
∆Hof = 0
∆Hof = variação de entalpia de formação padrão
Exemplo de substância simples: 
C(grafite), O2(g), N2(g), H2(g), Na(s), S(s).
Exemplo de reação de formação:
Isto quer dizer que para formar 1 mol de NH3 a reação produz 11 kcal de energia.
Este cálculo pode ser feito utilizando a fórmula da variação de entalpia e utilizando alguns dados tabelados.
 Tabela com valores de Entalpia de Formação Padrão de Algumas Substâncias
	SUBSTÂNCIA
	H°f kJ/mol
	SUBSTÂNCIA
	H°f kJ/mol
	C2H2(g)
	226,8
	C diamante
	+2,1
	CH4(g)
	-74,8
	NH3 (g)
	-45,9
	CO(g)
	-110,3
	NaCl (s)
	-412,1
	CO2(g)
	-393,3
	O3 (g)
	+143
	H2O(v)
	-242
	SO2 (g)
	-297
	H2O(l)
	-286
	SO3 (g)
	-396
Exemplo: 
Escreva a reação de formação para cada substância abaixo, indicando o valor da entalpia de formação de SO3(g):
1°) montar a reação de formação:
2°) Aplicar a fórmula:
∆Hof = Hp-HR
∆Hof =-396J –(0+0)
∆Hof =-396J/mol
Calcular ΔH da reação através das ∆Hof:
C2H5OH + 3O2→ 2CO2(g) + 3H2O(l) ΔH=?
ΔH= HP-HR
ΔH=[2·∆Hof CO2 +3· H2O]- [2·∆Hof C2H5OH+3·∆Hof O2]
∆H=[2∙(-393,3)+3∙(-286)]-[278+3∙(0)]
∆H=-1366,6Kj/mol
Entalpia de Combustão
É sempre uma reação exotérmica. É o calor liberado na reação de combustão de 1 mol de uma substância em presença de gás oxigênio O2(g)
COMBUSTÃO COMPLETA: mais quantidade de oxigênio. Forma gás carbônico e água.
C2H5OH + 3O2→ 2CO2(g) + 3H2O(l) ΔH=-1366,6Kj/mol
COMBUSTÃO INCOMPLETA: menos quantidade de oxigênio. Produz menos quantidade de energia. Forma mais resíduos como monóxido de carbono (CO) e água (H2O).
C2H5OH + 2O2→ 2CO2(g) + 3H2O(l) ΔHComb=-801 Kj/mol
Exemplo: 
Qual o valor da entalpia de combustão do benzeno (C6H6)? 
Dados:
C6H6(g) = 80Kj/mol
CO2(g)=-400Kj/mol
H2O(l)=-240Kj/mol
ΔHComb=ΔH= HP-HR
ΔH=[6∙ CO2(g)+3· H2O]- [C6H6(g) +15/2 O2]
ΔH=[6∙ (-400)+3·(-240)]- [80 +(15/2)∙0]
ΔHComb=-3200kJ/mol
Tabela de ΔH°comb de algumas substâncias
	SUBSTÂNCIA
	FÓRMULA
	ΔH°comb (kcal/mol)
	Hidrogênio
	H2(g)
	-68,3
	Carbono Grafite
	C(grafite)
	-94,1
	Monóxido de Carbono
	CO(g)
	-67,6
	Metano
	CH4(g)
	-212,8
	Etano
	C2H6(g)
	-372,8
	Propano
	C3H8(g)
	-530,6
	Butano
	C4H10(g)
	-688,0
	Benzeno
	C6H6(g)
	-781,0
	Etanol
	H3C – CH2 – OH(l)
	-326,5
	Ácido Acético
	H3C – COOH(l)
	-208,5
	Glicose
	C6H12O6(S)
	-673,0
	Sacarose
	C12H22O11(S)
	-1348,9
Entalpia de Ligação
Durante as reações químicas, as ligações químicas dos reagentes e produtos são alteradas. Podemos calcular o ΔH pela análise desses novos rearranjos.
 A entalpia de ligação é a variação de entalpia verificada na quebra de 1mol de uma determinada ligação química, sendo que todas as substâncias estejam no estado gasoso, a 25° C e 1atm.
· Reagentes
Sempre são quebradas as ligações = Endotérmica (+)
· Produtos 
Sempre são formadas as ligações = Exotérmica (-)
Exemplo:
 
A ΔH do processo é a soma desses calores. Calcula-se utilizando dados tabelados.
Tabelade Entalpia de Ligação (EM kJ/MOL)
	LIGAÇÃO
	H°(kJ/MOL)
	LIGAÇÃO
	H°(kJ/MOL)
	LIGAÇÃO
	H°(kJ/MOL)
	H – H
	436
	H – Br
	366
	N – C
	305
	H – O
	463
	H – I
	299
	C ≡ C
	837
	N – N
	163
	H – N
	388
	C = C
	612
	N = N
	409
	H – C
	412
	C – C
	348
	N ≡ N
	944
	O = O
	496
	C – Cl
	338
	H – F
	565
	O – C
	360
	Br – Br
	193
	H – Cl
	431
	O = C
	743
	Cl – Cl
	242
 H2(g)+ Cl2(g) → 2HCl
(H-H) (Cl-Cl) 2·(H-Cl)
+436 +242 2·431
+678kJ (Absorvido) +862kJ (Liberado)
ΔH= 862kJ-678kJ
ΔH=184kJ (Reação Endotérmica)
A partir desta tabela com dados das ligações de alguns elementos é possível calcular também outras entalpias, como por exemplo a de combustão e a de formação.
Entalpia de Neutralização
É a entalpia de uma reação de neutralização (entre um ácido e uma base formando sal e água). A reação é exotérmica. 
É a variação de entalpia verificada na neutralização de 1mol de H+ do ácido por 1mol de OH-da base, sendo todas as substâncias em diluição total ou infinita, a 25°C e 1atm.
Exemplos:
HCl+NaOH→NaCl+H2O ΔHºNeut= -58kJ/mol
H2SO4+2·NaOH→Na2SO4+H2O ΔHºNeut= 2·(-58)kJ/mol
Entalpia de Dissolução
É a variação de entalpia envolvida na dissolução de 1mol de determinada substância numa quantidade de água suficiente para que a solução obtida seja diluída. 
Quando um sólido é colocado em um copo com água acontece uma dissolução. Nesta ordem acontece:
-Quebra de ligação do sólido (∆H1): Reação endotérmica = Energia reticular
-Interação do sólido (∆H2): Reação exotérmica = Solvatação
∆H0dis=∆H1+∆H2
Exemplos:
1KNO3(S) +H2O(L) → 1KNO3(Aq) ∆H0dis=+8,5kCal (Dissolução Endotérmica)
1HCl(G) +H2O(L) → 1HCl(Aq) ∆H0dis=-18,0kCal (Dissolução Exotérmica)
Dissolução do NH4NO3(S)
1º) Quebra da ligação: NH4NO3(S) →NH4++NO3-(S) ∆H1>0
2º) Quebra da ligação: NH4++NO3-(S)+H2O(L) → NH4++NO3-(Aq) ∆H2<0
3º) Somatório das equações: NH4NO3(S) +H2O(L) → NH4++NO3-(Aq) ∆H0dis=?
Se ∆H1>∆H2 → ∆H0dis>0 → Reação Endotérmica
Se ∆H1<∆H2 → ∆H0dis<0 → Reação Endotérmica
Lei de Hess
O químico e médico Germain Henry Hess (1802-1850) desenvol-veu importantes tra-balhos na área de Termoquímica. 
A Lei de Hess é uma lei experimental e estabe-lece que a variação de entalpia de uma reação química depende ape-nas dos estados inicial e final da reação.
ΔH=Hprodutos-Hreagentes
A Lei de Hess também pode ser chamada de Lei da Somados Calores de Reação. É uma forma de calcular a variação de entalpia através dos calores das reações intermediárias. Podem ser infinitas variações de entalpia.
ΔH=ΔH1+ ΔH2+ ΔH3+...
Exemplo: 
Qual o valor da variação de entalpia da reação a seguir?
C (Grafite) +O2(G) → CO2 (G)
Dados (equações intermediárias):
C (Grafite) + O2(G) → CO (G) ∆H1=-110,3kJ
CO (G) + O2 (G) → CO2(G) ∆H2=-283,0kJ
Resolução:
C (Grafite) + O2(G) → CO (G) ∆H1=-110,3kJ
CO (G) + O2 (G) → CO2(G) ∆H2=-283,0kJ
_______________________________
C (Grafite) +O2(G) → CO2 (G) ∆H=-393,3kJ → Reação Global
Observe que a ΔH1e ΔH2 são somadas, obtendo-se o valor da variação de entalpia. As equações químicas também são somadas, obtendo-se a reação global.
Para montar as equações e aplicar a Lei de Hess, podemos fazer algumas alterações matemáticas, seguindo as seguintes regras:
1°) as equações intermediárias devem estar de acordo com a reação global. Coloca-se as equações (dados) na ordem que reagem ou são produzidas. Se não estiverem de acordo, troca-se o sinal da ΔH;
2°) acertar os coeficientes também de acordo com a reação global. Se a equação for multiplicada, a ΔH também deve ser multiplicada pelo mesmo número.
3°) realizar o somatório para montar a reação global;
4°) somar os valores das ΔH das equações intermediárias para achar a ΔH da reação global.
Exemplo:
Calcule a variação de entalpia da seguinte reação pela Lei de Hess:
C (Grafite) +2H2(G) → CH4 (G) (Reação Global) ∆H=?
Dados: 
I. C (Grafite) +O2(G) → CO2 (G) ∆H1=-94kJ/mol
II. H2(G) + O2 (G) → H2O(L) ∆H2=-68kJ/mol
III. CH4 (G) +2O2(G) → CO2 (G) + H2O(L) ∆H=-213kJ/mol
Resolução: 
Deve-se escrever todas as equações intermediárias (dados) de acordo com a reação global. Na primeira equação, o que há em comum é o C(grafite). Então ele deve ser escrito da mesma forma (como reagente e 1mol).
A segunda equação tem em comum com a reação global o H2(g). Nos dados, esta espécie química não está exatamente igual como na global. Deve-se multiplicar toda a equação por 2, inclusive a ΔH2+.
A terceira equação tem em comum com a reação global o CH4(g). Deve-se inverter a posição desta equação e, portanto trocar o sinal da ΔH3
Veja como deve ser feito:
I. C (Grafite) +O2(G) → CO2 (G) ∆H1=-94kJ/mol
II. 2H2(G) + 1O2 (G) → 2H2O(L) ∆H2=2∙(-68kJ/mol)= -136kJ/mol
III. CO2 (G) + H2O(L) → CH4 (G) +2O2(G) ∆H=+213kJ/mol
C (Grafite) +2H2(G) → CH4 (G) (Reação Global) ∆H=-17kJ/mol 
Lei de Hess: ∆H=∆H1+∆H2+∆H3=(-94)+(-136)+213= -17kJ/mol
Reação de oxirredução
Reações de oxirredução são reações químicas onde ocorrem transferências de elétrons entre duas, ou mais espécies químicas.
Numa reação de oxiredução sempre há perda e ganho de elétrons, pois os que são perdidos por um átomo, íon ou molécula são imediatamente recebidos por outros.
A perda de elétrons é chamada de oxidação e o ganho de elétrons é chamado de redução. Na oxidação, o número de oxidação (Nox) do elemento aumenta (pois ele perde elétrons). Na redução, o número de oxidação (Nox) se reduz (pois o elemento ganha elétrons).
Redutores e oxidantes
· Agente oxidante é o responsável por causar a oxidação de um dos compostos da reação, esse agente oxidante possui o elemento que vai ganhar elétrons, ou seja, sofrerá redução.
· Agente redutor é a subtância que age causando a redução de um dos compostos da reação, o agente redutor será a fonte dos elétrons perdidos liberados na reação.
Balanceamento da reação de oxirredução
Balancear uma reação de oxiredução é simples,assim como em outros tipos de reaçôes é necessário fazer uma igualdade. No caso de uma reação por oxiredução, igualar as quantidades de elétrons ganhos do agente oxidante com as dos elétrons perdidos pelo agente redutor.
Importância
Hoje em dia as aplicações para as reações de oxirredução são inúmeras, mas não só hoje, muito tempo atrás esse tipo de reação já empregada para muitos objetivos. Um exemplo muito importante para a época foram os processos de purificação de metais, como o ferro, o cobre e o zinco para a produção máquinas bélicas, como canhões e munição. 
A redução dos óxidos para a obtenção do ferro é efetuada em fornos denominados alto forno ou forno alto. Nele são adicionados os minerais de ferro, em presença de coque, e carbonato de cálcio (CaCO3), que atua como escorificante. No alto forno ocorrem as seguintes reações:
Formação de gases (óxidos de carbono)
1) O carbono que reage com o oxigênio produzindo gás carbônico (dióxido de carbono):
C + O2→ CO2
2) O dióxido de carbono reduz-se formando monóxido de carbono:
CO2 + C→2CO
3) Num processo contrário, o monóxido pode oxidar-se com oxigênio reproduzindo o gás carbônico:
2CO + O2 → 2CO2
O processo de oxidação do coque com oxigênio libera energia. Na parte inferior do alto forno a temperatura pode alcançar 1900 ºC .
Redução dos minerais que são óxidos
Inicialmente, os óxidos de ferro são reduzidos na parte superior do alto forno, parcial ou totalmente, com o monóxido de carbono, já produzindo ferro metálico. 
Exemplo: redução da magnetita:
Fe3O4 + 3CO →3FeO + CO2
FeO + CO → Fe + CO2
Posteriormente, na parte inferior do alto forno, onde a temperatura é mais elevada, ocorre a maior parte da redução dos óxidos com o coque (carbono):
Fe3O4 + C → 3FeO + CO
O carbonato de calcio se decompõe:
CaCO3 → CaO + CO2
e o dióxido de carbono é reduzido com o coque a monóxido de carbono, como visto acima.
Na parte mais inferior do alto forno ocorre a carburação:
3Fe + 2CO → Fe3C + CO2
Entropia
A grandeza termodinâmica denominada entropia, simbolizada pela letra S, está relacionada ao grau de organização de um sistema. Quanto maior a desordem do sistema, maior a entropia.
Por exemplo, imagine que coloquemos o cloreto de sódio (NaCl) em água. O que ocorre é asua dissociação iônica, liberando íons na água, conforme mostrado abaixo:
1 NaCl(s) → 1 Na+(aq) + 1 Cl-(aq)
Observe que 1 mol de moléculas do sal dá origem a 2 mol de íons dissociados. Os íons em solução estão mais desorganizados que no sólido, o que quer dizer que a entropia desse sistema aumentou.
A variação da entropia, ∆S, é medida por:
ΔS=Sproduto - Sreagentes
ΔS>0 → Entropia Aumenta (aumento da desordem)
ΔS<0 → Entropia Diminui (diminuição da desordem)
A entropia e a desordem de um sistema têm a ver com a espontaneidade de processos físicos. Se a entropia e a desordem aumentam, quer dizer que o processo é espontâneo. Por exemplo, considere a queda de um copo de vidro, esse é um processo espontâneo, em que a desordem do sistema aumenta. O processo contrário, isto é, os cacos do copo quebrado subirem sozinhos e recuperarem o copo, não ocorre, não é espontâneo e é irreversível.
Outro caso é a queda d’água de barragens, que é um processo espontâneo; neste caso podemos concluir que a entropia aumenta. No entanto, a água retornar sozinha para o alto da barragem não é espontâneo, seria necessária uma ação externa, como uma bomba d’água para realizar isso. E se fosse possível, a entropia iria diminuir.
Portanto, em qualquer processo natural a entropia do Universo ou do sistema sempre aumenta. A variação da entropia também pode ser medida pela seguinte equação:
Em que:
· qrev = energia de forma reversível como calor;
· T = temperatura.
Visto que a variação da entropia é inversamente proporcional à temperatura, temos que em temperaturas mais baixas, a desorganização será maior.
Outra forma de se calcular a variação da entropia é relacionando-a com o calor:
ΔE= T·ΔS
A variação da entropia é diretamente proporcional à variação da energia, sendo que essa proporcionalidade é dada pela temperatura T.
Segundo Lord Kelvin (William Thomson, 1824-1907), é impossível construir uma máquina térmica em que todo o calor da fonte seja usado integralmente em trabalho, ou seja, seu rendimento nunca será de 100%. A energia que é dissipada na forma de calor se transforma em entropia, aumentando a desordem do sistema.
 Temos então que o aumento da entropia é muito importante, pois sem ele nada aconteceria, ele é responsável pela ocorrência dos fenômenos. Isso tem relação com o significado da palavra “entropia”, que vem do grego en, que significa “em” e tropêe, que é “mudança”.
Energia Livre de Gibbs
Em Termodinâmica, a ener-gia livre de Gibbs é uma grandeza que busca medir a totalidade de energia atrelada a um sistema ter-modinâmico disponível para execução de trabalho “útil” - trabalho atrelado ao mo-vimento em máquinas tér-micas, a exemplo. É particu-larmente útil na compreensão e descrição de processos simultaneamente isotérmicos e isobáricos: em transfor-mações à temperatura e pressão constantes a variação da energia livre de Gibbs encontra-se diretamente associadas ao trabalho útil realizado pelo sistema - em princípio facilmente mensurável via determinação das variações das energias cinéticas associadas. Tem este nome devido a Josiah Willard Gibbs, que realizou grandes estudos nessa área.
Assim como ocorre para os demais potenciais termodinâmicos, não são os valores absolutos da energia livre de Gibbs em si mas as variações na referida energia que retêm importâncias as mais significativas tanto em questões práticas como teóricas. A variação da energia livre de Gibbs, determinável via diferença entre as energias associadas respectivamente ao estado final e inicial do sistema dado ser a energia em questão uma função de estado:
ΔG=GF-GI
Em notório contraste com o que verifica-se experimentalmente para os valores absolutos da referida energia - é facilmente mensurável em experimentos práticos mediante adequadas determinações acerca do trabalho útil realizado pelo sistema nos processos em questão. Raras e praticamente difíceis são as situações que exigem considerações explícitas acerca dos valores absolutos de tais energias.
A totalidade de energia associada a um sistema é mensurada não pela energia interna do sistema - parcela que avalia apenas a totalidade das energias diretamente atreladas aos componentes integrantes do sistema - mas sim pela entalpia do sistema, grandeza que considera não apenas as energias associadas aos componentes do sistema como também as energias indiretamente atreladas ao sistema em virtude das relações que este estabelece com sua vizinhança - parcela última reconhecível como a energia passível de ser recebida da vizinhança mediante a execução de trabalho dadas as variações de volume do sistema frente à pressão imposta pela vizinhança. Dada a segunda lei da termodinâmica, da energia total atrelada ao sistema, uma parcela desta, especificamente uma parcela da energia interna do sistema - por encontrar-se associada à entropia do sistema - nunca é passível de ser transformada em trabalho; tal parcela é segundo a termodinâmica determinável pelo produto entre a temperatura T e a entropia S do sistema. Decorre que a totalidade de energia atrelada a um sistema efetivamente disponível para a realização de trabalho útil - definida como a energia livre de Gibbs - é calculável pela diferença entre a energia total associada ao sistema - sua entalpia - e a parcela de energia indisponível à realização de trabalho dada sua associação com a entropia do sistema. A energia livre de Gibbs G é matematicamente pois definida como:
ΔG=ΔH-TΔS
Questão 1
Sabendo que:
HCℓ(g) → H(g) + Cℓ(g)  ∆H = +431 kJ
Determine a energia de ligação entre o cloro e o hidrogênio.
Questão 2
Assinale a alternativa em que é possível determinar a entalpia da reação por meio da energia de ligação, sabendo que todas as reações são realizadas a 25ºC e 1 atm:
a) H2(g) + ½ O2(g) → 2 H2O(g)  
b) H2(g) + ½ O2(g) → 2 H2O(ℓ)  
c) CH3OH(ℓ) + 3/2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g)  
d) C2H5O(ℓ) → H2O(g) + C2H4(g)
Questão 3
C2H4(g) → 2 C(g) + 4 H(g)           ∆H = 542 kcal/mol
Na reação representada pela equação anterior, sabe-se que a energia da ligação C ─ H é igual a 98,8 kcal/mol. O valor da energia de ligação C ═ C, em kcal/mol, é:
a) 443,2.
b) 146,8.
c) 3444.4.
d) 73,4.
e) 293,6.
Questão 4
São dadas as seguintes energias de ligação em kJ/mol de ligação formada:
H ─ Cℓ = - 431,8;  H ─ F = - 563,2;
Cℓ ─ Cℓ = - 242,6;  F ─ F = - 153,1.
Com os dados acima é possível prever que a reação a seguir:
2 HCℓ(g) + 1 F2(g) → 2 HF(g) + 1 Cℓ(g)
teria ∆H, em kJ, da ordem de:
a) - 585,9;
b) - 352,3;
c) - 220,9;
d) + 220,9;
e) + 352,3.
Questão 5
Identifique a reação que define a variação da entalpia-padrão de formação:
a) 2 C(grafite) + 2 O2(g) → 2 CO2(g)
b) C(diamante) + O2(g) → CO2(g)
c) C(grafite) + O2(g) → CO2(g)
d) CaO(s) + 3 CO2(g) → CaCO3(g)
e) N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
Questão 6
Do conjunto de substâncias abaixo, quais devem ter entalpia-padrão de formação (∆H0f) igual a zero:
a) água líquida.
b) nitrogênio gasoso.
c) oxigênio gasoso.
d) grafita.
e) diamante.
Questão 7
(PUC-MG) Sendo o ΔH de formação do óxido de cobre II igual a –37,6 kcal/mol e o ΔH de formação do óxido de cobre I igual a –40,4 kcal/mol, o ΔH da reação:
Cu2O(s) + 1/2 O2(g) → 2 CuO(s)
será:
a) –34,8 kcal.
b) –115,6 kcal
c) –5,6 kcal.
d) +115,6 kcal.
e) +34,8 kcal.
Questão 8
(UNI-RIO) Os romanos utilizavam CaO como argamassa nas construções rochosas. O CaO era misturado com água, produzindo Ca(OH)2, que reagia lentamente com o CO2‚ atmosférico, dando calcário:
Ca(OH)2(s) + CO2(g) → CaCO3(s) + H2O(g)
A partir dos dados da tabela anterior, a variação de entalpia da reação, em kJ/mol, será igual a:
a)138,2
b) - 69,1
c)-2828,3 
d)+ 69,1
e)-220,8
Questão 9
(UFRGS) A reação de neutralização entre um ácido forte e uma base forte libera uma quantidade de calor constante e igual a 58 kJ por mol de H2O formado. Das reações representadas a seguir, apresenta ∆H = -58 kJ/mol a reação:
a) NH4OH + HCl → NH4Cl + H2O
b) H2S + NaOH → NaHS + H2O
c) KOH + HCl → KCl + H2O
d) H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O
e) HCN + CuOH → CuCN + H2O
Questão 10
A partir da reação:
H+(aq) + OH-(aq)→ H2O(l)                  ∆H = - 57,7 kJ/mol
Reagimos 2 mol de HCl e 2 mol de KOH, ambos eletrólitos fortes. Qual será o calor liberado ou absorvido nessa reação?
a) Libera 57,7 kJ.
b) Absorve 57,7 kJ.
c) Libera 28,85 kJ.
d) Libera 115,4 kJ.
e) Absorve 115,4 kJ.
Questão 11
Qual das reações a seguir permite definir entalpia de neutralização?
a) 2 HCl(aq) + 2 NaOH(aq) → 2 NaCl(aq) + 2 H2O(l)
b) 3 HCN(aq) + 3 NaOH(aq) → 3 NaCN(aq) + 3 H2O(l)
c) ½ H2SO4(aq) + NaOH(aq) →½ Na2SO4(aq) + H2O(l)
d) H2S(aq) + 2 NaOH(aq) → Na2S(aq) + 2 H2O(l)
e) 1 H2SO4(aq) + 2 KOH(aq) → 1 K2SO4(aq) + 2 H2O(l) 
Questão 12
(PUC-RIO-2007) Considere calor de neutralização como a variação de entalpia na reação de um mol de H+ com um mol de OH-, formando um mol de H2O. Um experimento envolveu a reação de 2,00 g de NaOH contidos em solução aquosa de hidróxido de sódio com HCl suficiente para reação completa, contido em solução aquosa de ácido clorídrico, representada na equação abaixo:
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
Um estudante, usando os valores obtidos no experimento e a expressão Q = m.c.∆T, encontrou para essa reação a liberação de 660 cal. Sabendo-se que 1 cal equivale a 4,18 J, é correto afirmar que a variação de entalpia de neutralização, em kJ mol-1, é, de acordo com os algarismos significativos dos valores medidos, igual a:
a) 13,2.
b) 26,4.
c) 55,2.
d) 110.
Questão 13
Considere a seguinte reação:
6 C(grafite) + 3 H2(g) → C6H6(l) ΔH0formação= + 83 kJ/mol de C6H6(l)
Determine a entalpia do benzeno (C6H6):
a) zero.
b) 83 kJ/mol.
c) 112 kJ/mol.
d) 166 kJ/mol.
e) 498 kJ/mol.
Questão 14
Considerando as seguintes equações e seus respectivos valores de entalpia-padrão de formação (ΔH0), indique o reagente que, em relação aos produtos, possui maior energia:
a) C(grafita) → C(diamante) ΔH0= + 2,1 kJ/mol de C
b) I(g) → ½ I2(g) ΔH0= - 104,5 kJ/mol de I
c) ½ Cl2(g) → Cl(g) ΔH0= + 125,4 kJ/mol de C
Questão 15
(UnB-DF) Cada uma das reações abaixo libera energia:
I. 1 C(grafita) + ½ O2(g) → 1CO(g) ΔH I
II. 1 Sn(s) + 1 O2(g) → 1 SnO2(s) ΔH II
Sabendo-se que ΔH I e ΔH II são as entalpias de reação para os processos I e II, respectivamente, julgue os itens seguintes em verdadeiros ou falsos:
0. Os reagentes, na reação II, são as substâncias simples mais estáveis dos elementos estanho e oxigênio.
1. As quantidades ΔH I e ΔH II são conhecidas como variação de entalpia de formação de monóxido de carbono, CO(g), e óxido de estanho IV, SnO2(s), respectivamente.
2. O ΔH II é maior que zero.
3. A variação de entalpia de formação, ΔH0, de O2 (g) a 25 ºC e 1 atm, por definição, é diferente de zero.
4. O processo II é um exemplo de combustão. 
Questão 16
(Unicentro-PR) Recentemente se descobriu que os danos na camada de ozônio são bem maiores do que se pensava, principalmente sobre o continente antártico. O ozônio pode ser formado a partir do oxigênio, segundo a equação química:
3 O2(g) → 2 O3(g) ∆H0 = 280 kJ
Em relação ao ozônio e aos conhecimentos sobre termoquímica, pode-se afirmar:
a) A reação de formação do ozônio é exotérmica.
b) O ∆H0f para o ozônio é 140 kJ.
c) O ozônio é mais estável que o oxigênio.
d) O calor molar de formação de uma substância é sempre zero.
e) A variação de entalpia de uma reação química independe do estado alotrópico de reagentes e produtos.
Questão 17
(UFRRJ) Desde a pré-história, quando aprendeu a manipular o fogo para cozinhar seus alimentos e se aquecer, o homem vem percebendo sua dependência cada vez maior das várias formas de energia. A energia é importante para uso industrial e doméstico, nos transportes, etc.
Existem reações químicas que ocorrem com liberação ou absorção de energia, sob a forma de calor, denominadas, respectivamente, como exotérmicas e endotérmicas. Observe o gráfico a seguir e assinale a alternativa correta:
Gráfico de uma reação exotérmica
a) O gráfico representa uma reação endotérmica.
b) O gráfico representa uma reação exotérmica.
c) A entalpia dos reagentes é igual à dos produtos.
d) A entalpia dos produtos é maior que a dos reagentes.
e) A variação de entalpia é maior que zero.
Questão 18
(UEPG PR) Durante a Guerra do Golfo, os soldados aqueciam seus alimentos utilizando-se de recipientes de plástico que continham magnésio metálico. Para que houvesse o aquecimento, pequenas quantidades de água eram adicionadas ao magnésio, produzindo hidróxido de magnésio e hidrogênio. O diagrama de entalpia dessa reação é mostrado na figura abaixo. Com relação a esse diagrama, assinale o que for correto.
Gráfico da entalpia do hidróxido de magnésio
01. A reação do magnésio com a água é exotérmica.
02. A entalpia da reação é de H = 80 kcal/mol.
04. O valor de X representa a variação de entalpia da reação.
08. A representa os reagentes da reação, Mg(s) e H2O(l), e B, os produtos Mg(OH)2(s) e H2(g).
16. A diminuição da entalpia de A para B indica que houve liberação de calor.
Questão 19
Dado o gráfico:
Gráfico de entalpia de uma reação genérica
Para um reação genérica representada pela equação:
A → B
Qual será o valor da variação de entalpia do processo?
a) - 50 Kcal
b) - 150 Kcal
c) - 100 Kcal
d) - 250 Kcal
e) - 300 Kcal
Questão 20
Muitos são os exemplos de processos exotérmicos que ocorrem em nosso dia a dia, como o cozimento de um alimento ou a combustão dos combustíveis de um veículo automotor. O gráfico a seguir representa de uma forma geral qualquer fenômeno exotérmico, pois:
Gráfico da entalpia de um fenômeno exotérmico
a) sua energia de ativação é baixa.
b) sua energia de ativação é alta.
c) não apresenta dados sobre a pressão do sistema.
d) a entalpia dos reagentes é menor que a dos produtos.
e) a entalpia dos produtos é menor que a dos reagentes.
Questão 21
Um passo do processo de produção de ferro metálico, Fe(s), é a redução do óxido ferroso (FeO) com monóxido de carbono (CO).
FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g) ∆H = x
Utilizando as equações termoquímicas abaixo e baseando-se na Lei de Hess, assinale a alternativa que indique o valor mais próximo de “x”:
Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g) ∆H = -25 kJ
3 FeO(s) + CO2(g) → Fe3O4(s) + CO(g) ∆H = -36 kJ
2 Fe3O4(s) + CO2(g) → 3 Fe2O3(s) + CO(g) ∆H = +47 kJ
a) -17 kJ.
b) +14 kJ.
c) -100 kJ.
d) -36 kJ.
e) +50 kJ.
Questão 22
Dadas as seguintes equações termoquímicas:
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(ℓ) ∆H = -571,5 kJ
N2O5(g) + H2O(ℓ) → 2 HNO3(ℓ) ∆H = -76,6 kJ
½ N2(g) + 3/2 O2(g) + ½ H2(g) → HNO3(ℓ) ∆H = -174,1 kJ
Baseado nessas equações, determine a alternativa correta a respeito da formação de 2 mols de N2O5(g) a partir de 2 mols de N2(g) e 5 mols de O2(g):
a) libera 28,3 kJ
b) absorve 28,3 kJ.
c) libera 822,2 kJ.
d) absorve 822,2 kJ.
e) absorve 474 ,0 kJ.
Questão 23
(FGV-SP) Em um conversor catalítico, usado em veículos automotores em seu cano de escape para redução da poluição atmosférica, ocorrem várias reações químicas, sendo que uma das mais importantes é:
1 CO(g) + ½ O2(g) → 1 CO2(g)
Sabendo-se que as entalpias das reações citadas abaixo são:
C(grafita) + ½ O2(g) → CO(g) ∆H1 = -26,4 kcal
C(grafita) + O2(g) → CO2(g) ∆H2 = -94,1 kcal
Pode-se afirmar que a reação inicial é:
a) exotérmica e absorve 67,7 kcal/mol.
b) exotérmica e libera 120,5 kcal/mol.
c) exotérmica e libera 67,7 kcal/mol.
d) endotérmica e absorve 120,5 kcal/mol.
e) endotérmica e absorve 67,7 kcal/mol.
Questão 24
(Cesgranrio-RJ) O elemento químico tungstênio, W, é muito utilizado em filamentos de lâmpadas incandescentes comuns. Quando ligado a elementos como carbono ou boro, forma substâncias quimicamente inertes e muito duras. O carbeto de tungstênio, WC(s), muito utilizado em esmeris, lixas para metais etc., pode ser obtido pela reação:
1 C(grafite) + 1 W(s) → 1 WC(s)
A partir das reações a seguir, calcule o ∆H de formação para o WC(s). Dados:
1 W(s) + 3/2 O2(g) → 1 WO3(s) ∆HCOMBUSTÃO = -840 kJ/mol
1 C(grafite) + 1 O2(g) → 1 CO2(g) ∆HCOMBUSTÃO = -394 kJ/mol
1 WC(s) + 5/2 O2(g) → 1WO3(s) + 1 CO2(g) ∆HCOMBUSTÃO =-1196 kJ/mol
a) - 19 kJ/mol
b) + 38 kJ/mol
c) - 38 kJ/mol
d) + 2 430 kJ/mol
e) - 2 430 kJ/mol
Respostas
Resposta Questão 1
A estrutura da substânciaHCℓ(g)  é H ─ Cℓ. Para formar o hidrogênio e o cloro isolados, é necessário romper essa ligação. Como nenhuma ligação é formada na reação fornecida, a entalpia da reação é igual à energia absorvida no rompimento das ligações da molécula de HCℓ:
∆H = energia de ligação em HCℓ = +431 kJ
Resposta Questão 2
Alternativa “a”. Esta é a única reação em que todas as substâncias estão no estado gasoso, porque assim toda a energia é usada para romper a ligação. Nos outros casos, parte da energia é usada na mudança de estado físico. Para elas não é possível determinar a entalpia da reação por meio da energia de ligação.
Resposta Questão 3
Alternativa “b”.
A estrutura da substância C2H4(g) é:   H   H
                                                                 │     │
                                                          H ─ C ═ C ─ H
Para formar o carbono e o hidrogênio atômicos é necessário romper 4 ligações C ─ H  e uma C ═ C.
Como nenhuma ligação é formada na reação fornecida, a entalpia da reação é igual à energia absorvida no rompimento das ligações da molécula de C2H4:
∆H = energia de ligação em C2H4 = 542 kcal/mol
4 mol de ligações H ─ C =  4 . 98,8 kcal/mol
1 mol de ligações C ═ C: x
∆H = 4 . 98,8 + x
542 = 395,2 + x
x = 542 – 395,2
x = 146,8 kcal/mol
Resposta Questão 4
Alternativa “b”.
Vamos por etapas:
Primeiro vamos determinar o ∆H que foi absorvido no rompimento das ligações dos reagentes:
2 mol de ligações H ─ Cℓ: 2 . (+ 431,8) kJ
1 mol de ligações F ─ F: 1 .  (+153,1) kJ
∆Henergia total absorvida =  1016,7 kJ (o sinal positivo indica que a reação é endotérmica, está havendo absorção de energia porque as ligações estão sendo rompidas).
Agora vamos determinar o ∆H que foi liberado na formação das ligações do produto:
2 mol de ligações H ─ F: 2 . (-563,2) kJ
1 mol de ligações Cℓ ─ Cℓ: 1 . (- 242,6) kJ
∆Henergia total liberada = - 1369 kJ (o sinal negativo indica que a reação é exotérmica, está havendo liberação de energia porque as ligações estão sendo formadas).
Agora basta somar esses valores para descobrir o ∆H da reação:
∆H =∆Henergia total absorvida + ∆Henergia total liberada
∆H = (1016,7 + (- 1369) kJ)
∆H = - 352,3 kJ
Resposta Questão 5
Alternativa “c”.
Para ser a variação da entalpia-padrão de formação, é preciso que os reagentes sejam substâncias simples, no estado padrão e na sua forma alotrópica mais estável (o C(grafite) é a forma alotrópica do carbono mais comum), além de haver a formação de 1 mol de substância.
Resposta Questão 6
Alternativas “b”, “c” e “d”, porque essas são as substâncias que, a 1 atm de pressão e 25 ºC, encontram-se na sua forma alotrópica mais estável.
Resposta Questão 7
Alternativa “a”.
O óxido de cobre II é CuO= -37,6 kcal/mol 
O óxido de cobre I é Cu2O= -40,4 Kcal/mol
1 Cu2O(s) + 1/2 O2(g)* → 2 CuO (s)
1mol . (-40,4) + 0 ------------------- 2 mol . (-37,6)
HR=(-40,4) -------------------------------HP=( -75,2)
* Observação: No 1/2 O2(g), o valor da entalpia é zero porque a toda substância simples no estado padrão atribui-se valor zero.
Sabendo que a variação da entalpia é ∆H = HP - HR
∆H=( -75,2)-(-40,4)
∆H=( -75,2)+40,4
∆H=-34,8 kcal
Resposta Questão 8
Alternativa “b”.
Ca(OH)2(s) + CO2(g) → CaCO3(s) + H2O(g)
∆H = HP - HR
∆H = ( HCaCO + HH2O ) - (HCa(OH)2+ HCO2)
∆H = ( - 1206,9 – 241,8 ) - (-986,1 – 393,5)
∆H = -1448,7 -(-1379,6)
ΔH= -1448,7+1379,6
ΔH= -69,1 kJ/mol
Resposta Questão 9
Alternativa “c”.
a) NH4OH + HCl → NH4Cl + H2O
Reação entre base fraca e ácido forte.
b) H2S + NaOH → NaHS + H2O
Reação entre ácido fraco e base forte.
c) KOH + HCl → KCl + H2O
Reação entre base forte e ácido forte, liberando 1 mol de água. Essa é a opção correta.
d) H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O
Reação entre ácido forte e base forte. Porém, há 2 mols de água liberada.
e) HCN + CuOH → CuCN + H2O:
Reação entre ácido fraco e base fraca
Resposta Questão 10
Alternativa “d”.
As reações de neutralização sempre liberam calor, sendo exotérmicas, e a entalpia (energia global do sistema, ∆H) sempre é negativa, ou seja, menor que zero.
Reagindo 1 mol de HCl com 1 mol de KOH, são liberados 57,7 kJ:
1 HCl + 1 KOH → 1 KCl + 1 H2O(l) ∆H = - 57,7 kJ/mol
Então, se reagirmos 2 mol de HCl e 2 mol de KOH, a quantidade de energia liberada será o dobro de 57,7 kJ, isto é, 115,4 kJ.
2 HCl + 2 KOH → 2 KCl + 2 H2O(l) ∆H = - 115,4 kJ/mol
Resposta Questão 11
Alternativa “c”.
Essa é a única das reações apresentadas que define a entalpia de neutralização, que é o calor liberado na formação de 1 mol de água a partir da reação entre 1 mol de cátions hidrogênio com 1 mol de ânions hidroxila. Veja:
½ H2SO4(aq) + NaOH(aq) →½ Na2SO4(aq) + H2O(l)
É o mesmo que:
Reação que define entalpia de neutralização
Resposta Questão 12
Alternativa “c”.
A massa molar do NaOH é = 23 + 16 + 1 = 40 g/mol.
Vamos descobrir quantos mols reagiram, pois foram usados apenas 2 g de NaOH:
40 g----- 1 mol
2 g ------ x
x = 0,05 mol
Agora vamos passar a energia liberada de cal para kJ:
1 cal ---- 4,18 J
660 cal --- y
y = 2758,8 J
1 kJ ---- 1000 J
w ------ 2758,8 J
w = 2,7588 kJ
Mas a energia liberada foi para 0,05 mol. Precisamos descobrir a variação de entalpia de neutralização em kJ/mol:
2,7588 kJ------ 0,05 mol
z -------- 1 mol
z = 55,2 kJ/mol.
Resposta Questão 13
Alternativa “b”.
Como a entalpia indicada na reação é a entalpia-padrão de formação, os elementos constituintes estão nas condições-padrão, o que significa que as entalpias do carbono e do hidrogênio são iguais a zero. Visto que temos esses valores e também o valor da variação da entalpia da reação (ΔH0formação= + 83 kJ), podemos determinar a entalpia do benzeno:
ΔH0formação= H0PRODUTOS – H0REAGENTES
83 kJ/mol = H0BENZENO – zero
H0BENZENO = 83 kJ/mol
Resposta Questão 14
Alternativa “b”.
O reagente que possui maior energia é o I(g), pois a formação do I2(g) é um processo exotérmico.
Resposta Questão 15
0. Verdadeiro. O O2(g) é a forma alotrópica mais estável do oxigênio. Já o elemento estanho (Sn) possui duas formas alotrópicas: estanho tetragonal, que é estável, e estanho cúbico, que é instável. Como a temperatura da reação não foi mencionada e a forma alotrópica do estanho não foi especificada, consideramos que seja a mais estável, isto é, o estanho tetragonal.
1. Verdadeiro. Variação de entalpia de formação é aquela envolvida na reação de formação de 1 mol de moléculas de determinada substância. A reação deve ser feita a partir de substâncias simples, na forma alotrópica mais estável e em condições-padrão (25ºC e 1 atm, sendo a fase de agregação comum nessa temperatura e pressão).
2. Falso. O ΔH II é menor que zero e não maior. Toda reação de combustão é exotérmica porque o produto formado é mais estável.
3. Falso. A variação de entalpia de formação de qualquer substância simples em condições-padrão é igual a zero porque, se aplicarmos a definição de entalpia de formação descrita no item 1 para a formação de uma substância simples, veremos que Hproduto = Hreagente, portanto, ΔH0FORMAÇÃO = zero.
4. Verdadeiro. As reações de oxidação são também classificadas como reações de combustão, e outros agentes oxidantes, como o cloro, podem fazer o papel de comburente.
Resposta Questão 16
Alternativa “b”.
∆H0f para o O3(g) = 280 kJ
                             2 mol
∆H0f para o O3(g) = 140 kJ/mol de O3(g) formados
Resposta Questão 17
Letra b). O gráfico é de uma reação exotérmica porque a entalpia dos reagentes (Hr) apresenta maior valor que a entalpia dos produtos (Hp).
Resposta Questão 18
Todos os itens são verdadeiros.
01- Reagente (A) com maior valor de energia (entalpia) que o produto (B);
02- ΔH = Hp – Hr
      ΔH = 20 – 100
      ΔH = - 80 Kcal;
04 – Verdadeiro porque a variação da entalpia vai dos reagentes até os produtos.
08 – Verdadeiro porque o enunciado diz que o magnésio entra em contato com a água, logo eles são os reagentes.
16 – Verdadeiro porque a entalpia dos reagentes (Hr) é maior que a entalpia dos produtos (Hp), o que caracteriza uma reação exotérmica.
Resposta Questão 19
Letra c).
Analisando o gráfico, retiramos os seguintes dados:
Hr= 200 Kcal
Hp = 100 Kcal
Basta aplicar a fórmula do ΔH para calculá-lo:
ΔH = Hp – Hr
ΔH = 100 – 200
ΔH = -100 Kcal
Resposta Questão 20
Letra e).
Hp < Hr
ΔH = Hp – Hr
ΔH é negativo (exotérmico)
Resposta Questão 21
Alternativa “a”.
O valor que queremos descobrir é o da variação da entalpia da reação:
FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g) ∆H = x
Segundo a lei de Hess, a variação da entalpia de uma reação depende somente da entalpia do estado final e inicial, independentemente se a reação ocorreu em uma única etapa ou em mais. Por isso, podemos somar as três reações e descobrir o valor do “x”. Mas observe que é preciso multiplicar a primeira equação por 3 e a segunda por 2:
3 Fe2O3(s) + 9 CO(g) → 6 Fe(s) + 9 CO2(g) ∆H = -75 kJ
6 FeO(s) + 2 CO2(g) → 2 Fe3O4(s) + 2 CO(g) ∆H = -72 kJ
2 Fe3O4(s) + CO2(g) → 3 Fe2O3(s) + CO(g) ∆H = +47 kJ
6 FeO(s) + 6 CO(g) → 6 Fe(s) + 6 CO2(g) ∆H = -100 kJ
Dividindo a equação inteira por 6, inclusive o valor de ∆H, temos o seguinte valor aproximado:
FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g) ∆H = -17 kJ
Resposta Questão 22
Alternativa “b”.
Queremos descobrir o calor que foi liberado ou absorvido (variação de entalpia) na seguinte equação:
2 N2(g) + 5 O2(g) → 2 N2O5(g) ∆H = ?
Para resolver essa questão aplicando a Lei de Hess, temos que inverter a primeira e a segunda equação, multiplicar a segunda equação por 2 e multiplicar a terceira equação por 4:
2 H2O(ℓ) → 2 H2(g) + O2(g) ∆H = +571,5 kJ
4 HNO3(ℓ) → 2 N2O5(g) + 2 H2O(ℓ) ∆H = +153,2 kJ
2 N2(g) + 6 O2(g) + 2 H2(g) → 4 HNO3(ℓ) ∆H = -696,4 kJ
2 N2(g) + 5 O2(g) → 2 N2O5(g) ∆H = + 28,3 kJ
O sinal positivo indica que houve absorção de energia na forma de calor.
Resposta Questão 23
Alternativa “c”.
O inverso da equação 1 somado à equação 2:
CO(g) → C(grafita) + ½ O2(g) ∆H1 = +26,4 kcal
C(grafita) + O2(g) → CO2(g) ∆H2 = -94,1 kcal
CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ∆H = -67,7 kcal
Resposta Questão 24
Alternativa “c”.
Para chegar à equação desejada, temos que inverter a terceira equação:
1 W(s) + 3/2 O2(g) → 1 WO3(s) ∆HCOMBUSTÃO = -840 kJ/mol
1 C(grafite) + 1 O2(g) → 1 CO2(g) ∆HCOMBUSTÃO = -394 kJ/mol
1WO3(s) + 1 CO2(g) →1 WC(s) + 5/2 O2(g) ∆HCOMBUSTÃO = +1196 kJ/mol
1 C(grafite) + 1 W(s) → 1 WC(s) ∆H = -38 kJ/mol
Eletroquímica
Eletroquímica é uma área da química que estuda as reações que produzem corrente elétrica através de reações chamadas de oxidação e redução. Também estuda as reações que ocorrem por intermédio do fornecimento de corrente elétrica, conhecidas como eletrólise.
As reações ocorrem trocas de elétrons entre os átomos e os íons. 
A eletroquímica está muito presente no nosso dia-a-dia. Está presente basicamente em pilhas e baterias utilizadas em aparelhos eletrônicos, como celular, controle remoto, lanternas, filmadoras, calculadoras, brinquedos eletrônicos, rádios à pilha, computadores, e muitos outros.
As reações de oxirredução (oxidação e redução) também estão presentes no cotidiano, como na oxidação do ferro (formação da ferrugem), redução de minérios metálicos para a produção de metais, formação do aço, corrosão de navios, etc.
A conversão de energia química em energia elétrica é um processo espontâneo, chamado de pilha ou célula galvânica.
A conversão de energia elétrica em energia química é um processo não-espontâneo, chamado de eletrólise.
Número de Oxidação (Nox)
Para a compreensão da eletroquímica, é necessário saber calcular o número de oxidação das substâncias envolvidas em uma reação química.
Número de Oxidação ou NOX deve ser calculado da seguinte maneira:
1) Substância Simples: ZERO (porque não há perda e nem ganho de elétrons).
Exemplos: 
H2    NOX H = 0
Fe   NOX Fe = 0
O3    NOX O = 0
2) Átomo como íon simples: Sua própria carga.
Exemplos:
Na+    NOX Na = 1+
S2-       NOX S = 2-
H+      NOX H = 1+
3) Metais alcalinos à esquerda da fórmula: 1+
Exemplos:
NaCl   NOX Na = 1+
LiF      NOX Li = 1+
K2S     NOX K = 1+
4) Metais alcalino-terrosos à esquerda da fórmula: 2+ 
Exemplos: 
CaO   NOX Ca = 2+
MgS   NOX Mg = 2+
SrCl2  NOX Sr = 2+
5) Halogênios: 1-
Exemplos:
NaCl   NOX Cl = 1-
KF       NOX F = 1-
K2Br   NOX Br = 1-
6) Calcogênios: 2-
Exemplos:
CaO   NOX O = 2-
ZnO   NOX O = 2-
MgS   NOX S = 2-
7) Ag, Zn e Al: 1+, 2+, 3+
Exemplos:
AgCl   NOX Ag = 1+
ZnS    NOX Zn = 2+
Al2S3  NOX Al = 3+
8) Hidrogênio em composto: 1+
Exemplo: 
H2O  NOX H = 1+
9) Hidreto metálico (hidrogênio do lado direito da fórmula): 1-
Exemplo:
NaH   NOX H = 1-
10) Oxigênio em composto (regra dos calcogênio): 2- 
Exemplo: 
H2O    NOX O = 2-
11) Oxigênio com flúor: 1+ e 2+
Exemplos:
O2F2     NOX O = 1+
OF2     NOX O = 2+
12) Peróxidos (oxigênio + alcalino / alcalino terroso): 1-
Exemplos:
H2O2    NOX 0 = 1-
Na2O   NOX 0 = 1-
13) Superóxidos: 
Exemplo:
K2O4   NOX O = 
Cálculo de NOX:
Para as substâncias com dois ou mais elementos químicos:
· soma do NOX de todos os átomos = zero
· soma do NOX de todos os átomos em um íon composto = sua carga
Exemplo:
Para encontrar o NOX do H na água, sabendo apenas o NOX do O:
Pode-se colocar em cima da fórmula o NOX e embaixo o somatório.
Assim:
 
Neste caso, o NOX do O é 2-. Multiplica-se o NOX pelo número de átomos de O, então 2-.
Como a água é uma substância que está no seu estado neutro (não é um íon), o somatório de cargas é zero. O H soma 2+, por este motivo.
Para achar o NOX do H, divide-se o número do somatório do H pelo número de átomos de H. Como existem dois átomos de H, o NOX será 1+
Oxirredução
É a reação química que se caracteriza pela perda ou ganho de elétrons. É a transferência de elétrons de uma espécie química para a outra. Ocorrem dois fenômenos: oxidação e redução.
Oxidação – perda de elétrons, onde aumenta o NOX. Agente redutor.
Redução – ganho de elétrons, onde diminui o NOX. Agente oxidante.
Oxi-Redução – quando há transferência de elétrons.
 
Pilhas de Daniell
Observe a seguinte reação química de oxirredução:
Esta reação pode ser feita muito facilmente colocando um pedaço de zinco metálico (Zn°) em um copo com uma solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO4), que é um líquido azul translúcido. Após algum tempo, cerca de 20 minutos, pode-se observar que o pedaço de metal ficou avermelhado. A parte que ficou vermelha é o cobre (Cu°) que se depositou sobre a placa de zinco. E no fundo do copo há a formação de sulfato de zinco (ZnSO4), conforme a reação acima.
Esta experiência que pode ser feita até mesmo em casa, demostra as reações de oxirredução.
A experiência feita pelo mete-orologista e químico inglês John Frederic Daniell, em 1836, constitui uma pilha formada a partir de reações de oxirredução.
Pilha – São reações químicas que produzem corrente elétrica.
Daniell montou um sistema com dois eletrodos interligados. 
Um eletrodo era constituído de uma placa de zinco imersa em um copo com uma solução com íons de zinco, no caso, sulfato de zinco.
O outro eletrodo era constituído de uma placa de cobre imersa em um copo com uma solução com íons de cobre, no caso, sulfato de cobre.
Chamou o eletrodo de Zinco de ânodo, com carga negativa.
Chamou o eletrodo de Cobre de cátodo, com carga positiva.
Ânodo ou polo negativo é o eletrodo onde saem os elétrons. Ocorre a reação de oxidação.
Zn0→Zn+2+2e-1
Cátodo ou polo positivo é o eletrodo para onde vão os elétrons. Ocorre a reação de redução.
Cu2++2e-1→Cu0
Com o passar do tempo, os elétrons da placa de zinco vão para a solução, fazendo com que aumente a concentração da solução e corroendo a placa de zinco.
No outro eletrodo, ocorre o contrário. Os elétrons da solução de sulfato de cobre se depositam na placa de cobre, diminuindo a concentração da solução e aumentando a massa da placa metálica.
Veja como montar as reação que ocorrerem na Pilha de Daniell:
1°) montar a reação do ânodo
2°) montar a reação do cátodo
3°) somar as reações, formando a reação global da pilha.
Ânodo Zn0→Zn2++2e-
Cátodo Cu2++2e-→Cu0
 			 _____________________
Reação GlobalZn0+Cu2+→Zn2++Cu0
Obs.: Os termos semelhantes, se anulam. No caso, na reação acima, os 2e.
Daniell colocou uma ponte salina constituída de um tubo de vidro em U contendo solução de KCl aquoso. A sua função é permitir a migração de íons de uma solução para a outra, de modo que o número de íons positivos e negativos na solução de cada eletrodo permaneça em equilíbrio.
Tabela resumida da Pilha de Daniell:
	Eletrodo
	Reação
	Polo
	Lâmina
	Solução
	ÂNODO
	OXIDAÇÃO
	(-) POLO NEGATIVO 
	CORRÓI
	CONCENTRA
	CÁTODO
	REDUÇÃO
	(+) POLO POSITIVO 
	AUMENTA
	DILUI
Força Eletromotriz e Potencial de Redução e de Oxidação
Antes de realizar a montagem de uma pilha, é necessário saber qual metal vai perder e qual metal vai ganhar elétrons. Para conseguir responder à esta questão, devemos conhecer o conceito de potencial de redução e o potencial de oxidação.
O potencial de redução e de oxidação são medidos em volt (V) e é representado pelo símbolo E°.
ΔE0=E0Ox+E0Red
ΔE0=E0Cátado+E0Ânodo
ΔE0=E0Maior+E0Menor
Onde:
ΔE0=variação de potencial
E° = diferença de potencial (padrão)
E°RED = potencial de redução
E°OX = potencial de oxidação
Padrão: 25°C e 1atm
Pode-se utilizar qualquer uma destas fórmulas, dependendo dos dados que são fornecidos. 
A diferença de potencial pode ser chamada também de força eletromotriz (fem).
Quanto maior o E°RED mais o metal se reduz.
Quanto maior o E°OX mais o metal se oxida.
Em geral, são usadas tabelas com potenciais padrão de redução para indicar se o metal irá se reduzir ou oxidar.
Veja o exemplo: 
Sendo:
E°RED Cu = +0,34V
E°RED Zn = -0,76V
a) Qual metal sofrerá redução?
O metal que sofrerá redução é o cobre (Cu) porque possui maior valor, maior tendência a reduzir.
b) Qual o valor da ddp desta pilha ou diferença de potencial?
ΔE0=E0Maior-E0Menor
ΔE0=0,34-(-0,76)
ΔE0=1,10v
Pode-se calcular também, se soubermos qual metal é o cátodo e qual é o ânodo:
ΔE0=E0Cátado-E0Ânodo
ΔE0=0,34-(-0,76)
ΔE0=1,10v
c) Qual metal sofrerá oxidação?
O metal que sofrerá oxidação é o zinco (Zn) porque possui menor valor de potencial de redução. Então possui tendência a sofrer oxidação.
Então:  E0Red,cu> E0Red,Zn    
Reação Espontânea e Não Espontânea
A reação na pilha (ou célula eletrolítica) pode ser espontânea ou não. 
Quando o potencial padrão da célula eletrolítica é positivo, a reação é espontânea.
Quando o potencial padrão da célula eletrolítica é negativo, a reação é não espontânea.
E0Cel > 0 Reação espontânea
E0Cel < 0 Reação não-espotânea
Representação IUPAC
De acordo com a União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), a representação de uma pilha deve ser da seguinte maneira:
Eletrólise
Eletrólise é uma reação não espontânea provocada pelo fornecimento de energia elétrica, proveniente de um gerador (pilhas). É o inverso das pilhas.
A eletrólise possui muitas aplicações na indústria química, na produção de metais, como sódio, magnésio, potássio, alumínio e etc. Também na produção de não-metais como cloro e o flúor e ainda substâncias como o hidróxido de sódio (soda cáustica) e peróxido de hidrogênio (água oxigenada) e a deposição de finas películas de metais sobre peças metálicas ou plásticas. Essa técnica de deposição em metais é conhecida como galvanização. Os mais comuns são a deposição de cromo (cromagem), níquel (niquelagem), prata (prateação), ouro (dourar), usados em grades, calotas de carros, emblemas, peças de geladeira, jóias, aparelhos de som. É utilizada também na purificação ou refino eletrolítico de muitos metais, como cobre e chumbo. Em processo de anodização, que nada mais é do que uma oxidação forçada da superfície de um metal para que seja mais resistente à corrosão. É feita a anodização em alumínio.
Na eletrólise, usa-se eletrodos inertes (que não regem), como o carbono grafite (grafita) ou platina. 
Para que a eletrólise ocorra deve haver:
- corrente elétrica contínua e voltagem suficiente para provocar a eletrólise;
- íons livres (por fusão ou dissolução)
Existe a eletrólise ígnea e a eletrólise aquosa. 
Eletrólise Ígnea
É uma eletrólise onde não há presença de água. Metais iônicos são fundidos (derretidos). Ao se fundirem, eles se ionizam formando íons. A partir desses íons, é formada a corrente elétrica.
Reação de fusão (transformação do estado físico sólido para líquido) do NaCl a 808°C:
NaCl(s)→Na++Cl-
Os eletrodos devem ser inertes. Pode ser carbono grafite ou platina. Estes eletrodos são polarizados, um com carga negativa e o outro com carga positiva e são colocados em uma cubeta com o metal NaCl já fundido. 
Observe que no desenho há dois eletrodos carregados eletricamente, o polo positivo e o polo negativo, mergu-lhados em um metal fundido. A reação acima mostra a formação de íons Na+ e íons Cl-. Quando estes íons entrarem em contato com os eletrodos, o íon positivo (Na+) irá para o eletrodo negativo. O íon negativo (Cl-) irá para o eletrodo positivo.
 No eletrodo negativo haverá formação de sódio metálico (Na°). No eletrodo positivo formará gás cloro (Cl2). Percebe-se a formação de bolhas.
O eletrodo positivo é chamado de ânodo e nele ocorre a reação de oxidação.
O eletrodo negativo é chamado de cátodo e nele ocorre a reação de redução.
Reações:
Reação do Cátodo 		 2Na++2e-→2Na0 (2x)
Reação do Ânodo 		 2Cl-→Cl20+2e-
Reação Global 			 2Na++2Cl-→2Na0+2Cl20
A reação do cátodo deve ser multiplicada por 2 para poder cancelar com a reação do ânodo, já que forma gás cloro (Cl2).
Eletrólise Aquosa
É uma eletrólise onde há a dissociação de um composto iônico em solução aquosa. O eletrodo deve ser inerte.
É necessário considerar a reação de auto-ionização da água, onde produz íon H+ e íon OH-. 
O composto iônico é dissolvido em água, ocorrendo a formação de íons livres, que produzirão a corrente elétrica. Deve ser montada as quatro reações para obter a reação global desta eletrolise. 
Nesta cuba eletrolítica deve haver água e o composto iônico dissolvidos. Da auto-ionização da água, formará íons H+ e íons OH-. Se o composto for um sal, o NaCl, em contato com a água, formará o íon Na+ e o íon Cl-. Os íons positivos serão atraídos pelo eletrodo negativo e os íons negativos serão atraídos pelo eletrodo positivo. Cada par de íons (positivo e negativo) competirão entre si para ver qual se formará ao redor do seu respectivo eletrodo. Existe uma tabela de facilidade de descarga elétrica, entre cátions e ânions:
Cátions
Alcalinos e Alcalinos Terrosos
Al3+ < H+ < demais cátions
Ordem Crescente de Facilidade de Descarga dos Cátions
Ânions
Ânions Oxigenados < OH-< ânions não- oxigenados < halo-gênios
Ordem Crescente de Facilidade de Descarga dos Ânions
Observando a tabela, deve-se comparar então os seguintes íons:
- Cl- e OH-
- H+ e Na+
De acordo com a tabela, o íon Cl- (halogênio) tem mais facilidade do que o íon OH-.
De acordo com a tabela, o íon H+ tem mais facilidade do que o íon Na+.
Então, formam-se nos eletrodos, o gás hidrogênio (H2) e o gás cloro (Cl2).
No polo (-) = H+
No polo (+) = Cl-
Reações:
Dissociação 		 2Na++2e-→2Na0 (2x)
Ionização da Água 2H2O→2H++OH- (2x)
Reação do Cátodo 			2H++2e-→H2
Reação do Ânodo 		 2Cl-→Cl20+2e-
Reação Global 	 2NaCl+2H2O→2Na++2OH- +H2+Cl2
 Observe que forma o H2 e Cl2.
Também forma 2Na+ e 2OH-. Juntando estes dois íons, forma-se 2NaOH. 
Resumo de Pilhas e Eletrólise
	
	Polo +
	Polo -
	
Pilha de Daniell
	Cátodo
	Ânodo
	
	Redução
	Oxidação
	
	Aumenta a lâmina
	Corrói a lâmina
	
	Dilui concentração
	Aumenta concentração
	Eletrólise
	Ânodo
	Cátodo
	
	Oxidação
	Redução
Leis da Eletrólise
As leis que regem a eletrólise são as leis que relacionam as massas das substâncias produzidas nos eletrodos e as quantidades de energia gastas na eletrólise. Essas leis foram estabelecidas pelo físico-químico inglês Michael Faraday, em 1834.
Primeira Lei da Eletrólise ou Lei de Faraday
“A massa da substância eletrolisada em qualquer dos elementos é diretamente proporcional à quantidade de carga elétrica que atravessa a solução.”Onde:
m = massa da substância 
k1 = constante de proporcionalidade
Q = carga elétrica (Coulomb)
Segunda Lei da Eletrólise
“Empregando-se a mesma quantidade de carga elétrica (Q), em diversos eletrólitos, a massa da substância eletrolisada, em qualquer dos eletrodos, é diretamente proporcional ao equivalente-grama da substância. “
m = massa da substância (g)
k2 = constante de proporcionalidade
E = equivalente-grama
Unindo as duas leis, temos:
Estudamos na Física que:
Q=i·T
Onde: 
Q = carga elétrica (C)
i = intensidade da corrente elétrica (A)
t = tempo (s)
Então temos a seguinte expressão:
A constante K chamada de constante de Faraday é equi-valente a 
Unindo todas estas informações, temos a equação geral da eletrólise:
A carga elétrica de 96500 coulomb recebe o nome de faraday (F).
1Faraday
- É a carga elétrica que produz um equivalente-grama de qualquer elemento em uma eletrólise.
- Equivale aproximadamente a 96.500 Coulomb
- Equivale a carga de um mol (6,02·1023) de elétrons ou de prótons.
 
Questão 1
(MACK-SP) Na eletrólise ígnea de NaCl, verifica-se que:
a) no cátodo, deposita-se sódio metálico.
b) no ânodo, ocorre redução.
c) no cátodo, ocorre oxidação.
d) no ânodo, há deposição de NaCl.
e) no cátodo, os íons sódio perdem elétrons.
Questão 2
(FEI-SP) O alumínio é obtido industrialmente pela eletrólise ígnea da alumina (Al2O3). Indique a alternativa falsa:
a) O íon alumínio sofre redução.
b) O gás oxigênio é liberado no ânodo.
c) O alumínio é produzido no cátodo.
d) O metal alumínio é agente oxidante.
e) O íon O2– sofre oxidação.
Questão 3
Analise as seguintes afirmações a respeito da eletrólise ígnea do CaF2 e indique a única que está incorreta:
a) A redução ocorre no polo negativo com formação de cálcio.
b) A oxidação ocorre no polo positivo com formação de gás flúor.
c) O cálcio deposita-se no cátodo.
d) O gás flúor deposita-se no cátodo.
e) O gás flúor deposita-se no ânodo.
Questão 4
Qual é a reação que ocorre no ânodo da eletrólise ígnea do NaOH, sabendo-se que o OH-descarrega-se e produz água e oxigênio?
a) 2 OH- → H2 + ½ O2 + 2 e-
b) 2 OH- → H2O + ½ O2 + 2 e-
c) 3 OH- → CO2 + ½ O2 + 1 e-
d) 2 Na+ + 2 e- → 2 Na
e) 2 Na+ + 2 OH- → H2O + ½ O2 + 2 Na
Questão 5
Na eletrólise ígnea do cloreto de sódio, obtém-se sódio metálico e cloro no ânodo. Escreva as semirreações anódica e catódica e a equação global que representa o processo.
Questão 6
Abaixo, temos um esquema da eletrólise ígnea do cloreto de sódio:
Esquema de processo de eletrólise ígnea do cloreto de sódio (sal de cozinha)
Sobre esse processo é possível afirmar que:
a)      A oxidação dos íons Na+ se dá no cátodo, polo negativo da célula.
b)      Os cátions Na+ migram em direção ao eletrodo negativo, onde ocorre redução.
c)      Elétrons migram do cátodo para o ânodo.
d)     Cada íon Cl- perde dois elétrons.
e)      Trata-se de um processo espontâneo de oxirredução.
Questão 7
(FUVEST) A eletrólise de cloreto de sódio fundido produzsódio metálico e gás cloro. Nesse processo, cada íon:
a) sódio recebe dois elétrons.
b) cloreto recebe um elétron.
c) sódio recebe um elétron.
d) cloreto perde dois elétrons.
e) sódio perde um elétron.
Questão 8
(PUCCamp) “Obtém-se sódio metálico por eletrólise do NaCl ....I.... . O processo deve ser realizado em ....II.... de ar, devido à ....III.... reatividade do metal obtido.”
Completa-se corretamente o texto acima quando as lacunas I, II e III são preenchidas, respectivamente, por:
a)      Fundido, presença, baixa.
b)      Fundido, ausência, alta.
c)      Fundido, ausência, baixa.
d)     Em solução aquosa, presença, baixa.
e)      Em solução aquosa, ausência, alta.
Questão 9
Na bateria de um automóvel, ocorre a seguinte reação de descarga:
Pb(s) + PbO2(s) + 4 H+ (aq) + 2 SO42-(aq) ↔ 2 PbSO4(s) + 2 H2O(ℓ)
Dê a razão pela qual a densidade da solução diminui:
a) A densidade diminui porque não há íons dissolvidos depois da descarga.
b) A densidade diminui porque o chumbo é bastante denso e ele é consumido.
c) A densidade diminui porque há a diminuição de ácido sulfúrico e aumento de água.
d) A densidade diminui porque há a diminuição de óxido de chumbo IV e aumento de sulfato de chumbo.
e) A densidade diminui porque há aumento da solução de ácido sulfúrico.
Questão 10
Sabendo que uma bateria de automóvel é constituída de seis pilhas ligadas em série, qual é a voltagem que essa bateria produz?
São dadas as semirreações no ânodo e no cátodo:
Ânodo: Pb(s) + SO42-(aq) →  PbSO4(s) + 2e- E0 = + 0,35 V
Cátodo: PbO2(s) + 4 H+(aq) + + SO42-(aq)  + 2e- → PbSO4(s) + 2 H2O(ℓ) E0 = + 1,68 V
a) 2,03 V
b) 12 V
c) 1,33 V
d) 6 V
e) 0,58 V
Questão 11
(Unb-DF) A bateria de automóveis possui dois tipos de eletrodos (de PbO e de Pb0), mantidos em solução aquosa de ácido sulfúrico, H2SO4(aq).A equação correspondente à reação envolvida na geração de energia é:
PbO2 + Pb0 + 2 H2SO4 → 2 PbSO4 + 2 H2O
Julgue os itens:
I. Nos eletrodos de PbO2 ocorre oxidação.
II. O elemento chumbo sofre oxidação nos eletrodos de Pb0 e redução nos eletrodos de PbO2.
III. O estado de oxidação do chumbo no PbO2 é +4.
IV. Nos eletrodos de Pb0 há perda de elétrons.
Questão 12
(UFMG) Uma bateria de automóvel é constituída de uma sequência de células em que ocorre a reação (Dado: E0 = 2 V):
Numa bateria nova, a solução de H2SO4 tem densidade de 1,3 g/mL. Com relação a esse sistema, estão certas as afirmações a seguir, exceto:
a) A fase líquida da bateria é corrosiva.
b) Durante a carga, o PbSO4 é, simultaneamente, agente oxidante e redutor.
c) Durante a descarga, a densidade do eletrólito diminui.
d) Durante a descarga, o ânodo de uma célula é constituído de PbO2.
e) Durante a descarga, a voltagem da bateria diminui.
Questão 13
Baseado na lista de potenciais padrões de redução abaixo, responda qual espécie química entre os íons indicados nas alternativas é o melhor agente oxidante:
a)      Li0
b)      Na+
c)       Zn2+
d)      Cu2+
e)      I2
Questão 14
Considere as seguintes semirreações para uma determinada pilha:
Ag+ + e- ↔ Ag0                                               E0= +0,80 V
Mg2+ + 2e- ↔ Mg0                          E0= -2,37 V
a. Qual é a semirreação de cada eletrodo?
b.Identifique o cátodo, o ânodo, o polo negativo e o polo positivo.
c.Qual é o valor de ∆E0?
d.Qual é o melhor agente oxidante da pilha?
Questão 15
(Unifesp) A bateria primária de lítio-iodo surgiu em 1967, nos Estados Unidos, revolucionando a história do marca-passo cardíaco. Ela pesa menos que 20g e apresenta longa duração, cerca de cinco a oito anos, evitando que o paciente tenha que se submeter a frequentes cirurgias para trocar o marca-passo. O esquema dessa bateria é representado na figura.
Para esta pilha, são dadas as semirreações de redução:
Li+ + e– → Li                        E0= – 3,05 V
I2 + 2e– → 2I–                               E0 = + 0,54 V
São feitas as seguintes afirmações sobre esta pilha:
I. No ânodo ocorre a redução do íon Li+.
II. A ddp da pilha é + 2,51 V.
III. O cátodo é o polímero/iodo.
IV. O agente oxidante é o I2.
São corretas as afirmações contidas apenas em:
a) I, II e III.
b) I, II e IV.
c) I e III.
d) II e III.
e) III e IV.
Questão 16
(PUC-SP) As pilhas de níquel-cádmio (“ni-cd”) são leves e recarregáveis, sendo utilizadas em muitos aparelhos portáteis, como telefones e câmaras de vídeo. Essas pilhas têm como característica o fato de os produtos formados durante a descarga serem insolúveis e ficarem aderidos nos eletrodos, permitindo a recarga quando ligada a uma fonte externa de energia elétrica.
Com base no texto e nas semirreações de redução fornecidas a seguir, a equação que melhor representa o processo de descarga de uma pilha de níquel-cádmio é:
Cd2+(aq) + 2 e- ↔ Cd(s)                                                   E0= – 0,40 V
Cd(OH)2(s) + 2 e- ↔ Cd(s) + 2OH-(aq)                          E0= – 0,81 V
Ni2+(aq) + 2 e- ↔ Ni(s)                                                                E0= – 0,23 V
Ni(OH)(s) + 1 e- ↔ Ni(OH)2(s) + OH-(aq)                     E0=+ 0,49 V
a)      Cd(s) + 2 Ni(OH)3(s) → Cd(OH)2(s) + 2 Ni(OH)2(s)
b)      Cd(s) + Ni(s) → Cd2+(aq) + Ni2+(aq)
c)       Cd(OH)2(s) + 2 Ni(OH)2(s) → Cd(s) + Ni(s)
d)      Cd2+(aq) + Ni2+(aq) → Cd(s) + Ni(s)
e)      Cd(s) + Ni(s) + 2OH-(aq) → Cd(OH)2(s) +Ni2+(aq)
Questão 17
(UFMG) O diagrama a seguir mostra um esquema utilizado para recuperar moedas de cobre antigas, parcialmente oxidadas.
​
Esquema de eletrólise em meio aquoso
O processo que ocorre na superfície da moeda é:
a) Cu2+(aq)+ 2 e- → Cu(s)
b) Cu(s) → Cu²⁺ + 2 e-
c) 2 H2O(l)→ 1 O2(g) + 4 H1+(aq) + 4 e-
d) 4 OH1-(aq) →1 O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e-
e) 1 O2(g) + 4 H1+(aq) +4 e- → 2 H2O(l)
Questão 18
(UFPR) O elemento químico alumínio é o terceiro mais abundante na Terra, depois do oxigênio e do silício. A fonte comercial do alumínio é a bauxita, um minério que, por desidratação, produz a alumina, Al2O3. O alumínio metálico pode então ser obtido pela passagem de corrente elétrica através da alumina fundida, processo que, devido ao seu elevado ponto de fusão (2050 °C), requer um considerável consumo de energia. Acrescente-se ainda o alto custo envolvido na extração do alumínio de seu óxido e tem-se um processo energeticamente muito dispendioso. Somente a partir de 1886, quando Charles Hall descobriu que a mistura de alumina com criolita (NA3AlF6) fundia a 950 °C, o que tornava o processo de obtenção de alumínio menos dispendioso, foi possível a utilização desse elemento em maior escala. A figura abaixo representa o dispositivo empregado para a extração do alumínio pela passagem de corrente elétrica.
​
Ilustração em exercício sobre reações da eletrólise
As semirreações que ocorrem são:
I. Al3+(fund.) + 3e- → Al(l)
II. 2 O2-(fund.) + C(s) → CO2(g) + 4e-
Massa molar: Al = 27,0 g/mol
Com base nas informações acima, é correto afirmar:
01. A fusão dos minérios é necessária para permitir o deslocamento dos íons para os respectivos eletrodos.
02. A reação II indica que o cátodo é consumido durante o processo.
04. A redução do alumínio ocorre no eletrodo de aço.
08. O processo de obtenção do alumínio metálico é uma eletrólise.
16. A soma dos menores coeficientes estequiométricos inteiros na reação total de obtenção do alumínio é 20.
32. A produção de uma lata de refrigerante (13,5 g de alumínio) absorve 0,500 mol de elétrons.
Questão 19
Em uma cuba eletrolítica, foi realizada a eletrólise ígnea do CaF2. Quais são as reações dessa eletrólise?
a) Ânodo:Ca2+ + 2 e- → Ca
Cátodo: 2 F-→ F2 + 2 e-
Reação Global: 2 F- + Ca2+ → F2 + Ca
b) Ânodo: 2 F-→ F2 + 2 e-
Cátodo: Ca2+ + 2 e- → Ca
Reação Global: 2 F- + Ca2+ → F2 + Ca
c) Ânodo: 2 F-→ F2 + 1 e-
Cátodo: Ca2+ + 2 e- → Ca
Reação Global: 2 F- + Ca2+ + 1 e- → F2 + Ca
d) Ânodo: Ca+ + 1 e- → Ca
Cátodo: F-→ F + 1 e-
Reação Global: F- + Ca+ → F + Ca
e) Ânodo: 2 F-→ F2 + 2 e-
Cátodo: Ca2+ + 2 e- → Ca
Reação Global: 2 F- + Ca2+ → CaF2
Questão 20
Considere a eletrólise de solução aquosa de sulfato de cobre II. São dadas a seguir as semirreações e seus respectivos potenciais-padrão de redução:
1- Cu2+(aq)+ 2 e- → Cu(s) E0 = +0,34 V
2- 2 H+(aq)+ 2 e- → H2(s) E0 = +0,00 V
3- 2 H2O(l)+ 2 e- → H2(s) + OH-(aq) E0 = -0,83 V
4-1 O2(g) + 4 H1+(aq) + 4 e- → 2 H2O(l) E0 = +1,23 V
5- 1 O2(g) +2 H2O(l) + 4 e- → 4 OH-(aq) E0 = +0,40 V
Indique as reações que podem ocorrer no cátodo e qual efetivamente se processa nesse eletrodo:
a) Todas podem ocorrer no cátodo, mas a que efetivamente se processa é a reação 2.
b) Apenas as reações 1, 2 e 4 podem ocorrer no cátodo, mas a que efetivamente se processa é a reação 2.
c) Apenas as reações 2 e 5 podem ocorrer no cátodo, mas a que efetivamente se processa é a reação 2.
d) Apenas as reações 1, 2 e 3 podem ocorrer no cátodo, mas a que efetivamente se processa é a reação 2.
e) Apenas a reação 3 pode ocorrer no cátodo.
Respostas
Resposta Questão 1
Alternativa “a”.
Os íons Na+ são atraídos pelo polo negativo, que é o cátodo, e cada íon desse recebe um elétron (sofre redução), ocorrendo formação de sódio metálico: Na+(l) + e- → Na(s). Já o íon cloreto (Cl-) é atraído pelo polo positivo (ânodo), e cada ânion perde um elétron (sofre oxidação), formando-se gás cloro: 2 Cl-(l) → Cl2(g) + e-.
Resposta Questão 2
Alternativa “d”.
Al2O3 → 2 Al3+ + 3 O2–
cátodo (polo negativo): Al3+ + 3 e– → Al
O íon Al3+ sofre redução, portanto, é o agente oxidante.
ânodo (polo positivo): 2 O2– → O2 + 4 e–
O íon O2– sofre oxidação, portanto, é o agente redutor.
Resposta Questão 3
Alternativa “d”.
Nessa eletrólise ígnea, os cátions Ca2+ são atraídos pelo polo negativo, que é o cátodo, e cada íon desses recebe dois elétrons (sofre redução), ocorrendo formação do cálcio:
Ca2+(l) + 2 e- → Ca(s).
Já o íon fluoreto (F-) é atraído pelo polo positivo (ânodo), e cada ânion perde um elétron (sofre oxidação), formando-se gás flúor: 2 F-(l) → F2(g) + 2 e-.
Resposta Questão 4
Alternativa “b”.
Na eletrólise ígnea do NaOH ocorrem as seguintes reações:
Ânodo: 2 OH- → H2O + ½ O2 + 2 e-
Cátodo: 2 Na+ + 2 e- → 2 Na
Reação global: 2 Na+ + 2 OH- → H2O + ½ O2 + 2 Na
Resposta Questão 5
Semirreação catódica: Na+(ℓ) + e- → Na(s)
Semirreação anódica: 2Cl-(ℓ) → 2 e-  + 1Cl2(g)
Para escrever a reação global, temos que multiplicar a semirreação catódica por 2 para igualar a quantidade de elétrons transferidos:
Semirreação catódica: 2 Na+(ℓ) + 2 e- → 2 Na(s)
Semirreação anódica: 2Cl-(ℓ) → 2 e-  + 1Cl2(g)
Reação Global: 2 Na+(ℓ) + 2Cl-(ℓ)  → 2 Na(s) + 1Cl2(g)
Resposta Questão 6
Alternativa “b”.
a)      Não ocorre a oxidação dos íons Na+ no cátodo, mas sim a sua redução, porque ao chegarem nesse polo negativo, os íons Na+ recebem elétrons do cátodo e se reduzem.
b)      Correta.
c)      Os elétrons migram do ânodo para o cátodo.
d)     Cada íon Cl- perde um elétron, pois, conforme a semirreação do ânodo a seguir, dois íons Cl- perdem dois elétrons, sendo um elétron de cada: 2Cl-(ℓ) → 2 e-  + 1Cl2(g)
e)      A eletrólise é um processo não espontâneo.
Resposta Questão 7
Alternativa “c”.
A eletrólise é um processo não espontâneo de descarga de íons. Assim, cada cátion sódio sofre redução (ganha um elétron) produzindo sódio metálico: Na+(ℓ) + e- → Na(s)
Resposta Questão 8
Alternativa “b”.
A única maneira de se obter metais alcalinos, como o sódio metálico, e metais alcalino-terrosos (alta reatividade) é por meio de eletrólise ígnea de seus sais fundidos, na ausência de ar.
Resposta Questão 9
Alternativa “c”.
A densidade do ácido sulfúrico ajuda a identificar se a bateria está descarregada. Visto que sua densidade é 1,28g/cm3, se esse valor estiver abaixo de 1,20 g/cm3, significa que o ácido sulfúrico foi consumido e a bateria está descarregada.
Resposta Questão 10
Alternativa “b”.
ΔE0 = E0oxi + E0red
ΔE0 = 0,35 + 1,68
ΔE0 = 2,03 V
Esse valor corresponde à voltagem de uma só pilha. Como são seis, a voltagem da bateria será aproximadamente 12 V.
Resposta Questão 11
Falso. Conforme mostra a semirreação abaixo, nos eletrodos de PbO2(s), ocorre redução, pois o cátion chumbo IV, Pb4+, ganha dois elétrons, formando o cátion chumbo II, Pb2+.
Cátodo: PbO2 + HSO41-+ 3H3O1+ + 2e-↔ PbSO4 + 5 H2O
I. V.
II. V.
III. V.
Resposta Questão 12
Alternativa “d”.
Durante a descarga, o ânodo são as placas de chumbo (Pb):
Ânodo: Pb +HSO41-+ H2O ↔  PbSO4 + H3O1+ + 2e-
O cátodo que é constituído de PbO2:
Cátodo: PbO2 + HSO41-+ 3H3O1+ + 2e-↔ PbSO4 + 5 H2O
Resposta Questão 13
Alternativa “e”.
Numa pilha, o agente oxidante é o que possui maior tendência de se reduzir, isto é, o que possui maior valor de potencial padrão de redução, que nesse caso é o I2 (E0= + 0,53).
Resposta Questão 14
a.       Redução: Ag+ + e- ↔ Ag0   
Oxidação: Mg2+ ↔ Mg0+ 2e-
b.      Cátodo (polo positivo): prata; ânodo (polo negativo): magnésio.
c.       ∆E0 =  E0(cátodo)  -  E0(ânodo)
∆E0 = + 0,80 – (-2,37)
∆E0 = + 0,80 +2,37
∆E0 = + 3,17V
d.      O íon Ag+, pois seu potencial de redução (E0) é maior que o do Mg2+.
Resposta Questão 15
Alternativa “e”.
I. Incorreta, porque no ânodo ocorre a oxidação do Lítio:
Li → Li+ + e– (oxidação)
II. Incorreta.
E0 = E0maior – E0menor
E0 = + 0,54V – (–3,05V)
E0 = + 3,59V
III. Correta.
O cátodo é constituído pelo polímero/iodo, porque ele possui maior potencial de redução.
IV. Correta.
I2 + 2e– →2I–
Agente oxidante
Resposta Questão 16
Alternativa “a”.
Processo de descarga de uma bateria de níquel-cádmio:
Semirreação do ânodo: Cd(s) + 2OH-(aq) ↔ Cd(OH)2(s) + 2 e-
Semirreação do cátodo: 2 Ni(OH)3(s) + 2 e-  ↔ 2 Ni(OH)2(s) + 2OH-(aq)
Reação Global: Cd(s) + 2 Ni(OH)3(s) → Cd(OH)2(s) + 2 Ni(OH)2(s)
Resposta Questão 17
Alternativa “a”.
Esse é um processo de galvanoplastia ou eletrodeposição metálica em que o cátion cobre II da solução recebe elétrons e deposita-se sobre a moeda que constitui o cátodo.
Resposta Questão 18
29: Estão corretos os itens 01,04, 08 e 16.
02. Falsa. A reação II ocorre no ânodo, e não no cátodo.
16. Verdadeira. A soma dos menores coeficientes estequiométricos inteiros na reação total de obtenção do alumínio é 20, pois, com base nas informações do texto, temos:
4 Al3+(fund.) +12 e- → 4 Al(l)
6 O2-(fund.) + 3 C(s) → 3 CO2(g) + 12 e-
​4 Al3+(fund.) + 6 O2-(fund.) + 3 C(s) → 4 Al(l) + 3 CO2(g)
Soma dos coeficientes: 4 + 6 + 3 + 4 + 3 = 20.
32. Falsa. A produção de uma lata de refrigerante (13,5 g de alumínio) absorve1,5 mol de elétrons, e não 0,500 mol:
27 g de Al ------- 3 mol de e-
13,5 g de Al ----- x
x = 13,5 . 3/27
x = 1,5 mol de elétrons
Resposta Questão 19
Alternativa “b”.
Resposta Questão 20
Alternativa “d”.
As espécies que podem sofrer redução no cátodo são Cu2+, H+ e H2O. Mas como o potencial de redução do Cu2+ é o mais alto, essa semirreação processa-se no eletrodo negativo da célula.
Cinética Química
Podemos observar que algumas reações químicas acontecem com mais rapidez e outras mais lentamente. Nem toda reação química acontece no mesmo tempo. Umas demoram horas, dias, anos. Outras levam uma fração de segundo para ocorrer. 
As reações químicas ocorrem em velocidades diferentes, como por exemplo o processo de digestão dos alimentos que leva algumas horas e uma explosão que é instantânea.
Veja algumas reações químicas:
· Ácido e uma base é uma reação instantânea;
· Formação da ferrugem, que levam anos para se formar;
· Dissolução de uma pastilha efervescente, que levam alguns segundos;
· Decaimento radioativos, que levam muitas vezes bilhões de anos;
· Queima de uma vela, que levam algumas horas;
· Queima de um palito de fósforo, que levam alguns segundos;
· Formação das rochas, que levam alguns milhões de anos.
    
As vezes é importante controlar estas reações, tornando-as mais rápidas ou mais lentas.
 A cinética química é uma área da Química que estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que alteram esta velocidade.
Velocidade Média
A velocidade média de uma reação química pode ser dada através da razão da variação de concentração pelo tempo de reação.
Onde:
Vm = velocidade média (mol/L/s)
∆[ ] = variação de concentração (mol/L)
variação de tempo (s, min)
| | = módulo (resultado tem que ser positivo, a velocidade tem que ser positiva)
As unidades podem variar.
Exemplo:
Observe a transformação do acetileno em benzeno:
3C2H2 → C6H6
Pode-se calcular a velocidade média (até o processo final) ou parcial:
Dados:
	[C2H2] (mol)
	3,5
	2,7
	2,0
	1,5
	0,9
	t (min)
	0
	1
	2
	3
	4
1. Cálculo da velocidade ao final de 4 minutos:
 
Vm=0,65mol/L
2. Cálculo da velocidade entre 1 e 2 minutos:
 
Vm=0,7mol/L
A velocidade média de uma reação química pode também estar relacionada com a reação de desaparecimento e com a reação de aparecimento, desta forma:
As unidades podem ser: .
Conhecendo as informações sobre um dos participantes da reação, podemos calcular a velocidade dos outros participantes e até mesmo a velocidade média da reação. 
Veja o caso da síntese da amônia:
N2+3H2→2NH3
Dividindo-se a velocidade calculada para qualquer um dos participantes pelo seu próprio coeficiente estequiométrico, será encontrado um resultado igual ao mesmo cálculo feito aos demais participantes.
Onde: 
=Velocidade ou taxa de consumo de N2
=Velocidade ou taxa de consumo de H2
= Velocidade ou taxa de aparecimento ou formação de NH3
Estes cálculos podem ser feitos também, através de regra de três.
Exemplos: 
De acordo com a reação da síntese da amônia, veja o problema seguinte:
O gás hidrogênio é consumido a uma taxa de 18mols a cada 4 minutos. Calcule:
a) a velocidade de consumo do N2
3
c) a massa consumida de H2 por minuto
d) a massa obtida de NH3 por minuto
Durante uma reação química, a concentração dos reagentes (B) vai diminuindo, enquanto a concentração dos produtos vai aumentando (A).
A concentração dos reagentes pode ou não chegar a zero. Se a concentração dos reagentes for diminuindo, a velocidade da reação também vai diminuindo. Quando terminar a reação, a velocidade será zero.
Velocidade de Consumo e de Produção
A velocidade média de consumo é a medida de reagente que é consumida, “desaparece” na reação, por unidade de tempo.
A velocidade média de produção é a medida de produto formado durante a reação, por unidade de tempo.
Seja a reação genérica:
Neste caso, o reagente também pode ser chamado de reatante.
A equação química pode apresentar o coeficiente estequiométrico de cada reagente. Este coeficiente representa o número de mols da substância. Veja uma equação química genérica, onde a, b, c e d são coeficientes estequiométricos e A, B, C e D são as substâncias químicas.
Aa + bB ↔ Cc + dD
Velocidade de Consumo dos Reagentes
-∆[ ]= Valor Negativo
Exemplo: 
2NaOH+1H2SO4→Na2SO4+2H2O
Velocidade de Formação dos Produtos
∆[ ]= Valor Não Negativo
Condições para que ocorra uma reação química
Para que uma reação química ocorra é necessário que haja contato e afinidade química entre os reagentes. Uma das condições mais importantes para a ocorrência de uma reação química é a energia de ativação e as colisões entre as moléculas dos reagentes.
Teoria das Colisões
Os átomos das moléculas dos reagentes estão sempre em movimento gerando muitas colisões (choques). Parte destas colisões aumentam a velocidade da reação química. 
Quanto mais choques com energia e geometria adequada houver, maior a velocidade da reação.  
Há dois tipos de colisões:
· Horizontal – colisão mais lenta
· Vertical – colisão mais rápida, colisão efetiva
Veja os dois modelos de colisões para a formação de duas moléculas de HCl:
Colisão Horizontal
Observe que após a primeira colisão há a formação de apenas uma molécula de HCl. A segunda molécula se formará na segunda colisão.
Colisão Vertical
Observe que molécula de H2 se aproxima da molécula de Cl2 com muita velocidade.  Em seguida, se chocam violentamente formando duas moléculas de HCl que se afastam logo. A primeira colisão forma o complexo ativado (duas moléculas de HCl). Esta colisão acontece com muita velocidade e, portanto mais rápida, mais efetiva. Torna a reação química mais rápida.
O estado intermediário da reação, onde forma-se o complexo ativado é um estado de transição onde há um alto valor de energia envolvido. 
O complexo ativado é a espécie química com maior valor energético em toda a reação química que tem vida curtíssima.
Energia de Ativação (Eat)
É a energia mínima que os reagentes precisam para que inicie a reação química. Esta energia mínima é necessária para a formação do complexo ativado.
 Quanto maior a energia de ativação mais lenta é a reação porque aumenta a dificuldade para que o processo ocorra.
Quanto menor a energia de ativação menor a “barreira” de energia, mais colisões efetivas e, portanto uma reação mais rápida.
Maior Eat→ Mais lenta a reação
Menor Eat→ Menor barreira de Energia→ Maior nº de Coli-sões favoráveis→ Reação mais rápida
 
Gráficos Endotérmicos e Exotérmicos para a Energia de Ativação
A energia de ativação varia de acordo com o tipo de reação química. Nas reações endotérmicas ela é maior do que nas exotérmica.
∆H=HP-HR 			 	EAT = ECA-HR
Onde:
∆H=Variação de entalpia
HP= Entalpia dos Produtos
HR= Entalpia dos Reagentes
EAT = Energia de Ativação
ECA= Energia do Complexo Ativado
Endotérmico
∆H>0 Reação positiva e endotérmica
HP>HR
Exotérmico∆H<0 Reação negativa e exotérmica
HP<HR
 
Fatores que alteram a velocidade das Reações Químicas
Alguns fatores podem aumentar ou diminuir a velocidade de uma reação química. São eles:
· Temperatura
· Superfície de contato
· Pressão
· Concentração
· Presença de luz
· Catalisador
· Inibidores
Temperatura
A temperatura está ligada à agitação das moléculas. Quanto mais calor, mais agitadas ficam as moléculas. Se aumenta a temperatura, aumenta a energia cinética das moléculas (movimento). Se as moléculas se movimentam mais, elas se chocam mais e com mais energia, diminuindo a energia de ativação e em consequência, aumenta o número de colisões efetivas e portanto a velocidade da reação também aumenta.
Aumenta a temperatura → Aumenta a velocidade da reação química
Por este motivo, aumentamos a chama do fogão para cozinhar e utilizamos a geladeira para evitar a deterioração dos alimentos.
Superfície de Contato
A área de contato entre os reagentes também interfere na velocidade das reações químicas. Quanto maior a superfície de contato, maior o número de moléculas reagindo, maior o número de colisões eficazes e portanto, aumenta a velocidade da reação.
Maior superfície (área) de contato → Reação mais rápida
Isto explica porque devemos tomar um comprimido de aspirina, por exemplo, inteiro do que em pó. O comprimido em pó reage mais rapidamente, causando lesões no nosso estômago. Se ele for ingerido inteiro, levará mais tempo para reagir, evitando lesões.
Uma substância em pó reage mais rápido do que uma substância inteira porque possui maior superfície de contato.
Veja outros exemplos:
· A carne é digerida mais facilmente quando mastigada do que inteira;
· Gravetos queimas mais rápido do que um pedaço de madeira de mesma massa;
· Palha de aço queima mais rápido do que um pedaço de ferro de mesma massa.
Pressão
Pressão é a razão entre força e área, ou seja, fazer força sobre uma determinada área. Com o aumento da pressão em um recipiente, diminui o volume e desta forma aumenta a concentração dos reagentes. As moléculas se chocam mais, aumentando o número de colisões e portanto, aumenta a velocidade da reação.
Aumento da pressão → Diminui Volume → Reação mais rápida
Concentração está relacionado à quantidade de soluto e de solvente de uma substância. Se aumenta a concentração de reagentes, aumenta o número de moléculas dos reagentes, aumentando o número de colisões e aumentando também a velocidade da reação. Está associada à Lei Cinética (Lei de Guldber-Waage).
Quando se aumenta a concentração de oxigênio numa queima, a combustão acontece mais rápido.
Aumento de concentração dos reagentes → aumento do nº de moléculas dos reagentes → aumento das colisões eficazes → reação mais rápida
Presença de Luz
Algumas reações químicas ocorrem com maior velocidade quando estão na presença de luz. A luz influencia na velocidade das reações porque é uma energia em forma de onda eletromagnética que ajuda a quebrar a barreira da energia de ativação. 
A água oxigenada, por exemplo, se decompõe mais facilmente quando está exposta à luz, por isso devemos deixá-la guardada em local escuro. A fotossíntese realizada pelas plantas é um tipo de reação que é influenciada pela presença da luz. Outra reação onde é muito utilizada a luz é a decomposição do AgBr que dá origem aos filmes fotográficos.
 
Catalisador
Catalisador é uma substância química que não participa da reação química. Diminui a energia de ativação e aumenta a velocidade da reação.
O catalisador acelera a reação mas não altera a composição química dos reagentes e produtos envolvidos. A quantidade de substância produzida na reação não se altera com o uso de catalisadores. 
Se a reação for reversível, a reação inversa também será acelerada, pois sua energia de ativação também terá um valor menor.
 O catalisador não altera a variação de entalpia.
Presença de catalisador → não participa da reação → Diminui a energia de ativação → aumenta a velocidade da reação q	uímica.
Gráficos com e sem catalisadores:
 
Catálise é o aumento de velocidade da reação, provocado pelo catalisador. 
A palavra catálise, do grego katálysis, foi introduzida, em 1835, por Berzeliu.
No nosso organismo existem muitos catalisadores, que são chamados de enzimas. A saliva e o suco gástrico (que contém ácido clorídrico) são exemplos de enzimas que aumentam a velocidade da reação, no caso, a digestão. 
Nas indústrias químicas, principalmente a petroquímica, os catalisadores são muito utilizados para acelerar as reações, deixando o processo mais barato.  
Uma forma de ver a ação dos catalisadores é adicionando açúcar ao refrigerante. Os refrigerantes carbonatados contém dióxido de carbono (gás carbônico) e pode ser eliminado mais facilmente com adição de açúcar. A reação de eliminação do gás acontece com mais velocidade e percebe-se a formação de bolhas do gás deixando a solução. 
Na equação química, coloca-se o catalisador em cima da seta que representa a reação química.
Em função dos estados físicos dos reagentes e produtos, a catálise pode ser homogênea ou heterogênea.
- catálise homogênea: quando reagentes e catalisador estão no mesmo estado físico formando um sistema monofásico.
A(s)+B(s) →(C)→ AB(L)
2SOs(g)+º2(g) →(NO2)→ 2SO3(g)
- catálise heterogênea: quando reagentes e catalisador não estão no mesmo estado físico formando um sistema heterogêneo.
A(s)+B(s) →(C)→ AB(L)
N2(G)+3H2(s) →(Fe)→ 2NH3(g)
Não existe um tipo ideal de catalisador. Para cada reação química existe um tipo diferente de catalisador. Os catalisadores mais comuns são: 
· Metais - principalmente os de transição: Co, Ni, Pt, Pd
· Ácidos - que catalisam muitas reações orgânicas: H2SO4
· Óxidos metálicos – Al2O3, Fe2O3
· Bases – NaOH
· Enzimas – produzidas pelos organismos vivos: lipase, suco gástrico.
Inibidores
São substâncias, que ao contrário dos catalisadores, aumentam a energia de ativação e como consequência diminuem a velocidade da reação química. Pode ser chamado também de veneno de catalisador ou anticata-lisador. Antigamente era chamado de catalisador negativo.
Presença de inibidor → Aumenta a energia de ativação → Diminui a velocidade da reação química
Velocidade Instantânea
Nas reações químicas a velocidade a cada instante é diferente da velocidade média. As velocidades instantâneas nunca são as mesmas, possuindo valores diferentes durante a reação. Se os intervalos de tempo utilizados nas medidas da velocidade média forem ficando cada vez menores, a velocidade média tenderá a assumir valores cada vez mais próximos da velocidade em um certo instante.
Velocidade Instantânea é o valor para o qual tende a velocidade média quando os intervalos de tempo vão se tornando cada vez menores.
Pode ser calculada de acordo com a “Lei Cinética ou Equação de Velocidade”, proposta por Guldberg e Waage.
Lei de Guildberg e Waage
A Lei da Velocidade ou Lei de Guldberg-Waage foi proposta em 1867, pelos cientistas norugueses Cato Maximilian Guldberg (1836-1902) e Peter Waage (1833-1900). Foi enunciada da seguinte forma:
“A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes, para cada temperatura, elevada a expoentes experimentalmente determinados.”
Os expoentes que constam na lei irão determinar a ordem da reação.
Para uma reação genérica, temos:
xA+yB→cC+dD
Onde:
V = velocidade da reação
K = constante de velocidade
[A] = concentração molar de A
[B] = concentração molar de B
X e Y = expoentes experimentalmente determinados
Em uma reação elementar, onde ocorre em uma única etapa, o expoente é o coeficiente dos reagentes.
aA(s)+bB(s) →(C)→ cAB(L)
Exemplo: 
2CO+1O2→2CO2
Alguns processos químicos ocorrem em várias etapas. As reações globais são as que ocorrem em mais de uma etapa. A velocidade desta reação depende da velocidade das etapas participantes. Quando isto acontecer, determina-se a velocidade da reação através da etapa lenta. 
É fácil entender porque utiliza-se a etapa lenta para determinar a velocidade da reação. Imagine por exemplo uma viagem de ônibus entre as cidades deSão Paulo e Rio de Janeiro. Aparentemente, temos a impressão que a viajem vai acontecer em uma única etapa (sair de São Paulo e chagar ao Rio). Mas na prática, há três etapas. A primeira etapa é chegar até a rodoviária (10 minutos), a segunda pegar o ônibus, mais 5horas (300 minutos) e por último, já no Rio de Janeiro, pegar um ônibus até o seu destino (5 minutos). Como a segunda etapa gastou mais tempo, arredondamos a viagem para 5 horas. Com as reações químicas é mais ou menos assim que acontece.
Exemplo:
Etapa 1 (Lenta)			 C(g)+1/2O2(g)→2CO(g)
Etapa 2 (Rápida)			 CO(g)+1/2O2(g)→2CO2(g)
Reação Global 			 C(g)+O2(g)→CO2(g)
Velocidade da Reação: 
Ordem da Reação e Molecularidade
A ordem de uma reação química só pode ser determinada experimentalmente. 
A molecularidade representa o número mínimo de moléculas ou íons reagentes necessários para que ocorram colisões e a reação possa se processar em uma única etapa (elementar).
Os expoentes que estão na lei da velocidade podem determinar a ordem da reação.
aA+bB↔cC+Dd
Onde: 
α= Ordem da Reação em Relação ao reagente A
β= Ordem da Reação em Relação ao reagente B
α+β= Ordem da Reação 
a+b= molecularidade da reação (Unimolecular, Bimolecular, Trimolecular)
Exemplo: 
aA+bB↔Cc
2A+1B↔3C
Lei da velocidade: 
Molecularidade:
3 - trimolecular
A ordem da reação pode indicar o que acontece com a velocidade da reação quando é alterada a concentração dos reagentes.
	Ordem
	O que acontece com a concentração
	1ª
	Igual
	2ª
	Duplica (quadrado)
	3ª
	Ao cubo
Veja o exemplo:
Seja a equação química:
Etapa Lenta: 2NO2→NO3+NO
Etapa Rápida: NO3+CO→ NO2+CO2
Responda:
a) equação da velocidade: V=K[NO2]2
b) ordem da reação: 2ª ordem
c) o que acontece com a velocidade quando a concentração de NO2 é dobrada? 2² = 4 (a velocidade aumenta 4 vezes).
d) o que acontece com a velocidade quando a concentração do CO é dobrada? Não acontece nada porque a concentração do CO não altera nada. A sua ordem é zero.
 
Questão 1
(PUC-RS) Relacione os fenômenos descritos na coluna I com os fatores que influenciam sua velocidade mencionados na coluna II.
Coluna I
1 - Queimadas alastrando-se rapidamente quando está ventando;
2 - Conservação dos alimentos no refrigerador;
3 - Efervescência da água oxigenada na higiene de ferimentos;
4 - Lascas de madeiras queimando mais rapidamente que uma tora de madeira.
Coluna II
A - superfície de contato
B - catalisador
C - concentração
D – temperatura
A alternativa que contém a associação correta entre as duas colunas é
a) 1 - C; 2 - D; 3 - B; 4 – A.
b) 1 - D; 2 - C; 3 - B; 4 – A.
c) 1 - A; 2 - B; 3 - C; 4 – D.
d) 1 - B; 2 - C; 3 - D; 4 – A.
e) 1 - C; 2 - D; 3 - A; 4 – B.
Questão 2
(UnB-DF) Considere os estudos cinéticos de uma reação química e julgue os itens abaixo:
(1) Toda reação é produzida por colisões, mas nem toda colisão gera uma reação.
(2) Uma colisão altamente energética pode produzir uma reação.
(3) Toda colisão com orientação adequada produz uma reação.
(4) A energia mínima para uma colisão efetiva é denominada energia da reação.
(5) A diferença energética entre produtos e reagentes é denominada energia de ativação da reação. 
Questão 3
Indique a afirmação incorreta:
a) Quanto menor for a temperatura, maior será a velocidade de uma reação.
b) O aumento da temperatura aumenta a velocidade tanto da reação endotérmica quanto da reação exotérmica.
c) A velocidade de um reagente no estado sólido é menor que no estado líquido.
d) A diferença energética entre os produtos e os reagentes é chamada de entalpia de reação.
e) A velocidade de uma reação depende da natureza do reagente.
Questão 4
Assinale a alternativa que apresenta agentes que tendem a aumentar a velocidade de uma reação:
a) calor, obscuridade, catalisador.
b) calor, maior superfície de contato entre reagentes, ausência de catalisador.
c) calor, maior superfície de contato entre reagentes, catalisador.
d) frio, obscuridade, ausência de catalisador.
e) catalisador e congelamento dos reagentes.
Questão 5
(UFMG) Dois recipientes contêm a mesma quantidade de H2SO4. No sistema I, coloca-se uma mola de ferro comprimida, no sistema II, outra mola, idêntica à primeira, mas não comprimida. Ambas são corroídas pelo ácido. Sobre esses sistemas, a afirmativa CORRETA é:
a) O sistema I, no estado final, terá mais ligações químicas do que o sistema II.
b) As espécies químicas do sistema I ficam mais aglomeradas do que as do sistema II.
c) A temperatura final do sistema I é mais alta do que a do sistema II.
d) O rendimento da reação do sistema I é mais alto do que o do sistema II.
e) A concentração final da solução do sistema I é maior do que a do sistema II.
Questão 6
Um químico realizou em laboratório alguns experimentos com o intuito de observar a velocidade em que uma solução aquosa do ácido HBr reagia com o magnésio metálico. Para isso, foram contadas, durante 20 segundos, as bolhas referentes à produção de gás hidrogênio logo após os reagentes serem misturados.
Na execução dos experimentos, foi utilizado o mesmo material metálico (magnésio), o mesmo volume de uma solução de HBr e a mesma massa do metal magnésio. Os critérios que sofreram alteração ao longo do experimento foram a forma de apresentação do magnésio (barra ou pedaços pequenos) e a temperatura. A tabela abaixo indica todas as condições utilizadas em cada experimento:
Assinale a alternativa que apresenta os experimentos na ordem crescente do número de bolhas observado.
a) B, A, C
b) C, B, A
c) A, B, C
d) B, C, A
e) nda.
Questão 7
A sabedoria popular indica que, para cozinhar batatas, é indicado cortá-las em pedaços. Em condições reacionais idênticas e utilizando massas iguais de batata, mas algumas inteiras e outras cortadas, verifica-se que a cortada cozinha em maior velocidade. O fator determinante para essa maior velocidade da reação é o aumento da:
a) pressão
b) temperatura
c) concentração
d) superfície de contato
e) natureza dos reagentes
Questão 8
(ACAFE-SC) O conhecimento da velocidade das reações químicas é de extrema importância para a produção industrial de uma série de produtos. Analise as afirmações a seguir.
I. A velocidade de uma reação química geralmente cresce com o aumento da temperatura.
II. A velocidade de uma reação química sempre independe da concentração dos reagentes.
III. A velocidade de uma reação química depende da orientação apropriada das moléculas na hora do choque.
IV. Para os sólidos, quanto maior a superfície de contato, menor será a velocidade da reação química.
Assinale a alternativa que indica somente as afirmações corretas.
a) II - III
b) I - IV
c) II - IV
d) I - II
e) I - III
Questão 9
O mel contém uma mistura complexa de carboidratos, enzimas, aminoácidos, ácidos orgânicos, minerais etc. O teor de carboidratos é de cerca de 70% da sua massa, sendo a glicose e a frutose os açúcares em maior proporção. A sua acidez é atribuída à ação da enzima glucose oxidase, que transforma a glicose em ácido glucônico e H2O2.
Abaixo temos a equação química de decomposição do peróxido de hidrogênio, na qual temos a formação de água líquida e oxigênio gasoso. Utilizando os dados da tabela fornecida, calcule a velocidade média de decomposição do peróxido de hidrogênio entre 0 e 10 minutos.
H2O2(aq) → H2O(l) + 1/2 O2(g)
a) 2.10-4 mol.L–1.s–1
b) 3.10-4 mol.L–1.s–1
c) 4.10-4 mol.L–1.s–1
d) 5.10-4 mol.L–1.s–1
e) 3.10-2 mol.L–1.s–1
Questão 10
(Unimontes) Considere a reação a seguir:
C4H9Cl(aq) + H2O(l) → C4H9OH(aq) + HCl(aq)
Em um laboratório, a concentração de cloreto de butila foi medida conforme a reação se processava, como apresentado na tabela:
À medida que a reação se processa, pode-se afirmar que a taxa ou a velocidade média dessa reação:
a) aumenta.
b) não se altera.
c) duplica.
d) diminui.
e) nda.
Questão 11
(PUC-RS) Numa experiência, a reação de formação de amônia (NH3), a partir do N2 e do H2, está ocorrendo com um consumo de 12 mols de nitrogênio (N2) a cada 120 segundos. Nesse caso, a velocidade de consumo de hidrogênio (H2) é:
a) 6 mols por minuto
b) 12 molspor minuto.
c) 18 mols por minuto.
d) 24 mols por minuto.
e) 36 mols por minuto.
Questão 12
(UNIFICADO-RJ) Numa experiência envolvendo o processo:
N2 + 3H2 → 2NH3
A velocidade da reação foi expressa como = 4,0 mol/L.h. Considerando-se a não ocorrência de reações secundárias, a expressão dessa mesma velocidade, em termos de concentração de H2, será:
a) -Δ[H2]/Δt = 1,5 mol/L.h
b) -Δ[H2]/Δt = 5,0 mol/L.h
c) - Δ[H2]/Δt= 6,0 mol/L.h
d) -Δ[H2]/Δt = 8,0 mol/L.h
e) -Δ[H2]/Δt = 12,0 mol/L.h
Questão 13
(PUC-RS) Amostras de magnésio foram colocadas em soluções aquosas de ácido clorídrico de diversas concentrações e temperaturas, havendo total consumo do metal e desprendimento do hidrogênio gasoso. Observaram-se os seguintes resultados:
Pela análise dos dados contidos na tabela acima, é correto afirmar que:
a) a velocidade média da reação na amostra I é maior que na amostra II.
b) a quantidade de hidrogênio desprendida na amostra II é maior do que na amostra IV.
c) a velocidade média da reação na amostra III é igual à da amostra IV.
d) a velocidade média de reação na amostra IV é a metade da velocidade média de reação na amostra II.
e) a quantidade de hidrogênio desprendido na amostra III é menor do que na amostra IV.
Questão 14
Dada a equação abaixo:
X → Y + Z
A variação na concentração de X em função do tempo é proposta na tabela:
Qual será a velocidade média da reação no intervalo de 2 a 5 minutos?
a) 0,3 mol/L.min.
b) 0,1 mol/L.min.
c) 0,5 mol/L.min.
d) 1,0 mol/L.min.
e) 1,5 mol/L.min.
Questão 15
Abaixo temos a representação do processo de decomposição da amônia gasosa:
2 NH3 → N2 + 3 H2
A tabela abaixo indica a variação na concentração do reagente em função do tempo:
Qual será o valor da velocidade média de consumo do reagente nas três primeiras horas de reação?
a) 4,0 mol.L-1.h-1
b) 2,0 mol.L-1.h-1
c) 10 km.h-1
d) 1,0 mol.L-1.h-1
e) 2,3 mol.L-1.h-1
Questão 16
A velocidade média da reação 1 N2 + 3 H2 → 2 NH3 é 0,5 mols/min. A velocidade média em função do nitrogênio (N2) vale:
a) 6 mols / min.
b) 3 mols / min.
c) 2 mols / min.
d) 0,5 mols / min.
e) 5 mols / min
Questão 17
(Fuvest-SP) Em solução aquosa ocorre a transformação:
H2O2 + 2 I- + 2 H+ → 2 H2O + I2
 (Reagentes)          (Produtos)
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:
Tabela de exercício sobre concentração dos reagentes e velocidade das reações
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−. 
Questão 18
(UEPG-PR) Aparas de magnésio foram colocadas para reagir com ácido clorídrico em diferentes concentrações. Em todas as amostras, observou-se que, após determinado tempo, ocorreu a dissolução do metal, com a evolução de gás hidrogênio. A respeito dessa experiência, considerando os dados apresentados na tabela abaixo, assinale o que for correto.
Exercício sobre influência da concentração dos reagentes sobre a velocidade das reações
(01) Comparativamente, a reação da amostra 4 apresentou a maior velocidade média.
(02) Comparativamente, a amostra 1 liberou a maior quantidade de gás hidrogênio por causa da maior quantidade de magnésio dissolvido.
(04) Apesar de ter sido utilizada a mesma massa de Mg nas amostras 2 e 3, observa-se que o tempo de sua dissolução na amostra 2 foi maior, o que pode ser resultado da utilização de uma menor concentração de ácido clorídrico nessa amostra.
(08) Se nessa experiência tivesse sido utilizado magnésio em pó, a velocidade de todas as reações teria sido maior, por causa do aumento da superfície de contato entre os reagentes.
Questão 19
A queima de combustíveis fósseis que contêm enxofre polui a atmosfera com dióxido de enxofre [SO2(g)], o qual pode oxidar-se e reagir com a água, formando chuva ácida [H2SO4(aq)]. O carbonato de cálcio (CaCO3), substância presente no mármore, reage com a chuva ácida segundo a reação:
CaCO3(s) + H2SO4(aq)→ CaSO4(s) + H2O(l) + CO2(g)
Esse fenômeno é responsável pela transformação do mármore de estátuas em gesso (material que contém sulfato de cálcio).
Qual dos fatores abaixo deve fazer com que essa reação seja mais rápida?
a) Condições atmosféricas com pH mais elevado.
b) Temperaturas baixas.
c) Condições atmosféricas com pH mais baixo.
d) Baixa pressão atmosférica.
Questão 20
Qual das situações a seguir favorece a combustão do carbono presente no carvão, aumentando a velocidade dessa reação?
a) Usar um pedaço de carvão bem grande.
b) O comburente ser o ar atmosférico.
c) Abaixar a temperatura da vizinhança.
d) Usar como comburente oxigênio puro.
Questão 21
Dada a equação a seguir de uma determinada reação química:
H2O2 + 2 Cl- + 2 H3O+ → 2 H2O + Cl2
    (Reagentes)               (Produtos)
Foram realizados quatro experimentos com quantidades diferentes de reagentes. Em cada uma deles, foi medido o tempo que o Cl2 leva para ser originado. A tabela a seguir traz os dados desses experimentos:
Esses dados indicam que a velocidade da reação considerada depende apenas da concentração de:
a) H2O2 e Cl-
b) H2O2 e H3O+
c) H2O2
d) H3O+
e) Cl-
Questão 22
Quando o ar de uma cidade está muito poluído, várias reações químicas podem ocorrer na atmosfera do local. Uma delas é a reação entre o dióxido de nitrogênio e o ozônio, que forma trióxido de nitrogênio e gás oxigênio, como na equação a seguir:
NO2(g) + O3(g) → NO3(g) + O2(g)
Utilizando os dados a seguir para a equação fornecida, determine a expressão da velocidade e o valor da constante da velocidade desse processo:
a) v = k · [NO2] e 2,2. 107
b) v = k · [O3] e 4,4. 107
c) v = k · [NO2] [O3] e 1,5. 107
d) v = k · [NO2] [O3] e 2,0. 107
e) v = k · [NO2] + [O3] e 2,2. 107
Questão 23
Dado o processo químico representado pela equação a seguir:
NO2 + CO → CO2 + NO
Sabe-se que o reagente monóxido de carbono não influi na velocidade da reação, mas o dióxido de carbono, quando elevado ao quadrado, altera a velocidade. Sendo assim, marque a alternativa que fornece a equação da velocidade do processo:
a) v = k · [NO2]2
b) v = k · [CO3]
c) v = k · [NO2] [CO]
d) v = k · [NO2] [CO]
e) v = k · [NO2] + [CO]
Questão 24
(UFMT)
Dada a equação: A + B → C; e o quadro cinético abaixo:
a expressão da velocidade que representa a reação é:
a) v = k . [A] [B]
b) v = k . [A]
c) v = k . [B]
d) v = k . [A] [B]2
e) v = k . [B]2
Questão 25
(ITA SP) Uma certa reação química é representada pela equação:
2A(g) + 2B(g) → C(g)
onde “A”, “B” e “C” significam as espécies químicas que são colocadas para reagir. Verificou-se experimentalmente, em uma certa temperatura, que a velocidade dessa reação quadruplica com a duplicação da concentração da espécie “A”, mas não depende das concentrações das espécies “B” e “C”. Assinale a opção que contém, respectivamente, a expressão CORRETA da velocidade e o valor CORRETO da ordem da reação.
a) v = k[A]2.[B]2 e 4
b) v = k[A]2.[B]2 e 3
c) v = k[A]2.[B]2 e 2
d) v = k[A]2 e 4
e) v = k[A]2 e 2
Questão 26
A reação em fase gasosa
aA + bB → cC + dD
foi estudada em diferentes condições, tendo sido obtidos os seguintes resultados experimentais:
A partir dos dados acima, determine a constante de velocidade da reação.
Questão 27
(ITA-SP) Uma certa reação química é representada pela equação:
2 A(g) + 2 B(g) → C(g)
onde A, B e C significam as espécies químicas que são colocadas para reagir. Verificou-se experimentalmente numa certa temperatura que a velocidade desta reação quadruplica com a duplicação da concentração da espécie A, mas não depende das concentrações das espécies B e C. Assinale a opção que contém, respectivamente, a expressão CORRETA da velocidade e o valor CORRETO da ordem da reação:
a) v = k [A]2 . [B]2 e 4
b) v = k [A]2 . [B]2 e 3
c) v= k [A]2 . [B]2 e 2
d) v = k [A]2 e 4
e) v = k [A]2 e 2
Questão 28
(Cefet-PR) A reação:
NO2(g) + CO(g) → CO2(g) + NO(g)
é de segunda ordem em relação ao NO2(g) e de ordem zero em relação ao CO(g). Em determinadas condições de pressão e temperatura,essa reação ocorre com velocidade v. Se triplicarmos a concentração de NO2(g) e duplicarmos a concentração de CO(g), a nova velocidade de reação v1 será igual a:
a) 3v
b) 6v
c) 9v
d) 12v
e) 18v
Questão 29
Os dados da tabela abaixo se referem à reação 2 A + 3B → C.
Exercício sobre ordem da reação
Determine a ordem global dessa reação:
a) 1
b) 2
c) 3
d) 4
e) 5
Questão 30
A velocidade da reação química 2 A + 3B → C + D é independente de A e fica quatro vezes maior quando dobramos a concentração de B. Determine a ordem da reação em relação a B:
a) 0
b) 1
c) 2
d) 3
e) 4
Questão 31
A figura seguinte mostra o diagrama de energia potencial de uma reação:
A + B → C + D
Qual é a energia de ativação para essa reação e qual deve ser a energia do complexo ativado em kJ/mol?
a) 80 e 100.
b) 20 e 100.
c) 60 e 100.
d) 80 e 20.
e) 80 e 60.
Questão 32
Considere a seguinte reação genérica:
A + B → C + D + calor
Assinale o gráfico (Entalpia X Caminho da reação) que melhor condiz com o tipo de reação descrita acima e a representação gráfica da energia de ativação indicada abaixo pela seta dupla:
Questão 33
(UFMG) Um palito de fósforo não se acende, espontaneamente, enquanto está guardado, mas basta um ligeiro atrito com uma superfície áspera para que ele, imediatamente, entre em combustão, com emissão de luz e calor.
Considerando-se essas observações, é CORRETO afirmar que a reação:
a) é endotérmica e tem energia de ativação maior que a energia fornecida pelo atrito.
b) é endotérmica e tem energia de ativação menor que a energia fornecida pelo atrito.
c) é exotérmica e tem energia de ativação maior que a energia fornecida pelo atrito.
d) é exotérmica e tem energia de ativação menor que a energia fornecida pelo atrito.
Questão 34
(Fafi-MG) No diagrama ao lado, o valor da energia de ativação corresponde (em kcal) a:
a) 25
b) 85
c) 110
d) 6
e) 40
Respostas
Resposta Questão 1
Alternativa “a”.
1 – O vento aumenta a concentração de oxigênio, que atua como comburente da queimada;
2 – A diminuição da temperatura diminui a velocidade das reações, pois diminui o movimento das partículas reagentes e a probabilidade de choques efetivos que resultem em reação.
3 – A decomposição da água oxigenada é acelerada por uma enzima presente no sangue que atua como catalisadora dessa reação.
4 – A superfície de contato das lascas de madeira com o oxigênio do ar que causa a queima é maior que a de uma tora de madeira.
Resposta Questão 2
(1) Verdadeira.
(2) Verdadeira.
(3) Falsa. Para produzir uma reação, a colisão deve sim ter orientação adequada, mas também deve ter energia suficiente.
(4) Falsa. A energia mínima para uma colisão efetiva é denominada energia da ativação, e não energia de reação.
(5) Falsa. A diferença energética entre produtos e reagentes é denominada entalpia da reação
Resposta Questão 3
Alternativa “a”.
Quanto maior for a temperatura, maior será a velocidade de uma reação.
Resposta Questão 4
Alternativa “c”.
Resposta Questão 5
Letra c). A temperatura final do sistema I é maior porque a reação de simples troca entre o ácido e o ferro é exotérmica e processa-se com maior velocidade, não havendo grande dissipação de calor. Já a II é uma reação lenta, e o calor vai sendo dissipado à medida que é liberado pela reação. As outras alternativas estão incorretas porque:
a) Como as quantidades de reagentes são as mesmas, logo, a quantidade de produtos será a mesma e, por isso, o número de ligações não será diferente.
b) O sistema I apresenta uma reação química mais veloz, logo, as moléculas chocam-se com maior intensidade e velocidade, não havendo, assim, aglomeração.
d) A quantidade de ácido utilizada em ambos é a mesma, e as molas são idênticas, logo, o rendimento é o mesmo.
e) A quantidade de ácido utilizada em ambos é a mesma, e as molas são idênticas, logo, a concentração é a mesma.
Resposta Questão 6
Letra a). Quanto maior a superfície de contato (pedaços menores) e maior a temperatura, maior será a velocidade de uma reação. Assim, a ordem correta é a da letra a) porque:
Experimento B = Barra possui maior superfície de contato e 30 ºC é uma temperatura baixa em comparação com as outras; logo, a reação é mais lenta e produz menos bolhas.
Experimento A = Barra possui maior superfície de contato e 50 ºC é uma temperatura alta em comparação com as outras. A reação é mais lenta que a do experimento C e mais rápida em relação ao experimento A, com uma menor produção de bolhas que C e mais bolhas que A.
Experimento C = Pedaços pequenos possuem menor superfície de contato e 50 ºC é uma temperatura alta em comparação com as outras, logo, a reação é mais rápida e possui maior produção de bolhas.
Resposta Questão 7
Letra d). A resposta é a letra d) porque, quando cortamos uma batata em pedaços menores e colocamos para cozinhar, estamos fazendo com que a ação do calor seja realizada em uma área maior, isto é, estamos aumentando a superfície de contato.
Resposta Questão 8
Letra e). A resposta é a letra e) porque os itens abaixo estão incorretos porque:
II- Quanto maior a concentração dos reagentes, maior será a velocidade da reação e vice-versa, ou seja, a concentração tem grande influência na velocidade.
IV- Sempre que a superfície de contato for maior, a velocidade da reação também será.
Resposta Questão 9
Letra d) Para realizar o cálculo da velocidade de composição do peróxido de hidrogênio, é necessário inicialmente converter o tempo que está em minutos para segundos multiplicando por 60:
10 minutos . 60 = 600 segundos.
Em seguida, basta utilizar a fórmula que relaciona a variação da concentração com a variação do tempo:
v = Δ[]
     Δt
v = 0,5 – 0,8
       600-0
v = -0,3
      600
v = |-5.10-4| mol.L–1.s–1
Resposta Questão 10
Letra d). A melhor forma de comprovar que a velocidade de uma reação está diminuindo ou aumentando é por meio do cálculo da velocidade em intervalos de tempo diferentes. No caso da reação, percebemos que a diminuição da velocidade é:
Entre 0 e 150 segundos:
v = 0,07 – 0,1000
            150-0
v = -0,03
     150-0
v = 2.10-4 mol.L–1.s–1
Entre 300 e 800 segundos:
v = 0,02 – 0,05
        800-300
v = -0,03
       500
v = 6. 10-5 mol.L–1.s–1
Resposta Questão 11
Letra c). A equação balanceada que represneta o processo descrito é:
N2 + 3H2 → 2NH3
Para determinar a velocidade do H2, é necessário antes calcular a velocidade do N2, já que o execício forneceu dados sobre ele. Dividindo o número de mols (12 mols) pelo tempo (2 minutos → 120 segundos), temos:
vN2 = 12
         2
vN2 = 6 mols por minuto.
Por fim, basta multiplicar a velocidade do nitrogênio encontrada por 3, já que a proporção estequiométrica entre nitrogênio e hidrogênio na equação é de 1 para 3, ou seja, a velocidade do hidrogênio é o triplo da velocidade do nitrogênio.
vH2 = vN2.3
vH2 = 6.3
vH2 = 18 mols por minuto
Resposta Questão 12
Letra e). Como o exercício já forneceu a velocidade da reação, para determinar a velocidade de consumo do Hidrogênio (vH2), basta multiplicar a velocidade da reação (Vr) pelo coeficiente estequiométrico (3) do Hidrogênio na equação:
vH2 = Vr.3
vH2 = 4,0.3
vH2 = 12,0 mol/L.h
Resposta Questão 13
Letra d). Antes de avaliarmos as alternativas, como o exercício fala em velocidade média, devemos calculá-la para cada uma das amostras. Para isso, basta dividir a massa consumida pelo tempo:
Amostra 1: 0,2 = 0,2 g/min
                  1
Amostra 2: 2,0 = 0,4 g/min
                  5
Amostra 3: 4,0 = 0,26 g/min
                 15
Amostra 4: 4,0 = 0,2 g/min
                 20
Com as velocidades de cada amostra, agora podemos avaliar cada um dos itens:
Item a: errado porque a velocidade da amostra 1 é menor que a da amostra 2;
Item b: errado porque quanto maior é a massa do reagente, maior é a quantidade de produto formado;
Item c: errado porque as amostras 1 e 4 têm a mesma velocidade;
Item e: errado porque a quantidade de magnésio utilizada é a mesma; logo, a quantidade de hidrogênio desprendido será a mesma.
Resposta Questão 14
Letra b). Antes de determinar a velocidade da reação, é necessário determinara variação da concentração e a variação do tempo entre 2 (que corresponde a 120 segundos) e 5 minutos (que corresponde a 300 s) utilizando os dados do participante X. Devemos sempre subtrair o final (=300 s) pelo inicial (120 s):
- Variação da concentração: será calculada em módulo porque o resultado final da velocidade não pode ser negativo.
Δ[] = |0,4-0,7|
Δ[] = |-0,3|
Δ[] = |0,3| mol.L-1
- Variação do tempo:
Δt = 5-2
Δt = 3 min
Por fim, basta utilizar os valores encontrados na fórmula da velocidade (variação da concentração dividida pela variação do tempo), já que nesse exercício a velocidade de consumo de X é igual à velocidade da reação, pois o coeficiente de X na equação é 1:
v = Δ[]
     Δt
v = |0,3|
       3
v = 0,1 mol/L.min
Resposta Questão 15
Letra e). Antes determinar a velocidade de consumo do NH3, é necessário determinar a variação da concentração e a variação do tempo entre as três primeiras horas. Lembrando que devemos sempre subtrair o final (terceira hora) pelo inicial (0 hora):
- Variação da concentração: será calculada em módulo porque o resultado final da velocidade não pode ser negativo.
Δ[] = |1-8|
Δ[] = |-7|
Δ[] = |7| mol.L-1
- Variação do tempo:
Δt = 3-0
Δt = 3 h
Por fim, basta utilizar os valores encontrados na fórmula da velocidade (variação da concentração dividida pela variação do tempo):
v = Δ[]
     Δt
v = |7|
      3
v = 2,33 mol.L-1.h-1
Resposta Questão 16
Letra d). Como o exercício já nos forneceu a velocidade da reação, para determinar a velocidade de consumo do nitrogênio (vN2), basta multiplicar a velocidade da reação (Vr) pelo coeficiente estequiométrico (1) do nitrogênio na equação:
vN2 = Vr.1
vN2 = 0,5.1
vN2 = 0,5 mols / min
Resposta Questão 17
Alternativa “a”.
Quando se diminuiu a concentração do H2O2 e do I− nos experimentos II e IV, respectivamente, a velocidade da reação diminuiu e o tempo foi maior. Mas quando se diminuiu a concentração do H+, no experimento III, a velocidade da reação não foi alterada.
Resposta Questão 18
Soma: 1 + 2 + 4 + 8 = 15. Todas as alternativas estão corretas.
Resposta Questão 19
Alternativa “c”.
Com as condições atmosféricas com pH mais baixo, a concentração do ácido aumentará e a velocidade da reação também aumentará.
Resposta Questão 20
Alternativa “d”.
Os reagentes dessa reação de combustão são o carvão (carbono) e o oxigênio. Se o comburente for oxigênio puro no lugar do ar atmosférico, a concentração do reagente oxigênio aumentará, o que aumentará a incidência de choques efetivos entre suas partículas e aumentará a velocidade da reação.
Resposta Questão 21
Letra a). Analisando o experimento II e III, percebemos que a quantidade de H2O2 e de H+, respectivamente, muda e o tempo também. Já no experimento IV, percebemos que a quantidade do I- mudou, mas o tempo não (manteve o mesmo padrão de tempo do experimento I quando todos tinham a mesma concentração).
Resposta Questão 22
Letra c). Para determinar a constante de velocidade, é necessário formular a expressão da velocidade. Para isso, temos que descobrir a ordem de cada um dos participantes reagentes da equação.
v = K.[NO2]a.[O3]b
Ordem do participante NO2:
Vamos escolher a segunda e a terceira filas horizontais da tabela porque nelas a concentração de O3 não sofre alteração e a de NO2, sim. Da segunda para terceira, a concentração de NO2passa de 15.10-5 para 7,5.10-5, isto é, reduziu pela metade. Já a velocidade passa de 13,2.10-2 para 6,6.10-6, também reduzindo pela metade. Assim:
[NO2] = 15.10-5 para 7,5.10-5                v = 13,2.10-2 para 6,6.10-6
[NO2] = 1/2                                         v = 1/2
Como a redução da concentração e a da velocidade foram as mesmas, a ordem para o participante NO2 é 1.
Ordem do participante O3
Para a ordem do O3, vamos escolher a primeira e segunda filas horizontais da tabela, já que nelas a concentração de NO2 não sofreu alteração e a de O3, sim. Da primeira para a segunda, a concentração de O3 passou de 3.10-5 para 6.10-5, ou seja, dobrou. Já a velocidade passou de 6,6.10-2 para 13,2.10-2, também dobrou. Assim:
[O3] = 3.10-5 para 6.10-5                   v = 6,6.10-6 para 13,2.10-2
[O3] = 2                                      v = 2
Como o aumento da concentração e o da velocidade foram os mesmos, a ordem para o participante O2 é 1.
Conhecendo as ordens, a equação da velocidade será:
v = K.[NO2]1.[O3]1
Para calcular a constante da velocidade, basta utilizar os dados de qualquer uma das três linhas horizontais. Vamos utilizar a primeira:
6,6.10-2 = K.[15.10-5].[3.10-5]
6,6.10-2 = K.4510-10
6,6.10-2 = K. 4510-10
K = 6,6.10-2
      45.10-10
K = 1,5 .107 mol-.L.h-1
Resposta Questão 23
Letra a). Como o participante CO não influi na velocidade, sua ordem é 0; assim, ele não aparece na equação da velocidade. Já o participante NO2 terá sua concentração elevada a 2 como indicado no enunciado.
Resposta Questão 24
Letra c). Para determinar a constante de velocidade, é necessário formular a expressão da velocidade. Para isso, temos que descobrir a ordem de cada um dos participantes reagentes da equação.
v = K.[A]a.[B]b
Ordem do participante B:
Vamos escolher a primeira e a segunda filas horizontais porque nelas a concentração de B não sofre alteração e a de A, sim. Da primeira para a segunda, a concentração de B passou de 1 para 2, ou seja, dobrou. Já a velocidade passou de 0,2 para 0,4, também dobrou. Assim:
[B] = 1 para 2            v = 0,2 a 0,4
[B] = 2                      v = 2
Como o aumento na concentração e na velocidade são iguais, a ordem para o participante B é 1.
Ordem do participante A
Vamos escolher a primeira e quarta filas horizontais porque nelas a concentração de B não sofre alteração e a de A, sim. Da primeira para a quarta, a concentração de A passou de 1 para 2, ou seja, dobrou. Já a velocidade não sofreu nenhuma alteração.
[B] = 1 para 2          v = 0,2 a 0,2
[B] = 2                    v = 0
Como o participante não influi na velocidade, sua ordem é 0.
Como apenas o participante B participa da reação, com ordem 1, sua expressão da velocidade é enunciada da seguinte forma:
v = k . [B]
Resposta Questão 25
Letra e). Para começar a resolução desse exercício, devemos entender quais foram os dados fornecidos por ele:
A velocidade da reação quadruplica quando A é duplicado: 4v quando 2.[ ].
A concentração de B e C não influenciam o valor da reação e, por isso, a ordem de cada um é igual a 0.
Além disso, o reagente B não apresenta nenhuma influência na velocidade da reação e, por isso, sua ordem é 0. De acordo com o enunciado, a velocidade de A duplica, indicando que sua ordem é 2. Como A está só na equação da velocidade, a ordem da reação é 2 e a equação da velocidade é: v = k[A]2.
Resposta Questão 26
Para determinar a constante de velocidade, é necessário formular a expressão da velocidade. Para isso, temos que descobrir a ordem de cada um dos participantes reagentes da equação.
v = K.[A]a.[B]b
Ordem do participante A:
Vamos escolher a primeira e a segunda filas horizontais porque nelas a concentração de B não sofre alteração, e, sim, a de A. Da primeira para a segunda fila, a concentração de A passou de 1.10-3 para 2.10-3, ou seja, dobrou, e a velocidade passou de 3.10-5 e 12.10-5, isto é, quadruplicou. Assim:
[A] = 1.10-3 para 2.10-3            v = 3.10-5 para 12.10-5
[A] = 2                                    v = 4
Relacionando a concentração com a velocidade, temos que a relação entre elas é igual a 2; logo, a ordem para o participante A é 2.
Ordem do participante B:
Vamos escolher a segunda e a terceiras filas horizontais porque nelas a concentração de A não sofre alteração, e, sim, a de B. Da segunda para a terceira, a concentração de A passou de 1.10-3 para 2.10-3, ou seja, dobrou, e a velocidade passou de 12.10-5 à 48.10-5, quadruplicou.
[B] = 1.10-3 para 2.10-3             v = 12.10-5 à 48.10-5
[B] = 2                                     v = 4
Relacionando a concentração com a velocidade, temos que a relação entre elas é igual a 2; logo, a ordem para o participante B é 2.
Conhecendo as ordens, temosque a equação da velocidade é:
v = K.[A]2.[B]2
Para calcular a constante da velocidade, basta utilizar os dados de qualquer uma das três linhas horizontais. Vamos utilizar a primeira:
3.10-5 = K.[1.10-3]2.[1.10-3]2
3.10-5 = K. 10-6. 10-6
3.10-5 = K. 10-12
K = 3.10-5
       10-12
K = 3 .107 mol-3.L3.h-1
Resposta Questão 27
Alternativa “e”.
Temos a lei da velocidade genericamente como v = k [A]α . [B]β.
O enunciado diz que “ a velocidade desta reação quadruplica com a duplicação da concentração da espécie A, mas não depende das concentrações das espécies B e C.” Logo, α = 2 e β = 0. Então, temos que a lei da velocidade é dada pela seguinte expressão:
v = k [A]2. [B]0
v = k [A]2. 1
v = k [A]2
Essa reação é de segunda ordem (ou a ordem é igual a 2).
Resposta Questão 28
Alternativa “c”.
O enunciado diz que a reação é de segunda ordem em relação ao NO2(g) e de ordem zero em relação ao CO(g), o que significa que a expressão da lei da velocidade dessa reação é a seguinte:
v = k . [NO2]² . [CO]0
Se triplicarmos a concentração de NO2 e duplicarmos a concentração de CO, a equação fica assim:
v = k . [3 NO2]² . [2 CO]0
Desenvolvendo a equação, temos:
v = k . 9 . 1
v = 9 k
Ou 9v, como consta na alternativa c.
Resposta Questão 29
Alternativa “c”.
Temos a lei da velocidade genericamente como v = k [A]α . [B]β.
A tabela mostra que, quando se dobrou o valor da concentração de A (experimento 1 para 2), a velocidade também dobrou. Logo, α = 1. Quando se dobrou o valor da concentração de B (experimento 1 para 3), a velocidade da reação quadruplicou. Logo, β = 2. Então, temos que a lei da velocidade é dada pela seguinte expressão:
v = k [A]1. [B]2
Somando-se esses expoentes, temos que essa reação é de terceira ordem (ou a ordem é igual a 3).
Resposta Questão 30
Alternativa “c”.
Se a velocidade da reação fica quatro vezes maior quando dobramos a concentração de B, então a ordem da reação em relação a B é 2.
Resposta Questão 31
Alternativa “a”.
Eativação = Enecessária para que a reação inicie – Eprópria dos reagentes
Eativação = 100-20 → Eativação = 80 kJ
Já a energia do complexo ativado é mostrada no gráfico, é a energia necessária para o complexo ativado ser formado, que é o ponto mais alto, isto é, 100 kJ/mol.
Resposta Questão 32
Alternativa “c”.
Visto que na reação dada no enunciado foi liberada energia, a energia dos produtos é menor que nos reagentes. Além disso, a energia de ativação é dada pela diferença entre a energia necessária para a reação iniciar e formar o complexo ativado (topo mais alto) e a energia que os reagentes já possuíam no início da reação.
Resposta Questão 33
Alternativa “d”.
É exotérmica porque libera calor, como ocorre em toda combustão. A reação começa porque a energia fornecida pelo atrito é menor que a energia de ativação da reação e suficiente para ativar as primeiras moléculas e dar início à reação.
Resposta Questão 34
Alternativa “e”.
EAtivação = ENecessária para que a reação inicie – EPrópria dos reagentes
EAtivação = 150-110 → EAtivação = 40 kcal
Equilíbrio Químico
Um equilíbrio químico é a situação em que a proporção entre os reagen-tes e produtos de uma reação quími-ca se mantém constante ao longo do tempo. Foi estudado pela primeira vez pelo químico francês Claude Louis Berthollet em seu livro Essai de statique chimique de 1803.
A maior parte das reações químicas terminam quando termina a quantidade de regentes. Alguns processos não se completam. O fato disto ocorrer pode ser explicado pela reversibilidade da reação. Após formar os produtos, estes produtos voltam a formar os reagentes originais. Se certas modificações não forem modificadas, essas reações não chegarão ao final. Elas tendem a atingir o equilíbrio químico. 
O equilíbrio químico é representado por setas inversas:  ↔
Reações Reversíveis
Seja a reação genérica:
Onde:
V1 e V2 são as velocidades
Quando V1= V2→Equilíbrio Químico
No momento do equilíbrio, as concentrações [A], [B], [C], [D] são constantes, mas não necessariamente iguais.
Reação Reversível é aquela que ocorre simultaneamente nos dois sentidos. Ao mesmo tempo, os reagentes se transformam em produtos e os produtos se transformam em reagentes.
No gráfico abaixo, os regentes são representados por B e os produtos por A.
Por exemplo, a produção da amônia ocorrendo em recipiente fechado, sob pressão e temperatura constantes:
N2(g) + 3H2(g) ⟺ 2NH3(g)
O processo é dinâmico, ou seja, a reação ocorre nos dois sentidos. Consideremos a reação hipotética entre a mols de A e b mols de B, formando c mols de C e d mols de D:
aA + bB ⟺ cC + dD
No início da reação, há uma grande quantidade de reagentes. À medida que o tempo vai passando, essa quantidade vai diminuindo e a velocidade também. Enquanto isso, no início da reação, não há produtos, a quantidade é zero. Ao decorrer da reação, os produtos vão sendo formados e a velocidade inicial é zero e vai aumentando até igualar com a velocidade dos reagentes. Neste momento, as velocidades permanecerão iguais e constantes. As concentrações também serão constantes. Quando as velocidades dos produtos e dos reagentes chegam neste ponto, dizemos que a reação está em equilíbrio.
Reações Irreversíveis
Contudo, em certas reações, como a de combustão, virtualmente 100% dos reagentes são convertidos em produtos, e não se observa ocorrer o contrário (ou pelo menos não em escala mensurável); tais reações são chamadas de irreversíveis
Classificação do Equilíbrio
Pode-se classificar os equilíbrios em função das fases das substâncias envolvidas na reação química.
Equilíbrio Homogêneo
É aquele onde todas as substâncias estão na mesma fase (estado físico). Geralmente, ocorrem em sistemas gasosos e aquosos.
Exemplos:
H2(Aq) + I2(g) ↔ 2HI(g)
HCl(Aq) ↔ H+(Aq) + Cl-(Aq)
Equilíbrio Heterogêneo
É aquele onde as substâncias estão em fases diferentes. Geralmente, envolvem substâncias sólidas e líquidas.
Exemplos:
Mg(OH)2(s) ↔ Mh2+(Aq) + 2OH-(Aq)
C(S) + O2(g) ↔ 2CO(g)
Constante de Equilíbrio (Kc)
Observe a seguinte reação química.
Sendo a reação direta 1 e a reação inversa 2.
N2(g) +3H2(g) ↔ 2NH3(g)
De acordo com a lei cinética ou lei da velocidade:
V1=K1·[N2] +[3H2]³	V2=K2·[ NH3]² 
No instante do equilíbrio: 
V1=V2	K1·[N2] +[3H2]³= K2·[ NH3]²
Isolando K: 
 A divisão de duas constantes, em matemática origina uma terceira constante:
KC = constante de equilíbrio em função das concentrações
Então:
Conhecendo-se o valor das concentrações das substâncias no momento do equilíbrio, pode-se calcular a constante KC. A constante de equilíbrio não possui unidade, é adimensional. 
A constante de equilíbrio KC é dada pela razão (divisão) das concentrações dos produtos pela concentração dos reagentes da reação direta, elevados a expoentes iguais aos seus coeficientes estequiométricos da reação química.
Esta fórmula representa a Lei da ação das massas ou a Lei de Guldberg-Waage.
Propriedades das Constantes
É possível, a partir das constantes de equilíbrio da reação direta, obter a constante de equilíbrio da reação inversa. Também podemos multiplicar as constantes.
1. Reação Inversa
Seja a reação química:
A+BC	Kc=x
CA+B	Kc=1/x
Exemplo:
N2(g) +3H2(g) ↔ 2NH3(g)
 A sua reação inversa será:
2NH3(g) ↔ N2(g) +3H2(g)
2. Adição de uma Reação
Se duas reações são adicionadas, o novo KC será o produto das constantes originais.
K3= K1·K2
3. Multiplicação de uma Reação
Se duas reações são multiplicadas por um determinado número, a sua nova KC será elevada à este valor.
Veja o modelo:
A+B ↔ C	Kc=x
2A+2B ↔ 2C	Kc=x²
4. Divisão de uma Reação
Se duas reações são divididas por um determinada número, a sua nova KC será a sua raiz.
Veja o modelo:
A+B ↔ C	Kc=x
5. Reação com Substância Pura Líquida ou Sólida
As substâncias puras líquidas e sólidas possuem concentração constante, onde o valor está incorporado ao da constante KC. Por este motivo, nas expressões de constante de equilíbrio, não se coloca as suas concentrações no cálculo da KC.
Exemplo:
6. Constante de Equilíbrio em Função das Pressões Parciais(Kp)
Se uma determinada reação química apresentar substânciasno estado gasoso, a constante de equilíbrio pode ser dada em função das suas pressões parciais.
Exemplo:
Para o cálculo da pressão parcial, utiliza-se o conceito de fração molar (x). 
Calcula-se a fração molar e em seguida, a pressão parcial do gás.
Exemplo:
3 mols de PCl5(g) são colocados em um recipiente, atingindo o seguinte equilíbrio:
PCl5(g) ↔ PCl3(g)+ Cl2(g)
No momento do equilíbrio, 60% do reagente sofre dissociação. Sabendo que a pressão total do sistema é 4,8atm, calcule o valor de KP:
1°) calcular a quantidade de mols, sendo 60%:
2°) montar a tabela do equilíbrio químico:
	 
	PCl5
	PCl3
	Cl2
	Início
	3
	0
	0
	Reagiu/Formou
	1,8
	1,8
	1,8
	Equilíbrio
	3 -1,8=1,2
	1,8
	1,8
3°) calcular as frações molares:
nT = número total de mols
4°) calcular a pressão parcial dos gases:
PT=4,8atm
=· PT=0,25·4,8=1,2atm
=· PT=0,375·4,8=1,8atm
=· PT=0,375·4,8=1,8atm
O somatório das pressões parciais deve ser igual à pressão total:
Ou seja: 1,2+1,8+1,8=4,8 
5°) calcular a KP:
Deslocamento do Equilíbrio Químico
Para que um sistema esteja em equilíbrio químico, a velocidade da reação direta deve ser igual a velocidade da reação inversa. As condições que envolvem estas reações não devem ser modificadas. Caso isso ocorra, haverá uma alteração no equilíbrio. Estas modificações podem ser:
· Concentração de reagentes e produtos
· Pressão
· Temperatura
· Presença de catalisador
Estas modificações podem beneficiar a reação em um dos sentidos (direto ou inverso). Chamamos estas perturbações de deslocamento do equilíbrio.
Deslocamento do Equilíbrio é toda e qualquer alteração da velocidade da reação direta ou da reação inversa, causando modificações nas concentrações das substâncias e levando o sistema a um novo estado de equilíbrio químico.
Quando a velocidade da reação direta aumenta é porque o equilíbrio está se deslocando para a direita.
Quando a velocidade da reação inversa aumenta é porque o equilíbrio está se deslocando para a esquerda.
Princípio de Le Chatelier
O estudo dos deslocamentos de equi-líbrio foi desenvolvido pelo químico francês Le Chatelier.  É possível prever o que acontece com a reação, de acordo com a alteração que é feita.
Enunciado de Le Chatelier:
“Quando um fator externo age sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca, procurando minimizar a ação do fator aplicada.”
Influência da Concentração
Um aumento em qualquer das concentrações resulta em um deslocamento de equilíbrio para o outro lado. 
A retirada de alguma substância provoca o deslocamento para o seu lado. 
Durante as modificações, os valores de todas as concentrações são alteradas, porém o valor de KC mantém-se o mesmo.
Sendo:
[R]= Concentração dos Reagentes
[P]= Concentração dos Produtos
↑[R]= Desloca Eq. Para a Direita
↓[R]= Desloca Eq. Para a Esquerda
↑[P]= Desloca Eq. Para a Esquerda
↓[P]= Desloca Eq. Para a Direita
Se aumenta a concentração de reagente, a reação precisa produzir mais quantidade de produto, por isso desloca-se para a direita.
Se diminui a concentração de reagente, a reação precisa produzir mais quantidade do próprio reagente, por isso desloca-se para a esquerda.
Se aumenta a concentração de produto, a reação precisa produzir mais quantidade de reagente, por isso desloca-se para a esquerda.
Se diminui a concentração de produto, a reação precisa produzir mais quantidade do próprio produto, por isso desloca-se para a direita.
Influência da Pressão
A pressão de um gás está associada ao volume deste gás. 
O aumento da pressão beneficia a reação com menor volume e a diminuição da pressão beneficia a reação com maior volume.
Aumento do volume do gás = EXPANSÃO
Diminuição do volume do gás = CONTRAÇÃO
↑P =↓V = Contração
↓P = ↑V = Expansão
Seja a reação química:
N2(g) +3H2(g) ↔ 2NH3(g)
1 mol 3mol 2mol
1V 3V 2V
4 Volumes 2Volumes
O volume ocupado por regentes e produtos, obedece à proporção estequiométrica. Neste caso, o produto possui menor volume. Com um aumento da pressão, o equilíbrio será deslocado para o sentido dos produtos, sentido direito, porque tem menor volume.
Aumento da pressão = EQ para lado com menor volume
Diminuição da pressão = EQ para lado com maior volume
Para estas alterações, não há modificação no valor da KC.
Influência na Temperatura
É a única alteração que pode modificar o valor da KC.
Reação Endotérmica: ↑T =↑KC ou ↓T =↓KC
Reação Exotérmica: ↑T =↓KC ou ↓T =↑KC
O aumento da temperatura beneficia a reação endotérmi-ca.
A diminuição da temperatura beneficia a reação exotérmi-ca.
Influência da Presença de Catalisador
A presença de um catalisador (substância química que acelera a reação química) não altera o valor da KC. O catalisador promove a diminuição do momento do equilíbrio. Altera tanto na reação direta como na reação inversa.
Resumo de Deslocamento de Equilíbrio Químico
	Perturbação Externa
	Deslocamento do Equilíbrio
	Alteração de Kc ou Kp
	Adição de um participante
	No sentido oposto ao do participante
	Não
	Retirada de um participante
	No sentido do participante
	Não
	Aumento da pressão total
	No sentido do menor volume
	Não
	Diminuição da pressão total
	No sentido do maior volume
	Não
	Aumento da temperatura
	No sentido endotérmico
	Sim
	Diminuição de temperatura
	No sentido exotérmico
	Sim
	Presença de catalisador
	Não
	Não
Constante de Acidez (Ka) e Constante de Basicidade (Kb)
Quando um ácido entra em contato com água dizemos que ocorreu uma ionização. Para as bases, utilizamos o termo dissociação. Veja o que acontece quando ácido clorídrico é adicionado em água:
HCl(Aq)+H2Ol H(Aq)++ Cl(Aq)-
A sua constante de equilíbrio é dada por:
Observe que a substância líquida água não deve participar da constante de equilíbrio porque a sua concentração é constante. Então se a concentração de água for multiplicada por KC, teremos o aparecimento de uma nova constante, a constante de acidez, Ka.
A constante de acidez indica a força do ácido. Quanto menor o valor do Ka, mais fraco é o ácido. Menos ionizado é este ácido. Utiliza-se esta constante para os ácidos fracos. Ácidos fortes não têm Ka, já que dissociam completamente e não apresentam equilíbrio (reação direta e inversa).
A constante de acidez está ligada ao grau de ionização de um ácido.
Quanto maior o Ka, maior é o grau de ionização, portanto, ácido forte.
Quanto menor o Ka, menor o grau de ionização, portanto, ácido fraco.
Observe a tabela de ácidos com diferentes valores de Ka e sua força ácida:
	ÁCIDOS
	Ka (25°C)
	FORÇA ÁCIDA
	HClO4
	10+10
	Muito Forte
	HCl
	10+7
	Muito Forte
	H2SO4
	10+3
	Forte
	H2SO3
	1,5.10-2
	Forte
	H3PO4
	7,6.10-3
	Fraco
	HNO2
	4,3.10-4
	Fraco
	HF
	3,5.10-4
	Fraco
	CH3COOH
	1,8.10-5
	Fraco
	H2CO3
	4,3.10-7
	Fraco
	H2S
	1,3.10-7
	Fraco
	HCN
	4,9.10-10
	Muito Fraco
Podemos utilizar, também para demonstrar o valor da constante de acidez, a constante de ionização, Ki.
A constante de basicidade é dada por Kb, e indica a força da base e o seu grau de dissociação. É semelhante ao Ka, porém agora, refere-se às bases.
Efeito do Íon Comum
Em um equilíbrio de íons, a adição de espécies químicas pode contemplar íons que já existam no sistema ou não. Se o íon adicionado já existe no equilíbrio (íon comum), seu comportamento será como na adição de qualquer substância que já existe na reação. Se for adicionada alguma espécie que não possui no sistema e ela reagir com algum presente no equilíbrio, devemos estudar o efeito da diminuição da concentração desta segunda substância. Se a substância adicionada não reagir no equilíbrio, seu acréscimo não modificará o sistema.
Veja o exemplo a seguir:
2CrO4(Aq)2-+2H(Aq)-2Cr2O7(Aq)2-+H2O(Aq)
Amarelo		 Laranja
De acordo com o lado que o equilíbrio se desloca, a solução troca de cor.
Veja o que pode acontecer se for adicionado a esta reação:
· Adição de HCl(aq): O ácido HCl se ioniza formando o íon cátion H+(aq). Provoca, portanto o aumento da concentração deste íon no sistema. Desloca o equilíbrio para a direita, até consumir o excesso adicionado. O íon H+(aq) é o íon comum ao sistema.
· Adição de NaOH–: a base NaOH se dissociaformando o íon ânion OH-(aq) que reage com o cátion H+(aq), provocando a formação de água e diminuindo a concentração de H+(aq). Desloca o equilíbrio para a esquerda para repor a quantidade removida deste íon. O íon OH-(aq) é o íon não-comum ao equilíbrio.
Equilíbrio Iônico da Água (KW)
A água pura se ioniza muito fracamente da seguinte forma:
H2O(L) H(Aq)++ OH(Aq)-
A constante de equilíbrio KC é dada pela expressão:
Como a água está no estado líquido, a sua concentração mantém-se constante então não participa da fórmula e podemos multiplicá-la pelo KC obtendo uma nova constante. Neste caso, a KW, ou seja, o produto iônico da água.
O KW é a constante de equilíbrio iônico da água. A letra w vem da palavra inglesa water que significa água. 
Esta constante depende da temperatura. A 25°C a constante de equilíbrio iônico da água vale:
Kw=1∙10-14
A unidade é adimensional, assim como as demais constantes de equilíbrio.
Veja algumas constantes para temperaturas diferentes:
	TEMPERATURA (°C)
	KW
	0
	0,11∙10-14
	40
	3,0∙10-14
	100
	51,3∙10-14
Tipos de Soluções Aquosas
As soluções aquosas das substâncias químicas podem ser classificadas em três tipos: 
1. Solução ácida
2. Solução básica
3. Solução neutra
Solução Ácida
É a solução que contém a concentração do íon H+ maior do que a concentração do íon OH-.
[H(Aq)+] > [OH(Aq)-]
Solução Básica
É a solução que contém a concentração do íon OH- maior do que a concentração do íon H+.
[H(Aq)+] < [OH(Aq)-]
Solução Neutra
É a solução que contém a concentração do íon OH- igual à concentração do íon H+. 
 [H(Aq)+] = [OH(Aq)-]
Produto Hidrogeniônico (pH)
Sendo KW = [H+]·[OH-] e KW =1.10-14, calcule o valor da con-centração de íons H+ e de íons OH-:
H2O(L) H(Aq)++ OH(Aq)-
[H(Aq)+]=[OH(Aq)-]
KW = [H+]·[OH-]
KW =1.10-14
[H+]·[H+]=1.10-14
[H+]²=1.10-14
[H+]=
Então se 1.10-7 é a solução neutra. Se houver maior quantidade de íons H+, a solução será ácida. Se houver maior quantidade de íons OH-, a solução será básica. Os químicos inventaram uma maneira mais simplificada para expressar esses valores. Foi utilizado o conceito de pH para calcular a quantidade de íons nestas soluções aquosas. 
pH é o produto hidrogeniônico da água e é uma escala criada para medir a acidez de soluções aquosas. 
pOH mede a quantidade de íon OH- nas soluções aquosas.
pH = -log[H+]
pH + pOH=14
pOH = -log[OH-]
Veja a escala feita com os valores calculados anterior-mente:
	CONCENTRAÇÃO (mol/L)
	TIPO DE SOLUÇÃO
	pH
	1.10-14
	Básica
	14
	1.10-7
	Neutra
	7
	1.10-1
	Ácida
	1
A faixa de pH varia de 0 a 14. O logaritmo é uma função utilizada para reduzir a escala.
De acordo com cada pH, há um tipo de solução:
	0  1  2  3  4  5  6
	7
	8  9  10  11  12  13  14
	Ácida
	Neutra
	Básica
A determinação do pH hoje em dia, é muito importante, como por exemplo, em piscinas, num aquário, no solo, em um rio, no nosso organismo, etc. Pode-se determinar se uma solução é mais ácida ou mais básica.
Observe a tabela com diferentes valores de pH encontrados no nosso cotidiano:
	SISTEMA
	pH a 25°C
	Água de bateria
	1,0
	Suco gástrico
	1,6
	Suco de limão
	2,2-2,4
	Vinagre
	2,6-3,0
	Suco de laranja
	3,0-4,0
	Vinho
	3,5
	Cerveja
	4,0
	Chuva ácida
	4,0
	Café
	5,0
	Saliva
	6,5
	Leite de vaca
	6,7
	Água pura
	7
	Água potável
	7,2
	Sangue e lágrima
	7,4
	Clara do ovo
	8,0
	Água do mar
	8,0
	Creme dental
	9,9
	Sabonete
	10,0
	Leite de magnésia
	10,5
	 Alvejante
	12,0
	Soda cáustica “diabo-verde”
	14,0
Resumindo:
	Água Pura
	pH = 7
	pOH = 7
	Solução ácida
	pH < 7
	pOH > 7
	Solução básica
	pH > 7
	pOH < 7
 
Exemplo:
1) Calcule o pH de uma solução 0,1mol/L de NaOH:
[0,1mol/L]=[OH-]
pOH = -log[OH-]
pOH = -log[0,1]
pOH = 1
pH + pOH=14
pH + 1=14
pH =14-1
pH =13
Observe que a mesma concentração da solução de NaOH é a mesma concentração de íons OH-. 
2) Calcula-se primeiro o pOH e em seguida o pH.
Calcule o pH de uma solução 0,002mol/L de HCl. Dado: log 2 = 0,3
pH = -log[H+]
pH = -log[0,002]
pH = 2,6
A concentração da solução é igual a concentração de íons H+.
Como medir o pH na prática?
O aparelho utilizado para medir o pH é o peagâmetro. 
São aparelhos que medem a condutividade elétrica da solução e possuem uma escala já graduada em valores de pH.
Coloca-se o eletrodo dentro da solução que deseja-se descobrir o pH e faz-se a leitura do peagâmetro.
 
 
 Também é utilizado diversos indicadores ácido-base (substâncias orgânicas que mudam de cor em contato com substância ácida e básica), como a fenolftaleína, azul de bromotimol, alaranjado de metila.  
Veja a coloração que os principais indicadores podem adquirir ao entrar em contato com um ácido ou uma base:
	Indicador
	Ácido
	Base
	Neutro
	Fenolftaleína
	Incolor
	Rosa
	Incolor
	Tornassol
	Rosa
	Azul
	-
Fenolftaleína em meio básico
Geralmente, a viragem de pH destes indicadores ocorre em faixas de pH diferentes.
Utiliza-se muito também os indicadores universais, que são mistura de várias substâncias indicadoras. É uma escala com valores de pH e cores. A cor destes indicadores varia gradativamente, mostrado qual é o pH da solução. É muito utilizado em laboratórios químicos.
Outro indicador muito utilizado em laboratórios é o papel tornassol, que é um papel filtro impregnado com tornassol. É impróprio para indicar um valor exato de pH. Mostra apenas se a solução é ácida ou básica.
Se o papel fica vermelho, a solução é ácida. Se o papel fica azul, a solução é básica.
Indicadores Ácido-Base e pH
Os indicadores ácido-base são substâncias orgânicas que ao entrar em contato com um ácido ficam com uma cor e ao entrar em contato com uma base ficam com outra cor. Assim, para saber se uma substância é ácido ou base, podemos utilizar um indicador orgânico para identificar a função química. 
São exemplos de indicadores ácido-base: fenolftaleína, alaranjado de metila, papel tornassol, azul de bromotimol. 
Alguns indicadores naturais também podem ser utilizados, como o repolho roxo e a flor hortência e o hibisco.
Para os outros indicadores:
· Repolho roxo, em meio aquoso, fica vermelho em contato com ácido, verde em contato com base e vermelho quando neutro.
· Alaranjado de metila fica vermelho em contato com ácido, amarelo-laranja em base e quando neutro;
· O azul de bromotimol fica amarelo em ácido, e azul em base e quando neutro;
· A flor hortência fica azul em meio ácido e rosa em base;
· O hibisco ou mimo-de-vênus, que possui a cor rosa, fica vermelho-alaranjado em contato com ácido e verde em meio básico.
Alguns indicadores ácido-base são tão eficientes que indi-cam até mesmo o grau de acidez ou alcalinidade (basici-dade) das substâncias. Este grau é chamado do pH (produto hidrogeniônico) que mede a quantidade do cátion H+ das soluções.
 Existe uma escala de acidez e alcalinidade que vai de zero a quatorze. O maior número indica solução básica (alcalina) e o menor número indica uma solução ácida. Se o valor de pH for sete, ou seja, a metade, então a solução não é nem ácida e nem básica, ela é neutra. 
Quanto mais a solução se aproxima de zero, mais ácida ela é. Quanto mais a solução se aproxima do quatorze, mais básica ela é.
Escala de pH
Na prática, o pH pode ser medido com indicadores ácido-base e também através de aparelhos que medem a condutividade elétrica das soluções. 
Os indicadores mudam de cor em diferentes valores de pH. Para essa mudança de cor damos o nome deviragem e para o valor do pH damos o nome de ponto de viragem.
Veja alguns exemplos diários de valores de pH:
	CARÁTER ALCALINO
	PRODUTO
	14
	Solução de soda cáustica (NaOH)
	13
	 Lixívia
	12
	Água de cal
	11
	Detergente 
	10
	Creme dental alcalino
	9
	Água do Mar 
	8
	Solução aquosa de NaHCO3
	7
	Água Pura 
	6
	Água da torneira, água da chuva
	5
	Refrigerantes
	4
	Chuva ácida
	3
	Vinagre
	2
	Suco de limão
	1
	Suco gástrico (HCl)
	0
	Solução aquosa de HCl
 
Teoria Modernas de Ácido e Base
De uma maneira geral, sabemos que ácido é toda substância que em água produz um cátion H+ e que base é toda a substância que em água produz um ânion OH-. Esta teoria foi utilizadadurante muito tempo para explicar o conceito de ácido e de base. É a Teoria de Arrhenius.
Mas surgiram, com o passar dos tempos, novas teoria relacionadas a ácido e base. São as chamadas Teorias Mo-dernas Ácido-Base.
São elas: 
- Teoria de Bronsted-Lowry
- Teoria de Lewis
Antes, vamos relembrar a Teoria de Arrhenius:
Teoria de Arrhenius
Baseado em seus experimentos com condutividade elétrica em meio aquoso, o químico, físico e matemático sueco Svante August Arrhenius (1859-1927) propôs, em 1884, os seguintes conceitos para definir ácidos e bases.
Os ácidos e as bases são eletro-litos, que em contato com a água liberam íons.
Quando um ácido libera íons em solução aquosa, acontece uma io-nização. 
Exemplo:
HCl + H2O → H++Cl-
Na realidade, libera o íon hidrônio (H3O+) assim:
HCl + H2O →  H3O+  +  Cl-
Quando uma base libera íons em solução aquosa, acontece uma dissociação.
Exemplo:
NaOH + H2O →Na+ + OH-
Ácido de Arrhenius – é toda substância que em água produz um cátion H+.
Base de Arrhenius – é toda a substância que em água produz um ânion OH-.
Teoria de Bronsted-Lowry
Esta teoria é baseada nos estudos dos químicos Johannes Nicolaus Bronsted e Thomas Martin Lowry. Juntos eles definiram ácido e base na ausência de água, que não é explicado pela Teoria de Arrhenius. 
De forma independente, dois químicos, o dinamarquês Johannes Nicolaus Brönsted (1879-1947) e o inglês Thomas Martin Lowry (1874-1936), propuseram no mesmo ano uma teoria sobre o conceito de ácidos e bases. A teoria anteriormente reconhecida, a teoria de Arrhenius, apesar de bem útil, era limitada a soluções aquosas; já a que eles criaram era mais abrangente. Essa teoria recebeu o nome de Teoria de Brönsted-Lowry.
A teoria é baseada em doar ou receber 1 próton.
· Ácido de Bronsted-Lowry – é toda a espécie química que doa 1 próton.
· Base de Bronsted-Lowry – é toda a espécie química que recebe 1 próton.
Exemplo:
 doa         recebe          doa         recebe             
HCl    +    NH3     ↔     NH4+   +  Cl-
ácido        base             ácido      base
Neste caso, o HCl doa 1 próton para a amônia (NH3). Na reação reversa, o NH4+ é quem doa 1 próton para o íon Cl-.
Os ácidos e bases de Bronsted-Lowry formam pares conjugados. Sempre um ácido e uma base. O ácido da primeira reação e a base que formou.
Assim:
· HCl e Cl- são pares conjugados. 
O HCl é o ácido conjugado da sua base conjugada Cl-.
· A NH3 e NH4+ são pares conjugados.
· A NH3 é a base conjugada do seu ácido conjugado NH4+.
Exemplo:
HCl + H2O →  H3O++ Cl-
 ácido   base
Reação inversa:
H3O++ Cl- → HCl + H2O
 ácido    base
Nesta reação inversa, o íon hidrônio (H3O+) doou um próton para o íon cloreto (Cl-), assim o hidrônio é o ácido e o cloreto é a base de Brönsted. Forma-se o par ácido-base conjugado: HCl e Cl-; e um segundo par conjugado ácido-base: H2O e H3O+. Chama-se de par conjugado, porque em ambos os casos, um doa o próton e se transforma no outro: o HCl doa o próton e se transforma em Cl- e o H3O+doa o próton e se transforma em H2O.
Neste caso, o cloreto de hidrogênio atua como um ácido de Brönsted e a água como uma base de Brönsted, pois, quando gasoso, o cloreto de hidrogênio permanece intacto, mas quando dissolvido em água, o átomo de hidrogênio forma uma ponte de hidrogênio com o átomo de oxigênio de uma molécula de água e, desta forma, um próton (H+) migra para a molécula de água, que atua como a base porque recebeu o próton.
Diferentemente da teoria de Arrhenius, na de Brönsted-Lowry um ácido pode atuar como uma base, o conceito de ácido e base é relativo: dependem da espécie química com a qual a substância está reagindo para saber se ela é acida ou básica.
Por exemplo, no caso acima, a água foi a base, mas se ela estiver reagindo com a amônia, ela se comportará como o ácido, pois será protonada pela água, conforme a reação abaixo mostra:
NH3 + H2O → NH4+ + OH-
base   ácido
Quando uma substância se comporta assim como a água, podendo ser ácido ou base, ela é chamada de substância anfótera.
Teoria de Lewis
O químico norte-americano Gilbert Newton Lewis, desenvolveu uma teoria ácido-base relacionada ao par de elétron.
Ácido de Lewis – é a espécie química que recebe o par de elétrons numa reação química.
Base de Lewis - é a espécie química que doa o par de elétrons numa reação química.
Exemplo: 
 Doa recebe:
NH3     +    H+       ↔    NH4+
 base       ácido 
O par eletrônico é representado por “:”. De maneira geral, a reação de neutralização pode ser dada por:
A + :B = A:B
O composto A:B recebe nomes diversos, tais como: aduto, sal, complexo, complexo ácido-base, complexo doador-aceitador etc.
Veja um exemplo desse tipo de reação:
Teoria de Arrhenius
Teoria de Bronsted-Lowry
Teoria de Lewis
Quadro-resumo das teorias ácido-base
	TEORIA
	ÁCIDO
	BASE
	ARRHENIUS
	Libera H+ em so-lução aquosa    
	Libera OH- em solução aquosa    
	BRONSTED-LOWRY
	Doa 1 próton
	Recebe 1 próton
	LEWIS
	Recebe par de e-létrons
	Doa par de elé-trons
 
Questão 1
(Unisinos-RS) Na química ambiental, particularmente no controle da ocorrência da chuva ácida, têm particular importância as reações entre os gases monóxido de nitrogênio, NO(g), e oxigênio, O2(g), para originar o dióxido de nitrogênio, NO2(g), o qual se combina com a água e forma o ácido nítrico, HNO3(aq), segundo as reações assim equacionadas:
2 NO(g)+ 1 O2(g) ↔ 2 NO2(g) + 27 kcal
3 NO2(g)+ 1 H2O (l) ↔ 2 HNO3 (aq) + 1 NO (g)
Quando essas reações ocorrem em um recipiente fechado, analisando os fatores considerados:
1. Injeção de O2(g);
2. Elevação da pressão;
3. Redução da temperatura;
4. Redução da pressão;
5. Elevação da temperatura.
Indique aquele(s) que, atuando sobre o equilíbrio I, tende(m) a reduzir a produção de ácido nítrico no equilíbrio II.
a) Somente 1
b) Somente 2 e 5
c) Somente 4 e 5
d) Somente 1,2 e 4
e) Somente 1,3 e 5
Questão 2
(UFMT) Um sistema está em equilíbrio quando todas as suas propriedades são as mesmas em todos os seus pontos e não variam com o tempo.
Em relação ao equilíbrio químico:
N2(g) + 3 H2(g) ⇔ 2 NH3(g),
pode-se afirmar:
a) Diminuindo a quantidade de NH3(g), o equilíbrio se desloca para a direita.
b) Aumentando a quantidade de H2(g), o equilíbrio se desloca para a direita.
c) Diminuindo a quantidade de N2(g), o equilíbrio se desloca para a esquerda.
d) Aumentando ou diminuindo as quantidades das espécies químicas dessa equação, o equilíbrio não se altera.
Questão 3
O ozônio é formado quando o oxigênio é submetido a alguns tipos de radiação ultravioleta por meio da seguinte reação endotérmica:
3 O2(g) ⇔ 2 O3(g)
Considerando o Princípio de Le Chatelier, diga qual(is) da(s) situação(ões) abaixo favorecem a formação do ozônio:
a) Aumento da temperatura.
b) Diminuição da temperatura.
c) Aumento da pressão.
d) Diminuição da pressão.
e) Aumento da concentração de gás ozônio. 
Questão 4
O dióxido de nitrogênio é um gás de cor castanha que se transforma parcialmente em tetróxido de dinitrogênio, um gás incolor. O equilíbrio entre essas espécies pode ser representado por:
2 NO2(g) ⇔ N2O4(g) ΔH < 0
Indique qual(is) alternativa(s) está(ão) correta(s):
a) o aumento da concentração de NO2(g) favorecerá a reação inversa.
b) o aumento da temperatura favorecerá a reação direta.
c) o aumento da pressão favorecerá a reação direta.
d) a diminuição da concentração de N2O4(g) favorecerá a reação inversa.
e) o aumento da temperatura diminuirá o valor numérico da constante de equilíbrio.
Questão 5
Observe o seguinte equilíbrio:
2 SO2(g) + O2(g) ↔ 2 SO3(g)          ∆H < 0
Marque a(s) alternativa(s) que causariam a diminuição da constante de equilíbrio (Kc):
a) Quando se aumenta a concentração do dióxido de enxofre.
b) Quando se diminui a concentração do trióxido de enxofre.
c) Quando se aumenta a pressão do sistema.
d) Quando se aumenta a temperatura do sistema.
e) Quando se diminui a temperatura do sistema.
 
Questão 6
Considerando o equilíbrio
2 H2S(g) + 3 O2(g) ↔ 2 H2O(g) + 2 SO2(g)         ∆H = -1036 kJ
 e seguindo o Princípio de Le Chatelier, coloque aletra “E” nas alternativas em que o equilíbrio químico é deslocado para a esquerda e “D” quando ele é deslocado para a direita:
(  ) diminui-se a temperatura do sistema.
(  ) aumenta-se a pressão do sistema.
(  ) adiciona-se dióxido de enxofre ao sistema.
(  ) retira-se gás oxigênio do sistema.
(  ) adiciona-se um gás inerte ao sistema, sem alterar o volume do sistema.
Questão 7
(Cesgranrio-RJ) O gráfico seguinte refere-se ao sistema químico
H2(g) + I2(g) ↔ 2 HI(g)
ao qual se aplica o Princípio de Le Chatelier.
Analise o gráfico e indique a opção correta:
a) A adição de I2(g) em t1 aumentou a concentração de HI(g).
b) A adição de H2(g) em t2 aumentou a concentração de I2(g).
c) A adição de H2(g) em t2 levou o sistema ao equilíbrio.
d) A adição de H2(g) em t1 aumentou a concentração de HI(g).
e) A adição de HI(g) em t2 alterou o equilíbrio do sistema.
Questão 8
(UEPI) É muito comum as donas de casa, após a limpeza do peixe, usarem limão para remover o cheiro deixado em suas mãos. A maioria delas não tem uma explicação científica para o fato. Entretanto, sabe-se que o cheiro é causado pelo composto metilamina, de fórmula CH3 – NH2, cuja equação de equilíbrio é representada a seguir:
CH3 ─ NH2(aq) + H2O(l) ↔ CH3 ─ NH3(aq)+ + OH–(aq)
Segundo o Princípio de Le Chatelier, o cheiro desaparece porque:
a) A adição do limão (H+) neutraliza íons OH– , deslocando o equilíbrio para a direita, consumindo a metilamina.
b) A adição do limão (H+) neutraliza o íon OH–, deslocando o equilíbrio para a direita, consumindo o CH3 ─ NH3+.
c) A adição do limão (H+) neutraliza o íon, deslocando o equilíbrio para a esquerda, formando solução aquosa.
d) A adição do limão (H+) neutraliza o íon OH–, deslocando o equilíbrio para a esquerda, retirando a metilamina.
e) A adição do limão (H+) neutraliza o íon OH–, deslocando o equilíbrio para a esquerda, diminuindo a concentração de H2O.
Questão 9
(ITA-SP) As opções a seguir se referem a equilíbrios químicos que foram estabelecidos dentro de cilindros providos de êmbolo. Se o volume interno em cada cilindro for reduzido à metade, a temperatura permanecendo constante, em qual das opções a seguir o ponto de equilíbrio será alterado?
a)H2(g) + I2(g)↔ 2 HI(g)
b) CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g)
c) PbS(s) + O2(g) ↔ Pb(s) + SO2(g)
d) CH4(g) + 2 O2(g) ↔ CO2(g) + 2 H2O(g)
e) Fe2O3(s) + 3 CO(g) ↔ 2 Fe(s) + 3 CO2(g)
Questão 10
(UFPA) Um sistema químico, a certa temperatura, contém os gases F2(g), O2(g)e OF2(g) em equilíbrio, de acordo com a equação:
2 F2(g) + 1 O2(g) + 11,0 kcal ↔2 FO2(g)
Analisando o sistema, podemos afirmar que:
I. Se aumentarmos a temperatura do sistema, a concentração de OF2(g)aumentará.
II. Se aumentarmos a pressão sobre o sistema, a concentração de OF2(g)aumentará.
III. Se aumentarmos a pressão sobre o sistema, a constante de equilíbrio aumentará.
IV. Se adicionarmos ao sistema um catalisador adequado, a concentração de OF2(g) aumentará.
a) somente a afirmativa II está correta.
b) somente as afirmativas I e II estão corretas.
c) somente as afirmativas II e IV estão corretas.
d) somente as afirmativas I, II e III estão corretas.
e) todas as afirmativas estão corretas.
Questão 11
Observe o seguinte equilíbrio abaixo:
2 SO2(g) + O2(g) ↔2 SO3(g) ∆H < 0
Se aumentarmos a concentração do dióxido de enxofre, acontecerá o seguinte:
a) O equilíbrio se deslocará para a direita, aumentando a concentração de SO3 e diminuindo a concentração de O2.
b) O equilíbrio se deslocará para a esquerda, aumentando a concentração de O2 e diminuindo a concentração de SO3.
c) O equilíbrio se deslocará para a direita, diminuindo a concentração de SO3e aumentando a concentração de O2.
d) O equilíbrio se deslocará para a esquerda, mas todas as concentrações permanecerão inalteradas.
e) O equilíbrio não se deslocará porque somente a variação da temperatura afeta esse tipo de equilíbrio.
Questão 12
Considere o seguinte sistema em equilíbrio:
Reação em equilíbrio químico
Assinale as opções que aumentariam a concentração da amônia (NH3):
a) Aumentar a concentração do nitrogênio.
b) Diminuir a concentração do hidrogênio.
c) Aumentar a temperatura do sistema.
d) Diminuir a temperatura do sistema.
e) Aumentar a pressão sobre o sistema.
f) Diminuir a pressão sobre o sistema.
Questão 13
(UFRS) Uma reação química atinge o equilíbrio químico quando:
a) ocorre simultaneamente nos sentidos direto e inverso.
b) as velocidades das reações direta e inversa são iguais.
c) os reatantes são totalmente consumidos.
d) a temperatura do sistema é igual à do ambiente.
e) a razão entre as concentrações de reatantes e produtos é unitária.
Questão 14
(FATEC) Nas condições ambientes, é exemplo de sistema em estado de equilíbrio uma:
a) xícara de café bem quente;
b) garrafa de água mineral gasosa fechada;
c) chama uniforme de bico de Bunsen;
d) porção de água fervendo em temperatura constante;
e) tigela contendo feijão cozido.
Questão 15
Em relação a uma reação em equilíbrio químico, assinale a alternativa incorreta:
a) Não pode ocorrer troca de matéria com o ambiente.
b) A energia não é introduzida ou removida do sistema.
c) A soma das quantidades de matéria dos reagentes deve ser igual à soma das quantidades de matéria dos produtos da reação.
d) As propriedades macroscópicas do sistema não variam com o tempo.
e) A rapidez é a mesma nos dois sentidos da reação e as concentrações das espécies envolvidas permanecem inalteradas.
Questão 16
A produção de amônia em escala industrial é realizada pelo sistema de Haber-Bosh em que se controla a pressão e a temperatura, mantendo-se um sistema em equilíbrio formado entre os gases:
N2(g) + 3 H2(g) ↔ 2 NH3(g)
Esse processo fornece um rendimento em produtos da reação de 30%, mas é a melhor condição de produção. Sobre esse equilíbrio, podemos afirmar que:
a) [N2] = [H2].
b) [NH3] = constante.
c) [N2] = [NH3].
d) vinversa > vdireta.
e) vdireta > vinversa.   
Questão 17
Observe o gráfico abaixo de uma reação em que o equilíbrio químico é atingido:
Gráfico de um equilíbrio químico
Com base nesse gráfico, podemos afirmar que nesse equilíbrio:
a) a concentração de produtos é maior que a de reagentes.
b) a concentração de reagentes é maior que a de produtos.
c) as concentrações de reagentes e produtos são iguais.
d) a reação inversa ocorre com maior intensidade.
e) a reação inversa ocorre com menor intensidade.
Questão 18
O gráfico a seguir mostra a variação da concentração das espécies químicas de um sistema até chegar à situação de equilíbrio:
Gráfico de equilíbrio químico mostrando a variação da concentração com o tempo
Qual das alternativas abaixo indica corretamente a situação de equilíbrio?
Alternativas de questão sobre equilíbrio químico Título: Questão sobre equilíbrio químico
Questão 19
(UFRS) O gráfico a seguir representa a evolução de um sistema onde uma reação reversível ocorre até atingir o equilíbrio.
Gráfico de exercício sobre equilíbrio químico Título: Gráfico de exercício
Sobre o ponto t1, nesse gráfico, pode-se afirmar que indica:
a) uma situação anterior ao equilíbrio, pois as velocidades das reações direta e inversa são iguais.
b) um instante no qual o sistema já alcançou o equilíbrio.
c) uma situação na qual as concentrações de reagentes e produtos são necessariamente iguais.
d) uma situação anterior ao equilíbrio, pois a velocidade da reação direta está diminuindo e a velocidade da reação inversa está aumentando.
e) um instante no qual o produto das concentrações dos reagentes é igual ao produto das concentrações dos produtos.
Questão 20
(Fuvest-SP) No gráfico, estão os valores das pressões parciais de NO2 e de N2O4 para diferentes misturas desses dois gases, quando, a determinada temperatura, é atingido o equilíbrio:
Gráfico de pressões parciais de gases em equilíbrio Título: Gráfico de pressões Com os dados desse gráfico, pode-se calcular o valor da constante (Kp) do equilíbrio atingido naquela temperatura. Seu valor numérico é próximo de:
a) 1.
b) 2.
c) 4.
d) 8.
e) 12.
Questão 21
Considere a situação de equilíbrio abaixo:
H2(g)2H(g)
Temos acimaum processo endotérmico que representa a quebra da ligação covalente entre os dois átomos de hidrogênio. Assim, qual será a variação na constante de equilíbrio K para a reação de acordo com os seguintes critérios:
I- a temperatura (T) é elevada;
II- o volume (V) do sistema diminui
I- T aumenta                                        II- V diminui
a) K diminui                                         K diminui
b) K diminui                                         K aumenta
c) K não se modifica                             K não se modifica
d) K não se modifica                             K aumenta
e) K aumenta                                       K não se modifica
Questão 22
A equação abaixo representa o equilíbrio químico obtido pela mistura de uma solução de cloreto de cobalto II com outra solução de ácido clorídrico:
Em um experimento, a solução foi dividida em três partes, que, por sua vez, foram adicionadas a tubos de ensaio diferentes. Cada um dos três tubos de ensaio foi submetido a uma temperatura diferente, sob pressão ambiente, como podemos observar na ilustração abaixo:
Comparando a equação e a ilustração, assinale o que for correto:
a) O aumento da temperatura desloca o equilíbrio para a direita.
b) O aumento da temperatura desloca o equilíbrio para a esquerda.
c) O aumento da temperatura promove a ocorrência da coloração violeta no experimento.
d) A diminuição da temperatura desloca o equilíbrio para a direita.
e) nda.
Questão 23
(FATEC-SP) Uma das etapas do processo de produção do ácido sulfúrico é a obtenção de SO3 a partir do SO2:
2SO2(g)+ O2(g) 2SO3(g)
A tabela a seguir mostra a porcentagem de SO3 no equilíbrio, a várias temperaturas:
Três afirmações foram feitas a respeito desse equilíbrio:
I. As espécies que coexistem quando o equilíbrio é alcançado são: SO2 ,SO3 e O2.
II. A reação de formação do SO3 é exotérmica.
III. Nessa etapa do processo, o fabricante deve utilizar temperaturas entre 600 oC e 800 oC.
Sobre tais afirmações, os dados permitem concluir que:
a) apenas I está correta.
b) apenas III está correta.
c) apenas I e II estão corretas.
d) apenas I e III estão corretas.
e) as três estão corretas.
Questão 24
(INTEGRADO-RJ) Abaixo é apresentada uma reação química em equilíbrio:
2NO(g)+ O2(g) 2NO2(g) ΔH<0
Com o objetivo de deslocar esse equilíbrio no sentido da formação de dióxido de nitrogênio, deve-se:
a) diminuir a pressão e a temperatura
b) aumentar a pressão e a temperatura
c) aumentar a pressão e diminuir a temperatura
d) aumentar a pressão e diminuir as concentrações de NO e O2
e) aumentar a temperatura e as concentrações de NO e O2
Respostas
Resposta Questão 1
Alternativa “c”.
Os fatores que atuam no equilíbrio 1 de modo a reduzir a produção de ácido nítrico no equilíbrio II são aqueles que seguem o Princípio de Le Chatelier e deslocam o equilíbrio I no sentido da reação inversa, diminuindo a produção do gás dióxido de nitrogênio, NO2(g), ou seja, a elevação da temperatura (alternativa 5) e a redução da pressão (alternativa 4).
Veja como cada caso ocorre segundo o Princípio de Le Chatelier:
Injeção de O2(g): o aumento da concentração do gás oxigênio deslocará o equilíbrio para a direita a fim de que ele seja consumido. Isso aumentará a produção do dióxido de nitrogênio, NO2(g), que, por sua vez, reagirá no equilíbrio II para formar mais ácido nítrico.
Elevação da pressão: favorece a reação que ocorre com redução do volume, que, no caso do equilíbrio I, é a reação direta.
Redução da temperatura: favorece a reação exotérmica, que, no caso do equilíbrio I, é a reação direta.
Redução da pressão: favorece a reação que ocorre com expansão do volume, que, no caso do equilíbrio I, é a reação inversa.
Elevação da temperatura: favorece a reação endotérmica, que, no caso do equilíbrio I, é a reação inversa.
Resposta Questão 2
Alternativas “a”, “b” e “c”.
a) Correta. Diminuindo a quantidade de NH3(g), o equilíbrio desloca-se para a direita a fim de que mais NH3(g) seja formado.
b) Correta. Aumentando a quantidade de H2(g), o equilíbrio desloca-se para a direita a fim de que esse gás seja consumido e sua concentração diminua.
c) Correta. Diminuindo a quantidade de N2(g), o equilíbrio desloca-se para a esquerda para que esse gás seja produzido e sua concentração aumente.
d) Incorreta. Aumentando ou diminuindo as quantidades das espécies químicas dessa equação, o equilíbrio sempre se altera, pois, conforme o Princípio de Le Chatelier: “quando uma perturbação externa é imposta a um sistema químico em equilíbrio, este se deslocará de forma a minimizar tal perturbação”. Entre as perturbações que provocam essas alterações está a variação da concentração dos reagentes e produtos.
Resposta Questão 3
Alternativas “a” e “c”.
Veja:
a) Aumento da temperatura: favorece a reação endotérmica, que, nesse caso, é a reação direta, ou seja, produz mais ozônio.
b) Diminuição da temperatura: favorece a reação exotérmica, que, nesse caso, é a reação inversa, ou seja, o ozônio é consumido, diminuindo sua concentração.
c) Aumento da pressão: favorece a reação que ocorre com contração do volume, que, nesse caso, é a reação direta, isto é, de formação do ozônio:
3 O2(g)   ⇔    2 O3(g)
3 volumes      2 volumes
d) Diminuição da pressão: favorece a reação que ocorre com expansão do volume, que, nesse caso, é a reação inversa.
e) Aumento da concentração de gás ozônio: favorece o consumo do ozônio, deslocando o equilíbrio para a esquerda.
Resposta Questão 4
Alternativas “c” e “e”.
a) Incorreta. O aumento da concentração de NO2(g) favorecerá a reação direta, pois o NO2(g)será consumido.
b) Incorreta. O aumento da temperatura favorecerá a reação endotérmica, que é a inversa.
c) Correta. O aumento da pressão favorecerá o sentido de contração do volume, que, nesse caso, é a reação direta.
d) Incorreta. A diminuição da concentração de N2O4(g) favorecerá a reação direta para a formação de mais N2O4(g).
e) Correta. O aumento da temperatura diminuirá o valor numérico da constante de equilíbrio, pois essa constante é inversamente proporcional à temperatura.
Resposta Questão 5
Alternativa “d”.
As alternativas a, b e c estão incorretas porque qualquer variação da concentração dos reagentes ou dos produtos e da pressão do sistema não afeta a constante de equilíbrio, ela depende unicamente da temperatura.
A alternativa “c” está correta porque o ∆H é menor que zero, sendo a reação direta exotérmica e a inversa endotérmica:
Kc = __[ SO3]2__
        [SO2] . [O2]2
Portanto, se aumentarmos a temperatura, seguindo o Princípio de Le Chatelier, o equilíbrio se deslocará no sentido da reação que irá absorver calor, isto é, a endotérmica, que é a reação inversa. Com isso, a concentração do SO3 irá diminuir. Visto que Kc é diretamente proporcional ao [SO3], seu valor diminuirá.
A alternativa “e” está incorreta, porque quando a temperatura do sistema é diminuída, ocorre o inverso do que se acabou de explicar, o deslocamento será no sentido direto, favorecendo a reação exotérmica que libera calor. O valor de SO3 irá aumentar e, consequentemente, o Kc também.
Resposta Questão 6
(D) Visto que o ∆H é negativo, a reação direta é exotérmica e a inversa é endotérmica. Assim, quando se diminui a temperatura do sistema, ele segue o Princípio de Le Chatelier e desloca-se para o sentido da reação exotérmica que irá liberar calor, ou seja, para a direita.
(D) Se aumentarmos a pressão, o equilíbrio será deslocado no sentido de menor volume. Os reagentes possuem 5 volumes (2 moléculas de H2S(g) e 3 moléculas de O2(g)) e os produtos possuem 4 volumes (2 moléculas de H2O(g) e 2 moléculas de SO2(g)). Portanto, o equilíbrio se desloca para o sentido dos produtos, para a direita.
(E) Com o aumento da concentração [SO2], o equilíbrio é deslocado no sentido do consumo dessa substância, que é para a esquerda.
(E) Com a diminuição da concentração [O2], o equilíbrio é deslocado no sentido de sua formação, ou seja, para a esquerda.
Nesse caso, o equilíbrio não se desloca.
Resposta Questão 7
Alternativa “d”.
Em t1, o único que teve o valor daconcentração aumentada foi o H2(g).Seguindo então o Princípio de Le Chatelier, o equilíbrio deslocou-se no sentido do seu consumo, que é o direto, sendo que ele passou a reagir com o I2(g), produzindo o HI(g). Por isso, a concentração do HI(g) aumentou, enquanto as concentrações de H2(g) e I2(g) diminuíram.
Resposta Questão 8
Alternativa “a”.
A adição do limão (H+) neutraliza íons OH–, aumentando a concentração da água (H2O(l)), que irá seguir o princípio de Le Chatelier e reagir com a metilamina (que é o composto responsável pelo cheiro deixado pelo peixe nas mãos). Com isso, o equilíbrio será deslocado para a direita.
Resposta Questão 9
Alternativa “b”.
O ponto de equilíbrio será alterado, ou seja, haverá deslocamento do equilíbrio, pelo aumento da pressão apenas no sistema em que a reação ocorre com variação de volume dos reagentes para os produtos (considerando apenas substâncias que participam da reação na fase gasosa).
a) Reagentes (2 volumes) ↔ Produtos (2 volumes) 
b) Reagentes (0 volume) ↔ Produtos (1 volume)
c) Reagentes (1 volume) ↔ Produtos (1 volume)
d) Reagentes (3 volumes) ↔ Produtos (3 volumes)
e)Reagentes (3 volumes) ↔ Produtos (3 volumes)
Resposta Questão 10
Alternativa “b”.
2 F2(g) + 1 O2(g) + 11,0 kcal ↔2 FO2(g)
Kc = __[FO2]2__
         [O2] . [F2]
Item III: errado, pois a constante de equilíbrio só varia com a temperatura, ela não sofre variação com a variação da pressão;
Item IV: errado, pois o catalisador aumenta a velocidade das reações nos dois sentidos (direto e inverso) ao mesmo tempo, não alterando o equilíbrio.
Resposta Questão 11
Alternativa “a”.
Resposta Questão 12
Alternativas “a”, “d” e “e”.
Veja o que acontece em cada caso:
a) Correta. Se aumentarmos a concentração do nitrogênio, o equilíbrio deslocar-se-á no sentido da reação direta, isto é, de formação do produto, que é a amônia, e de consumo dos reagentes.
b) Incorreta. Diminuir a concentração do hidrogênio fará o equilíbrio deslocar-se no sentido da reação inversa, de consumo da amônia e formação de mais hidrogênio, assim a concentração da amônia diminuirá.
c) Incorreta. Aumentar a temperatura do sistema fará o equilíbrio deslocar-se no sentido da reação que absorve o calor, que é a endotérmica, isto é, a inversa, então a amônia será consumida e sua concentração diminuirá.
d) Correta. Diminuir a temperatura do sistema fará o equilíbrio deslocar-se no sentido da reação que libera calor, que é a exotérmica, isto é, a direta, então mais amônia será produzida e sua concentração aumentará.
e) Correta. Aumentar a pressão sobre o sistema deslocará o equilíbrio para o lado de menor volume, que é o da amônia, pois, nesse equilíbrio, temos:
Reagentes (4 volumes) ↔ Produtos (2 volumes)
f) Diminuir a pressão sobre o sistema deslocará o equilíbrio para o lado de maior volume, que é o dos reagentes, sendo que a amônia será consumida.
Resposta Questão 13
Alternativa “b”.
Resposta Questão 14
Alternativa “b”.
O estado de equilíbrio é caracterizado quando as taxas de desenvolvimento (velocidade) das reações direta e inversa igualam-se sob temperatura constante. Somente na alternativa “b” não há troca de calor com o ambiente, pois é um sistema fechado, enquanto as demais situações trocam matéria, calor e sofrem alteração na temperatura ao longo do tempo.
Resposta Questão 15
Alternativa “c”.
Essa alternativa está incorreta porque as concentrações em quantidade de matéria das substâncias envolvidas não precisam ser iguais, basta que permaneçam inalteradas depois que se atinge o equilíbrio químico.
Resposta Questão 16
Alternativa “b”. 
Resposta Questão 17
Alternativa “c”.
No gráfico, no instante te, as reações direta e inversa igualam-se; nesse caso, as concentrações dos reagentes e dos produtos são iguais. Assim, o equilíbrio não está deslocado para nenhum lado, a intensidade de ambas as reações é a mesma.
Resposta Questão 18
Alternativa “c”.
A partir do momento apresentado na alternativa “c”, a concentração dos reagentes (simbolizada pela letra “B”) e a concentração dos produtos (simbolizada pela letra “A”) permanecem constantes. 
Resposta Questão 19
Alternativa “d”. 
Resposta Questão 20
Alternativa “d”.
Kp = pN2O4
       (pNO2)2
Tomando-se um ponto na curva das pressões parciais, temos:
pN2O4 = 3,0 atm e pNO2 = 0,6 atm
Kp = 3,0
       (0,6)2
Kp ≈ 8,3 ou Kp ≈ 8
Resposta Questão 21
Letra e). O enunciado informa que o equilíbrio é endotérmico, logo, a reação direta é endotérmica e a inversa é exotérmica. A constante do equilíbrio é dada pela seguinte expressão:
K = [H]2
     H2
Conhecendo as características das reações (direta e inversa) e a expressão, quando a temperatura é aumentada (como informa o item I do enunciado), ela sempre desloca o equilíbrio no sentido da reação endotérmica (para a direita). Nesse exercício, teremos então o aumento da quantidade de H, que é o denominador, e, consequentemente, o aumento do valor de K.
Resposta Questão 22
Letra a). O equilíbrio químico fornecido apresenta coloração rosada em seu lado esquerdo e azul em seu lado direito. Quando analisamos a ilustração, vemos que a cor azul está no tubo de ensaio que foi aquecido, logo, devemos interpretar que o aumento da temperatura desloca o equilíbrio para o seu lado direito, que é o azul.
Resposta Questão 23
Letra c). A alternativa “c” está correta porque:
I- Verdadeiro. De acordo com a equação, as espécies que coexistem no equilíbrio são SO2,SO3 e O2.
II- Verdadeiro. De acordo com a tabela, quanto menor a temperatura, maior a porcentagem de SO3.
III- Na etapa foram utilizadas temperaturas entre 500 oC e 400 oC porque é nessa faixa que se produz mais SO3.
Resposta Questão 24
Letra c). Como o ΔH da reação é menor que zero, a reação direta é exotérmica e a inversa é endotérmica. Assim, como se deseja aumentar a formação do NO2, que está à direita, devemos deslocar o equilíbrio para o seu lado, o que é conseguido de acordo com as seguintes hipóteses:
diminuindo a temperatura;
aumentando as concentrações de NO ou O2 (como eles estão à esquerda, aumentando-os, deslocamos o equilíbrio para a direita);
Aumentando a pressão, pois deslocamos para o lado de menor volume (que é o da direita por ter apenas 2 mols ou 2 volumes).
Radioatividade
Alguns átomos, principalmente os de grande massa, se desintegram espontaneamente, manifestando radioatividade.
Pierre Curie e Marie Curie, o casal Curie estudou a radioatividade dos sais de urânio. Eles verificaram que todos os sais de urânio tinham a propriedade de impressionar chapas fotográficas.
Concluíram que o responsável pelas emissões era o urânio (U).
Fizeram muitas experiências, extraindo e purificando o urânio (U) a partir do minério pechblenda (U3O).
Observaram que as impurezas eram mais radioativas do que o próprio urânio. Separaram, em 1898, das impurezas, um novo elemento químico, o Polônio[footnoteRef:2] (Po) em homenagem à terra natal de Marie Curie, a Polônia. O Polônio é 400 vezes mais radioativo do que o urânio. [2: Pedra amarelada acima ] 
Mais experimentos foram feitos pelo casal e foi descoberto outro elemen-to químico, o Rádio[footnoteRef:3] (Ra), 900 vezes mais radioativo que o urânio. Este ele-mento torna luninescente (azulado) quando está no escuro e torna fluorescente algumas substâncias como ZnS, BaS, etc… [3: Cristais amarelados abaixo] 
Os átomos dos elementos radioativos são muito ins-táveis. Por este motivo, a radioatividade se manifesta pela emissão de partículas do núcleo do átomo ou de radiação eletromagnética.
Desintegração ou Decaimento Nuclear – processo onde os núcleos instáveis emitem partícula e ondas eletromag-néticas para conseguir estabilidade.
Só é radioativo o elemento que tem seu núcleo instável. A estabilidade do núcleo atômico é determinada pelo número de massa (A), ou seja, quantidade de prótons mais nêutrons. A estabilidade só é rompida nos átomos com número de massa muito grande. 
A partir do polônio (Po-84), todos os elementos têm instabilidade. 
Há alguns átomos mais leves com núcleos instáveis, em proporções mínimas. São os chamados isótopos radioativosou radioisótopos.
Desintegração Radiativa
Quando ocorre a desin-tegração, os núcleos libe-ram radiação em forma de partículas alfa (α), beta (β) e raios gama (γ).
Desintegração alfa
Consiste na emissão da partícula alfa (α). Esta partícula é carregada positivamente, sendo sua carga 2+. É formada por dois prótons e 2 nêutrons expelidos do núcleo.
Primeira Lei da Radioatividade / Lei de Soddy
“Quando um núcleo emite uma partícula alfa (α), seu número atômico diminui duas unidades e seu número de massa diminui 4 unidades.”
Exemplo:
átomo-pai       átomo-filho     partícula  alfa
Desintegração beta
Consiste na emissão de partícula beta (β). É formada por um elétron que é “atirado” em altíssima velocidade para fora do núcleo. Na verdade, o elétron não está no núcleo. O elétron é emitido por causa do núcleo instável.
Segunda Lei da Radioatividade / Lei de Soddy-Fajans-Russel
“Quando um núcleo emite uma partícula beta (β), seu número atômico aumenta uma unidade e seu número de massa não se altera.”
Exemplo: 
 
átomo-pai           átomo-filho      partícula beta
Lembre-se que a carga elétrica relativa do elétron é 1-.
Neste caso, o átomo-pai e o átomo-filho são isóbaros.
Os átomos de tório, césio e estrôncio emitem radiação β.
O tório-234, por exemplo, se transforma em protactínio-234 emitindo um elétron, partícula beta.
Desintegração gama
As emissões gama (γ) não são partículas. São ondas eletromagnéticas, assim como a luz ou ondas luminosas.
Possui um poder de penetração maior que a alfa e beta. Conseguem atravessar até 20cm no aço e 5 cm no chumbo (Pb). Por este motivo, estas emissões são muito perigosas do ponto de vista fisiológico. Podem danificar tecidos vivos e até matar.
A emissão gama (γ) não altera nem o número atômico e nem o número de massa.
O rádio-226, por exemplo, se transforma em radônio-222, emitindo radiação gama e também partículas alfa.
Decaimento, Meia-Vida vida-Média
Radioatividade – É a propriedade que os núcleos atômicos instáveis possuem de emitir partículas e radiações eletromagnéticas para se transformarem em núcleos mais estáveis. Para este fenômeno, damos o nome de reação de desintegração radioativa, reação de transmutação ou reação de decaimento. 
A reação só acaba com a formação de átomos estáveis.
Exemplos:
U -238 sofre decaimento até se transformar em Pb-206.
O tempo que os elementos radioativos levam para ficarem estáveis, varia muito.
Meia-Vida – É o tempo necessário para a metade dos isótopos de uma amostra se desintegrar.
Um conjunto de átomos radioativos pode estar se desintegrando neste instante. Outro átomo pode se desintegrar daqui há uma hora. Outro, pode desintegrar daqui há três meses.
O U-235 é o elemento com meia-vida mais longa. Tem cerca de 7,04.108 anos.
Exemplo de um gráfico de Meia-vida: Atividade x Tempo
	
Exemplo de decaimento do bismuto- 210
	
	
	
Efeitos da Radioatividade nos Organismo
Os efeitos da radioatividade no ser humano dependem da quantidade acumulada no organismo e do tipo de radiação. A radioatividade é inofensiva para a vida humana em pequenas doses, mas, se a dose for excessiva, pode provocar lesões no sistema nervoso, no aparelho gastrintestinal, na medula óssea, etc., Muitas vezes pode levar a morte (em poucos dias ou num espaço de dez a quarenta anos, através de leucemia ou outro tipo de câncer).
Estar em contato com a radiação é algo sutil e impossível de ser percebido imediatamente, já que no momento do impacto não ocorre dor ou lesão visível.
A radiação ataca as células do corpo, fazendo com que os átomos que compõem as células sofram alterações em sua estrutura. As ligações químicas podem ser alteradas, afetando o funcionamento das células. Isso provoca, com o tempo, consequências biológicas no funcionamento do organismo como um todo; algumas consequências podem ser percebidas a curto prazo, outras a longo prazo. Às vezes vão apresentar problemas somente os descendentes (filhos, netos) da pessoa que sofreu alguma alteração genética induzida pela radioatividade.
Questão 1
TEXTO: 1 - Comum à questão: 1
Deverá entrar em funcionamento em 2017, em Iperó, no interior de São Paulo, o Reator Multipropósito Brasileiro (RMB), que será destinado à produção de radioisótopos para radiofármacos e também para produção de fontes radioativas usadas pelo Brasil em larga escala nas áreas industrial e de pesquisas. Um exemplo da aplicação tecnológica de radioisótopos são sensores contendo fonte de amerício-241, obtido como produto de fissão. Ele decai para o radioisótopo neptúnio-237 e emite um feixe de radiação. Fontes de amerício-241 são usadas como indicadores de nível em tanques e fornos mesmo em ambiente de intenso calor, como ocorre no interior dos altos fornos da Companhia Siderúrgica Paulista (COSIPA).
A produção de combustível para os reatores nucleares de fissão envolve o processo de transformação do composto sólido UO2 ao composto gasoso UF6 por meio das etapas:
I. UO2(s) + 4 HF(g) → UF4(s) + 2 H2O(g)
II. UF4(s) + F2(g) → UF6(g)
No decaimento do amerício-241 a neptúnio-237, há emissão de
a) nêutron.
b) próton.
c) partícula alfa.
d) radiação beta.
e) pósitron.
Questão 2
Durante os estudos realizados com a radiação, Marie Curie observou que novos elementos químicos podem ser formados por meio do que ele denominou de decaimento radioativo. Nesse decaimento, o núcleo de um átomo emite, por exemplo, radiação alfa e forma um novo elemento com números de massa e atômico diferentes do átomo que o originou. Assim, se partirmos do nuclídeo Polônio, qual será o número atômico e o nome do novo elemento formado quando o Polônio emitir uma radiação alfa?
a) 85, o astato.
b) 82, o chumbo.
c) 84, o polônio.
d) 86, o radônio.
Questão 3
Sabendo-se que o Urânio utilizado em uma usina nuclear, como a de Fukushima, no Japão, é um material que sofre decaimento radioativo a partir da emissão de partículas alfa (2α4), qual seria a massa do novo elemento formado a partir da emissão de uma partícula alfa pelo Urânio (92U235)?
a) 231
b) 87
c) 88
d) 89
e) 90
Questão 4
(Mackenzie-SP) 2011 – Ano Internacional da Química. A UNESCO, em conjunto com a IUPAC, decidiu instituir, em 2011, o Ano Internacional da Química, tendo, como meta, promover, em âmbito mundial, o conhecimento e a educação química em todos os níveis. Além da celebração dos inúmeros benefícios da Química para a humanidade, o ano de 2011 também coincide com o centésimo aniversário do recebimento do prêmio Nobel de Química por Marie Curie, celebrando a contribuição das mulheres à ciência. Marie Curie e seu marido Pierre Curie descobriram, em 1898, o elemento químico radioativo Polônio, de número atômico 84, que foi batizado com esse nome em homenagem a Polônia, pátria de origem de Marie Curie. O elemento químico polônio tem 25 isótopos conhecidos, com números de massa que variam de 194 a 218. O Po-210 é o isótopo natural mais comum, com um período de meia-vida de 134,8 dias, e sua reação de decaimento produz o chumbo (Pb-206). O decaimento do Po-210 a Pb-206 é corretamente expresso pela equação
a) 210Po84 → 206Pb82 + 2α4
b) 210Po84 → 206Pb82 + -1β0
c) 84Po210 → 206Pb82 + 2α4 + -1β0
d) 84Po210 → 82Pb206 + 2α4
e) 84Po210 → 82Pb206 + -1β0
Questão 5
Quando o átomo do elemento Urânio (92U239) é transformado no átomo do elemento Plutônio (94Pu239), pode-se afirmar que foram emitidas:
a) duas partículas pósitron.
b) duas partículas dêuteron.
c) duas partículas gama.
d) duas partículas alfa.
e) duas partículas beta.
Questão 6
Analise a sequência de desintegração radioativa envolvendo quatro elementos proposta abaixo:
D → E → G → L
Se nessa desintegração forem emitidas, respectivamente, radiações beta, beta e alfa, qual par desses quatro elementos é de isótopos?
a) D e E
b) E e L
c) E e G
d) D e L
e) D e G
Questão 7
(UEL) Marie Sklodowka Curie, por seus trabalhos com a radioatividade e pelas descobertas de novos elementos químicos como o polônio e o rádio, foi a primeira mulher a ganhar dois prêmios Nobel: um de física, em 1903, e um de química, em 1911. Suas descobertas possibilitaram a utilizaçãode radioisótopos na medicina nuclear. O elemento sódio não possui um isótopo radioativo na natureza, porém o sódio-24 pode ser produzido por bombardeamento em um reator nuclear. As equações nucleares são as seguintes:
12Mg24 + X → 11Na24 + 1H1
11Na24 → 12Mg24 + a
O sódio-24 é utilizado para monitorar a circulação sanguínea, com o objetivo de detectar obstruções no sistema circulatório. “X” e “a” são, respectivamente:
a) Raios X e partícula beta.
b) Raios X e partícula alfa.
c) Partícula alfa e raios gama.
d) Nêutron e raios gama.
e) Nêutron e partícula beta.
Questão 8
(FGV-SP) O uso do radioisótopo rutênio-106 (106Ru) vem sendo estudado por médicos da Universidade Federal de São Paulo no tratamento de câncer oftalmológico. Esse radioisótopo emite radiação que inibe o crescimento das células tumorais. O produto de decaimento radiativo do rutênio-106 é o ródio-106 (106Rh). (http://www.scielo.br-/pdf/rb/v40n2/08.pdf. Adaptado)
A partícula emitida no decaimento do rutênio-106 é
a) Beta menos, β-.
b) Beta mais, β+.
c) Alfa, α.
d) Gama, γ.
e) Próton, p.
Questão 9
O elemento netúnio (93237Np), após a emissão de sete partículas alfa e quatro partículas beta, transforma-se em qual elemento químico?
a) 92238U
b) 90232Th
c) 88226Ra
d) 85210At
e) 83209Bi
Questão 10
O radioisótopo 222 do 86Rn, por uma série de desintegrações, transforma-se no isótopo 206 do 82Pb. Determine o número de partículas alfa e o número de partículas beta envolvidas nessas transformações.
a) 2 partículas alfa e 2 partículas beta
b) 2 partículas alfa e 4 partículas beta
c) 4 partículas alfa e 3 partículas beta
d) 4 partículas alfa e 4 partículas beta
e) 3 partículas alfa e 3 partículas beta
Questão 11
Escolha a alternativa que completa corretamente as equações nucleares abaixo:
I. ///// → 82207Pb + 24α
II. 94239Pu → 92235U + /////
III. 92238U → ///// +   24α
IV. 89227Ac → ///// +   24α
V. 84211Po, 24α, 90234Th, 87223Fr
VI. 92238U, 24α, 2207Pb, 92235U
VII. 89227Ac, -10β, 90234Th, 87223Fr
VIII. 80203Hg, 24α, 90242Th, 91231Pa
IX. 82207Pb, 10β, 90242Th, 91231Pa
Questão 12
(PUC-SP) Na sequência radioativa:
84216A → 82212B → 83212C → 84212D → 82208E
temos, sucessivamente, emissões:
a) -10β     -10β    -10β     24α
b) 24α     -10β    -10β    24α
c) 24α     -10β    24α     -10β   
d) 24α     24α      -10β    -10β   
e) -10β     24α     24α     -10β    
Questão 13
(UFPE) O núcleo atômico de alguns elementos é bastante instável e sofre processos radioativos para remover sua instabilidade. Sobre os três tipos de radiação α, β e γ, podemos dizer que:
0. ao emitir radiação α, um núcleo tem seu número de massa aumentado.
1. ao emitir radiação β, um núcleo tem seu número de massa inalterado.
2. a radiação α é constituída por núcleos de átomos de hélio.
3. ao emitir radiação γ, um núcleo não sofre alteração em sua massa.
4. ao emitir radiação β, um núcleo tem seu número atômico aumentado em uma unidade.
Questão 14
(ITA-SP) O que acontece com o número de massa e com o número atômico de um núcleo instável se ele emite uma partícula beta?
     Número de massa                        Número atômico
a) Sem alteração                               Aumenta em 1 unidade
b) Sem alteração                               Diminui em 1 unidade
c) Diminui em 1 unidade                 Sem alteração
d) Aumenta em 1 unidade               Sem alteração
e) Diminui em 1 unidade                 Aumenta em 1 unidade
Questão 15
Tendo aprendido sobre quando um átomo se torna instável, indique qual dos elementos abaixo pode ser considerado radioativo.
a) 38Sr
b) 24Cr
c) 19K
d) 86Rn
e) 76Os
Questão 16
(UFTM MG) O 83Bi212 sofre decaimento radioativo, resultando no 84Po212 ou81Tl208. As radiações emitidas quando o bismuto – 212 decai para Po – 212 e Tl – 208 são, respectivamente,
a) alfa e beta.
b) alfa e gama.
c) beta e alfa.
d) beta e gama.
e) gama e alfa.
Questão 17
(UNIFOR CE) Na série de decaimento do 92U238 ocorrem as seguintes transformações nucleares:
88Ra226 → 86Rn222 → 84Po218 → 82Pb214 → 83Bi214
Partindo do átomo de rádio até formar o átomo de bismuto, a sequência de emissões radiativas é:
a) α, α, α, β
b) α, β, β, β
c) α, β, α, β
d) β, α, α, β
e) β, β, α, β
Questão 18
Um isótopo radioativo sofre decaimento quando?
a) Quando o núcleo atômico apresenta uma grande quantidade de elétrons.
b) o núcleo atômico apresenta uma quantidade muito pequena de prótons e nêutrons.
c) o núcleo atômico é carregado de um número muito grande de prótons (partículas positivas), que ocupam grande parte do pequeno espaço disponível.
d) Quando os orbitais atômicos possuem elétrons com spins opostos.
e) nda.
Questão 19
Quando o urânio-235 é bombardeado com um nêutron, vários produtos de fissão são possíveis. Considere a reação de fissão abaixo:
01n + 92235U → 3894Sr + 54140Xe + x 01n
O coeficiente x na reação é:
a) 1
b) 2
c) 3
d) 4
e) Não deve haver nenhum nêutron.
Questão 20
A equação a seguir representa uma fissão nuclear do urânio-235:
As lacunas são preenchidas corretamente por:
2, 57145La, 3
1, 57145La, 1
3, 57146La, 3
3, 57143La, 3
2, 57143La, 3
Questão 21
(UERJ) O reator atômico instalado no município de Angra dos Reis é do tipo PWR - Reator de Água Pressurizada. O seu princípio básico consiste em obter energia através do fenômeno “fissão nuclear”, em que ocorre a ruptura de núcleos pesados em outros mais leves, liberando grande quantidade de energia. Esse fenômeno pode ser representado pela seguinte equação nuclear:
01n + 92235U → 55144Cs + T + 2 01n + energia
Os números atômicos e de massa do elemento T estão respectivamente indicados na seguinte alternativa:
a) 27 e 91
b) 37 e 90
c) 39 e 92
d) 43 e 93
Questão 22
(UEL-PR) Dadas as equações químicas:
94239Pu → 24α + 92235U
92235U + 01n → 3691Kr + 56142Ba + 3 01n
UF6(l) → UF6(g)
Pode-se afirmar que ocorre fissão nuclear em:
a) I.
b) II.
c) III.
d) I e II.
e) I e III.
Questão 23
Para ser utilizado em reatores nucleares de fusão, o trítio pode ser produzido em escala industrial por meio do seguinte processo:
36Li + 01n → 13H + X
Uma possível reação nuclear de fusão pode ser dada pela equação:
Deutério + trítio → nêutron + Y
X e Y nas equações nucleares acima são:
a) 24α. e -10β.
b) 01n e 13H.
c) 12H e 24He.
d) 24He e 24He.
e) 01n e 24He.
Questão 24
Assinale qual das reações abaixo é um processo de fusão nuclear:
a) 2 13H →  24He + 2 01n+ energia
b) 92235U + 01n → 3890Sr + 54143Xe + 3 01n + energia
c) Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
d) 614C    → 714N   + 0-1β 
e) 92238U → 42α2+ + 90234Th
Questão 25
(UFMA) A bomba de hidrogênio funciona de acordo com a seguinte reação nuclear:
Portanto, podemos afirmar que:
a) é reação de “fusão”.
b) é reação de “fissão”.
c) é reação onde ocorre apenas emissão de partículas 24α.
d) é reação onde ocorre apenas emissão de partículas -10β.
e) é reação onde ocorre apenas emissão de raios 00γ.
Questão 26
(UFG-GO) O sol fornece energia ao nosso planeta devido à fusão nuclear – a união de átomos de hidrogênio para formar hélio. Um exemplo de reação de fusão é a união de dois núcleos de deutério para dar um núcleo de hélio, um nêutron e energia, que pode ser representada como:
Sobre esse processo, é correto afirmar:
01. É uma reação química onde os reagentes são átomos de hidrogênio e os produtos são nêutrons, átomos de hélio e energia.
02. O deutério é um dos isótopos conhecidos do hidrogênio.
04. O hélio produzido é isóbaro do trítio, outro isótopo conhecido do hidrogênio.
08. O hidrogênio, o deutério e o trítio apresentam cargas nucleares diferentes.
16. Gases nobres podem ser produzidos por processos naturais.
32. Os números sobrescritos e subscritos correspondem, respectivamente, ao número de massa e ao número atômico.
Questão 27
O criptônio-89 possui o tempo de meia-vida igual a 3,16 minutos. Dispondo-se de uma amostra contendo 4,0·1023 átomos desse isótopo, ao fim de quanto tempo restarão 1,0·1023 átomos?
a) 3,16 minutos
b) 6,32 minutos
c) 9,48 minutos
d) 12,64 minutos
e) 15,8 minutos
Questão 28
O césio-137 possui meia-vida de 30 anos. Se tivermos 12 g desse elemento, após quanto tempo essamassa será reduzida para 0,75 g?
a) 30 anos.
b) 60 anos.
c) 90 anos.
d) 120 anos.
e) 150 anos.
Questão 29
Após 12 dias, uma substância radioativa tem a sua atividade reduzida para 1/8 da inicial. A meia-vida dessa substância será de:
a) 3 dias.
b) 4 dias.
c) 6 dias.
d) 8 dias.
e) 12 dias.
Questão 30
(Vunesp-SP) Em Goiânia, 100 g de 137CsCℓ foram liberados de uma cápsula, antes utilizada em radioterapia, e causaram um grave acidente nuclear. O gráfico representa a cinética de desintegração desse isótopo.
Para o 137Cs, o tempo de meia-vida e o tempo para que 87,5% tenha se desintegrado são, em anos, respectivamente:
a) 60 e 30.
b) 30 e 7,5.
c) 60 e 90.
d) 30 e 90.
e) 120 e 60
Questão 31
(FESP-SP) Bomba de cobalto é um aparelho muito usado na radioterapia para tratamento de pacientes, especialmente portadores de câncer. O material radioativo usado nesse aparelho é o 2760Co, com um período de meia-vida de aproximadamente 5 anos.
Admita que a bomba de cobalto foi danificada e o material radioativo exposto à população. Após 25 anos, a atividade deste elemento ainda se faz sentir num percentual, em relação à massa inicial, de:
a)       3,125%
b)       6%
c)       0,31%
d)       31,25%
e)       60%
Questão 32
(UFPR) O polônio-210 é um emissor alfa com um tempo de meia-vida de 138 dias. Supondo que se coloquem, em um recipiente fechado, 21g desse isótopo, ficando retidas, no recipiente, as partículas alfas que capturarão elétrons, transformando-se em hélio, teremos, ao fim de 276 dias, uma massa de hélio igual a (He-4):
a) 0,10g
b) 0,20g
c) 0,35g
d) 0,30g
e) 0,40g
Questão 33
Considere a seguinte série radioativa do urânio-238:
Quais são, respectivamente, as partículas emitidas nos espaços I, II, III e IV:
a) α, α, β, β.
b) α, β, α, β.
c) β, β, α, α.
d) β, α, β, β.
e) α, β, α, α.
Questão 34
O elemento 86220Rn pertence à qual série radioativa?
a) Do Urânio-238.
b) Do Urânio-235.
c) Do Tório-234.
d) Do Actínio.
e) Ele não é um elemento radioativo.
Questão 35
(FEI-SP) Numa série radioativa, parte-se do 92238U e chega-se ao 82206Pb. O número total de partículas alfa e beta, respectivamente emitidas, é:
a) 5 e 4              
b) 7 e 6              
c) 8 e 5
d) 9 e 7
e) 8 e 6
Questão 36
(Puccamp-SP) Em 09/02/96 foi detectado um átomo do elemento químico 112, em um laboratório da Alemanha. Provisoriamente denominado de unúmbio (112Uub), e muito instável, teve tempo de duração medido em microssegundos. Em uma cadeia de decaimento, por sucessivas emissões de partículas alfa, transformou-se em um átomo de férmio, elemento químico de número atômico 100. Quantas partículas alfa foram emitidas na transformação 112Uub →100Fm?
a) 7 
b) 6 
c) 5 
d) 4 
e) 3
Respostas
Resposta Questão 1
Letra c). Observando o decaimento do Amerício-241 a neptúnio-237, temos uma diferença de quatro unidades em relação às duas massas citadas. Assim, podemos afirmar que a radiação emitida pelo Amerício para transformar-se em Neptúnio foi a radiação alfa, já que é a única radiação que apresenta um número de massa igual a 4.
Resposta Questão 2
Letra b). De acordo com o enunciado, partiremos do nuclídeo polônio (84Po), que emitirá uma radiação alfa e formará um novo elemento com um número atômico duas unidades a menos que o Polônio, ou seja, 82. Analisando a tabela periódica, observarmos facilmente que o elemento cujo número atômico é 82 é o Chumbo.
84Po210 → 82X206 + 2α4
Resposta Questão 3
Letra a). De acordo com a Primeira Lei da Radioatividade, quando um átomo (nuclídeo) emite uma radiação alfa, ele forma um novo nuclídeo que apresenta uma massa com quatro unidades a menos e um número atômico com duas unidades a menos que o nuclídeo que o originou.
92U235 → 90X231 + 2α4
Como o número atômico do nuclídeo inicial é 235, ao emitir a radiação alfa (cujo número de massa é 4), formará um novo nuclídeo de número de massa igual a 231.
Resposta Questão 4
Letra d). De acordo com a Primeira Lei da Radioatividade, quando um átomo (nuclídeo) emite uma radiação alfa, ele formará um novo nuclídeo que apresenta uma massa com quatro unidades a menos e um número atômico com duas unidades a menos que o do nuclídeo que o originou. Lembrando que o número atômico é representado à esquerda, na parte inferior, da sigla do elemento (ZX), e o número de massa fica, na parte de cima, à esquerda ou à direita da sigla (XA ou AX). Assim, a equação radioativa envolvendo o Polônio, cuja massa é 210, é:
84Po210 → 82X206 + 2α4
Resposta Questão 5
Letra e). Como podemos observar, tanto o Urânio quanto o Plutônio apresentam a mesma massa (239). A diferença entre eles é de duas unidades no número atômico (92 e 94).
Como a única modificação está no número atômico, podemos afirmar que a radiação emitida foi beta, porque ela é a única capaz de mudar (aumentando) o número atômico e manter o número de massa.
Resposta Questão 6
Letra e). Vamos considerar o número atômico de D igual a x. Ao emitir beta, ele se transforma em E, cujo número atômico é x+1 (a emissão de beta eleva em uma unidade o número atômico que havia em D). Quando E emite uma nova radiação beta, transforma-se no elemento G, cujo número atômico é x+2 (a emissão de beta eleva em uma unidade o número atômico que havia em E). Por fim, quando G emite uma radiação alfa, forma o elemento L, cujo número atômico é x (emissão de alfa diminui em duas unidades o número atômico que havia em G). Logo, D e G são isótopos.
Resposta Questão 7
Letra e). O a é uma radiação beta porque, ao analisar a equação nuclear fornecida, percebemos que o número de massa permaneceu inalterado, mas o número atômico subiu uma unidade (características de uma emissão beta).
O X é o nêutron porque a soma dos números atômicos, do lado direito da seta, é doze, valor já existente do lado esquerdo. Assim, a partícula X não poderia ter número atômico. Já a soma do número de massa do lado esquerdo da seta é 25, mas, no lado direito, há 24 de massa. Por isso, a partícula X deve ter número de massa 1. Todas essas características de numero atômico e de massa são do nêutron.
Resposta Questão 8
Letra a). Analisando a Tabela Periódica, vemos que o número atômico do Rutênio é 44, e o número atômico do Ródio é 45. Como o exercício informa que o Rutênio transformou-se em Ródio, mantendo a massa atômica, mas elevando o número atômico em uma unidade, a partícula emitida só pode ser a beta, haja vista que, quando ela é emitida, forma um novo elemento com uma unidade maior de número atômico e a mesma massa.
Resposta Questão 9
Alternativa “e”.
Quando o elemento emite uma partícula alfa, ele perde dois prótons e dois nêutrons, isso significa que ele se transforma em um elemento com o número de massa (A = P + N) menor 4 unidades e o número atômico (Z = P ) menor duas unidades. Quando o elemento emite uma partícula beta, ele perde um elétron. Assim, temos:
93237Np → 7 24α +4 -10β + ZAX
A:
237 = 7 . 4 + 4 . 0 + A
A = 237 – 28
A = 209
Z:
93 = 7 . 2 + 4 . (-1) + Z
Z = 93 – 10
Z = 83
Assim, o elemento obtido é o 83209Bi.
Resposta Questão 10
Alternativa “d”.
86222Rn → 82206Pb
O número de massa diminui 16 unidades. Como cada radiação alfa significa uma diminuição no número de massa em 4 unidades, temos que foram emitidas 4 partículas alfa, pois 4 . 4 = 16. Nesse momento, significou que ele perdeu também 2 unidades no número atômico para cada partícula alfa, dando um total de 8 e ficando com o número atômico igual a 78 (86 – 8).
Para cada partícula beta emitida, o elemento ganha 1 unidade no número atômico. Como ele está com 78 e precisa atingir o número atômico igual a 82, ele emitiu 4 partículas beta.
Resposta Questão 11
Alternativa “a”.
89227Ac → 87223Fr +   24α
84211Po → 82207Pb + 24α
94239Pu → 92235U + 24α
92238U → 90234Th +   24α
Resposta Questão 12
Alternativa “b”
84216A → 24α → 82212B → -10β → 83212C → -10β → 84212D → 24α → 82208E
Resposta Questão 13
0. Falsa. Ao emitir a radiação α, o núcleo tem o seu número de massa diminuído em 4 unidades porque essa emissão corresponde a um núcleo atômico de hélio, com 2 prótons e 2 nêutrons.
1. Verdadeira. A radiação βpossui massa desprezível e sua emissão não provoca alteração no número de massa do nuclídeo.
2. Verdadeira.
3. Verdadeira. A emissão γ (gama) é pura radiação eletromagnética e não possui massa.
4. Verdadeira. A emissão β corresponde à perda de uma carga negativa por parte do núcleo, o que causa o aumento no número atômico em uma unidade.
Resposta Questão 14
Alternativa “a”.
Resposta Questão 15
Alternativa d). Pois apresenta o número atômico maior ou igual a 84.
Resposta Questão 16
Alternativa c).
83Bi212 → 84Po212 + -1β0 (pois a massa permanece a mesma)
83Bi212 → 81Tl208 + 2α4 (pois a massa diminui quatro unidades)
Resposta Questão 17
Alternativa a). Observa-se que do Ra para o Rn, do Rn para o Po, do Po para o Pb o número de massa (valor acima à esquerda) diminui quatro unidades, o que corresponde à emissão de partícula alfa (tem número de massa igual a 4). Já do Pb para o Bi temos a manutenção do número de massa e o aumento de uma unidade do número atômico, o que caracteriza emissão de beta (por ter número atômico -1).
Resposta Questão 18
Alternativa c).
Resposta Questão 19
Alternativa “b”.
Para efetuar o balanceamento da equação e descobrir o valor de x temos de somar o número de massa dos reagentes e desse valor retirar a soma dos números de massa do estrôncio e do xenônio. Dessa maneira, concluímos que o número de nêutrons deve ser 2:
A:
1 + 235 = 94 + 140 + x . 1
x = 236 – 234
x = 2
Resposta Questão 20
Alternativa “d”.
1º: Somando o número de massa dos reagentes para desse valor retirar a soma dos números de massa do bário e do criptônio:
A:                   
1 + 235 =  140 + 93 + x . 1
x = 236 – 233
x = 3
2º: A:                                                 Z:
1 + 235 = 90 + x + 3 . 1                     0 + 92 = 35 + y + 3 . 0
x = 236 – 93                                       y = 92-35
x = 143                                               y = 57
57143La
3º:
A:                   
1 + 235 =  131 + 102 + x . 1
x = 236 – 233
x = 3
Resposta Questão 21
Alternativa “b”.
Observe que o 92235U sofre uma fissão nuclear e um dos elementos liberados é 55144Cs. O número atômico (Z) e o número de massa (A) do elemento T serão, respectivamente:
Z = 92-55 = 37
A = 235-144 = 91
Porém, visto que um nêutron foi utilizado para bombardear o urânio e foram liberados 2 nêutrons, temos um total de 1 nêutron perdido, diminuindo em 1 unidade o número de massa que passa a ser 90.
Resposta Questão 22
Alternativa “b”.
A fissão nuclear é a partição de um núcleo atômico pesado e instável por um bombardeamento de nêutrons moderados, originando 2 núcleos atômicos médios, com liberação de 2 ou 3 nêutrons e uma quantidade colossal de energia.
Resposta Questão 23
Alternativa “d”.
As somas dos números de massas (A) e dos números atômicos (Z) devem ser iguais nos produtos e nos reagentes. Assim, temos:
36Li + 01n → 13H + 24X (24X = 24He)
Deutério + trítio → nêutron + Y
12H + 13H → 01n + 24Y (24Y = 24He)
Resposta Questão 24
Alternativa “a”.
Resposta Questão 25
Alternativa “a”.
A bomba de hidrogênio é uma bomba de fusão, ou seja, em que dois átomos leves fundem-se para formar um único átomo mais pesado.
Resposta Questão 26
54. São corretos: 02,04,16 e 32.
01. Errado, pois não é uma reação química, mas sim uma reação nuclear.
08. Errado, pois o hidrogênio, o deutério e o trítio são isótopos, portanto apresentam a mesma carga nuclear (Z = 1).
Resposta Questão 27
Alternativa “b”.
A cada 3,16 minutos, a quantidade de átomos cairá pela metade. Assim, para chegar a um quarto da quantidade inicial, serão necessários dois períodos de meia-vida, ou seja: 3,16 + 3,16 = 6,32 minutos.
4,0 . 1023 átomos → 3,16 minutos → 2,0 . 1023 átomos→ 3,16 minutos → 1,0 . 1023 átomos
Resposta Questão 28
Alternativa “d”
12g  → 6g  → 3g  → 1,5g → 0,75g
     30 anos     30 anos     30 anos        30 anos
Serão necessários 120 anos para que essa amostra de césio-137 reduza-se a 0,75 g.
Resposta Questão 29
Alternativa “b”.
A atividade ou velocidade de desintegração é proporcional à massa. Assim, ao final de 12 dias, teremos:
mfinal = 1 minicial
  8
Abaixo temos a fórmula da expressão geral usada para calcular a massa (mfinal) existente após x meias-vidas:
mfinal = minicial
               2x
Assim, podemos escrever:
minicial = minicial
    8           2x
1 = 1
8     2x
1 = 1
23     2x
x = 3
Portanto, as meias-vidas transcorridas em 12 dias são 3. Para determinar a duração de cada meia-vida, aplicamos uma regra de três:
3 meias vidas --------- 12 dias
1 meia-vida ----------- y
y = 1 . 12 dias
          3
y = 4 dias.
Resposta Questão 30
Alternativa ‘d’.
Pelo gráfico concluímos que o tempo de meia-vida é de 30 anos.
100 – 87,5 = 12,5%
100%  → 50%  → 25%  → 12,5%
         30 anos          30 anos          30 anos
O tempo para que 87,5% da amostra tenha se desintegrado é de 90 anos.
Resposta Questão 31
Alternativa ‘a’.
100% x → 5 anos → 50% x → 5 anos  → 25% x → 5 anos  → 12,5% x → 5 anos  → 6,25% x → 5 anos  → 3,125% x
5 . 5 = 25 anos.
Resposta Questão 32
Alternativa ‘d’.
A massa inicial de polônio é de 21 g, e o seu número de mol é dado por:
__21g___ = 0,1 mol
210 g/mol
0,1 mol de Po → após 138 dias → 0,05 mol de Pó → após 138 dias → 0,025 mol de Po
276 dias
O número de mol de Po que se desintegrou é igual a 0,075 mol, que originou 0,075 mol de hélio.
1 mol de He -------- 4g
0,075 mol de He --- x
x = 0,30 g de He
Resposta Questão 33
Alternativa “d”.
91234Pa → ? + 92234Pb
O número de massa “A” permaneceu inalterado (234), e o número atômico “Z” aumentou uma unidade, portanto, foi emitida uma partícula beta: -10β . 
88226Ra → ? + 86222Rn
O número de massa “A” diminuiu 4 unidades (de 226 para 222) e o número atômico “Z” diminuiu duas unidades (de 88 para 86), portanto, foi emitida uma partícula alfa: -+24α.
82214Pb → ? + 83214Bi
O número de massa “A” permaneceu inalterado (214), e o número atômico “Z” aumentou uma unidade (de 82 para 83), portanto, foi emitida uma partícula beta: -10β.
82210Pb → ? + 83210Bi
O número de massa “A” permaneceu inalterado (210), e o número atômico “Z” aumentou uma unidade (de 82 para 83), portanto, foi emitida uma partícula beta: -10β.
Resposta Questão 34
Alternativa “c”.
Para descobrir isso, basta dividir o seu número de massa por 4 e verificar o resultado:
Se o resultado der exato, isto é, com resto igual a zero → série do tório-234;
Se der resto igual a 2 → série do urânio-238;
Se der resto igual a 3 → série do urânio-235 (que é a mesma série do actínio).
Assim, temos:
220Ra: 220 ÷ 4 = 55 (exato). Ele faz parte da série do tório-234.
Resposta Questão 35
Alternativa “e”.
92238U → x +24α + y -10β + 82206Pb
238 = x (4) + y (0) + 206
238 = 4x + 206
32 = 4x
x = 8
Substituindo x por 8 na equação nuclear, temos:
92238U → x +24α + y -10β + 82206Pb
92 = (8) . (+2) + y (-1) + 82
92 = 16 - y + 82
92 – 16 - 82 = -y
-6 = -y
y = 6
Sendo assim, foram emitidas 6 partículas α e 4 partículas β.
Resposta Questão 36
Alternativa “b”.
112Uub → x +24α + 100Fm
112 = x (+2) + 100
112 -100 = 2x
12 = 2x
x = 12/2
x = 6
Química Volume 2
Química Volume 2
RaoniExatas | 110
RaoniExatas | 109 
Anexo e Tabelas