Fisico_Química

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Soluções 
São formadas por solutos (estado sólido, em menor quantidade), e solventes 
(líquido ou gasoso em maior quantidade). 
 
 
 
• Solução insaturada 
É uma solução onde o solvente consegue dissolver todo o soluto (sem corpo de 
fundo), ou seja apresenta um único estágio. 
 
 
• Solução saturada 
É uma solução onde o solvente consegue dissolver tudo, mas “fica no limite” ou 
seja não pode ser colocado mais nenhuma quantidade de soluto, senão haverá 
corpo de fundo (precipitado). 
 
 
• Solução supersaturada 
Apresenta dois estados físicos sólido (precipitado ou corpo de fundo) e líquido 
(solução). 
 
 
 
• Solução homogênea: Se vê apenas uma fase. 
 
 
• Solução heterogênea: Se vê pelo menos duas fases. 
 
 
 
• Solubilidade 
A solubilidade, ou coeficiente de solubilidade, é uma propriedade física da 
matéria que é sempre determinada de forma prática em laboratório. Ela está 
relacionada com a capacidade que um material, denominado de soluto, 
apresenta de ser dissolvido por outro, o solvente. 
 
Cs=Coeficiente de solubilidade (g)/100 mL de solvente (capacidade de dissolver 
o soluto). 
 
• Símbolos e Fórmulas 
m=massa da solução 
m1= massa do soluto 
m2= massa solvente 
V= volume da solução 
V1= volume do solto 
V2= volume do solvente 
M1+m2=m 
V1+V2=V 
 
• Densidade (d) 
A densidade é uma grandeza que expressa a razão entre a massa de um 
material e o volume por ele ocupado. 
 
 
• Titulo (τ) 
O título (τ) de uma solução refere-se à relação entre a massa do soluto (m1) e a massa 
da solução (m)A massa da solução pode ser obtida somando-se a massa do soluto 
com a massa do solvente (m = m1 + m2). 
O título é adimensional, isto é, um número puro e sem unidades. No entanto, se você 
quiser expressar essa relação em porcentagem em massa (τ%), basta multiplicar o 
resultado por 100%. 
 
 
 
• Concentração comum (C) 
A concentração comum é uma modalidade de concentração de soluções que 
relaciona a massa do soluto com o volume da solução. 
 
 
• Molaridade 
Concentração molar ou molaridade é a quantidade de soluto, em mol, 
dissolvidos num volume de solução em litros. 
 
 
 
 
 
• 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. 
 
Legenda: 
C1(concentração inicial) 
V1(volume inicial) 
C2(concentração final) 
V2(volume final) 
 
 
M1.V1=M2.V2 
M1=molaridade inicial 
V1=volume final 
M2=molaridade final 
V2=volume final 
 
 
 
Propriedades Coligativas 
Calculo de número de partículas dissolvidas 
As propriedades coligativas dependem exclusivamente do número de partículas de 
soluto dissolvidas em solução. 
• Soluções moleculares 
São aquelas que possuem apenas moléculas como partículas dispersas. 
Exemplo: Se colocarmos uma molécula de glicose na água teremos uma 
partícula dissolvida em solução. 
 
• Soluções iônicas 
São aquelas que possuem íons como partículas dispersas. Soluções iônicas 
além de íons dissolvidos, pode também ter moléculas dissolvidas, sendo assim: 
❖ Vai depender do número de íons presentes em cada fórmula do composto 
❖ Vai depender do grau de dissociação ou ionização desse composto em uma 
dada temperatura. 
 
Dedução da fórmula de van`t Hoff 
O cientista holandês Jakobus Van`t Hoff, por volta de 1882, percebeu que o 
número de partículas em solução poderia ser calculado pelo produto do número 
de partículas dissolvidas em um certo fator i, que em sua homenagem é 
conhecido como fator de Van`t Hoff. 
 
 
 
 
 
Tonoscopia 
É uma propriedade coligativa que corresponde a diminuição da pressão de vapor 
de um líquido, provocada pela presença de um soluto não-volátil. 
 
 
 
 
 
• Molalidade 
 
 
 
W= m1 / M1.m2 
W= molalidade 
m1= massa comum do soluto 
M1= massa molar do soluto 
m2= massa comum do solvente 
 
 
Ebulioscopia 
É a propriedade coligativa correspondente à elevação do ponto de ebulição de 
um líquido provocada pela presença de um soluto não volátil. 
 
Se adicionarmos um soluto ao líquido, a pressão do vapor diminuirá, 
aumentando consequentemente a temperatura de ebulição do líquido. 
~~ 
 
Lei de Raoult: “a elevação do ponto de ebluição de um líquido provocada pela 
presença, de um soluto não volátil, é diretamente proporcional à molalidade da 
solução”. 
“O efeito ebulioscópico é diretamente proporcional à molalidade da solução”. 
Δt=KcW (válida para soluções diluídas e não-eletrolíticas). 
Kc=RT2 / 1000LV 
Exemplo: R=2cal/mol.K 
T=100+273=373K 
L=538 cal/g 
Kc=RT2 / 1000LV Kc=2.3732 / 1000.538 = 0,52K 
 
Kc , corresponde a uma variação de temperatura, seu valor é o mesmo tanto em 
graus Celsius quanto em Kelvin. 
 
Δe=Ke.W.i ou t-t2=Ke.W.i 
Δe= variação (m) 
Ke=coeficiente ebulioscópico molar do solvente 
W= molalidade 
I= fator de Van`t Hoff 
T= temperatura final 
T2=temperatura inicial 
 
Crioscopia 
É a propriedade coligativa que indica o abaixamento do ponto de congelação de 
um líquido, provocado pela presença de um soluto não-volátil. 
 
A adição do soluto diminui a pressão de vapor do líquido. Consequentemente, a 
temperatura de ebulição desse líquido aumenta e a de congelamento diminui. 
Lei de Raoult: “O abaixamento da temperatura de congelamento de um líquido, 
provocado pela presença de um soluto não-volátil, é diretamente proporcional à 
molalidade da solução”. 
Δtc=Kc.W (válido para soluções diluídas não eletrolíticas) 
Kc=RT2 / 1000Lf 
Exemplo: R=2cal/mol.K 
T=0+273=273K 
L=80cal/g 
Kc=RT2 / 1000Lf Kc=2.2732 / 1000.80= 1,86K 
 
ΔC=kc.W.i Δ ou ΔΘ=Kc.W.i ou 
Θ2-Θ= Kc.m1.i / M1.m2(Kg) 
ΔΘ=Delta teta 
Θ2=temperatura final 
Θ=temperatura inicial 
Kc=constante crioscópica molal do solvente M1/1000 
 
Osmoscopia 
Entende-se por difusão entre líquidos o fenômeno da disseminação de um 
líquido em outro e vice-versa, de modo a se obter uma mistura homogênea ou 
sistema monofásico. 
Esse fenômeno pode se dar também através de membranas, que podem permitir 
a passagem tanto do solvente como da solução (membranas permeáveis), ou 
então só a passagem do solvente (membranas semipermeáveis. 
A difusão de um líquido para outro através de membranas semipermeáveis 
recebe o nome de osmose. 
 
 
O movimento da água para dentro da solução chama-se endosmose. Para fora 
da solução, exosmose. 
 
π.V=n.R.T.i ou π.M.R.T.i 
 
 
Equilíbrio Químico 
Equilíbrio químico é o nome dado ao ramo da Físico-Química que estuda toda e 
qualquer reação reversível, na qual existem duas reações possíveis, uma direta (em 
que os reagentes transformam-se em produtos) e uma inversa (em que os produtos 
transformam-se em reagentes). Essas reações apresentam a mesma velocidade. 
Condições para ocorrência de um equilíbrio químico 
Conforme exposto, um equilíbrio químico só ocorrerá: 
• Se a reação for reversível; 
• Quando a velocidade da reação direta for igual à da reação inversa; 
• Se a reação ocorrer em ambiente fechado (no caso de gases). 
 
 
 
 
Constante de equilíbrio em termos de pressões parciais 
Para os sistemas que ocorrem participantes gasosos, costumamos expressar a constante em 
pressões parciais. 
 
 
 
 
Deslocamento do equilíbrio químico 
Estando em equilíbrio se houver alteração em uma das velocidades haverá a modificaçãodas concentrações. 
 
 
Temperatura 
Estando em equilíbrio, e em pressão constante, o aumento da temperatura provoca o 
deslocamento do equilíbrio no sentido da reação que absorve calor. 
 
 
Pressão 
Estando em equilíbrio, com temperatura constante o aumento da pressão provoca 
deslocamento do equilíbrio. 
 
 
Concentração 
Estando em equilíbrio com temperatura e pressão constantes, o aumento da quantidade de 
qualquer participante favorece a reação que transforma esse participante. 
 
 
Equilíbrio Iônico 
Equilíbrio iônico é o estudo dos equilíbrios químicos envolvendo soluções aquosas de ácidos 
fracos e bases, que apresentam partículas iônicas e moléculas não ionizadas. 
 
 
 
PH e pOH 
Uma maneira mais prática de indicar a acidez ou basicidade de um meio proposta 
pelo químico dinamarquês Peter Lauritz Sorensen (1868-1939), através do uso de 
logaritmos. 
 
 
 
 
 
 
Exemplos: 
1.Se temos uma solução de concentração igual a 0,01 mol . L1-, por exemplo, isso 
quer dizer que seu pH é igual a 3. Veja: 
0,01 mol . L1-= 10-2 mol . L1- 
10-2 mol de H3O1+ ---------- 1000 mL 
pH = - log [H3O1+] 
pH = - log [10-2] 
pH = - (-2) 
pH = 2 
 
2.Voltando à autoionização da água, temos que a água destilada (totalmente pura) 
possui pH igual a 7, por isso, é neutra. Dessa forma, o seu pOH também é igual a 
7, pois, conforme dito, a concentração desses dois íons na água é igual. À 
temperatura ambiente de 25ºC, o Kw (produto iônico da água) é igual a 1,0 . 10-14 
(mol/L)2. Sendo assim, chegamos à seguinte conclusão para a água: 
Kw = [H+] . [OH-] = 1,0 . 10-14 mol/L 
[H+] = [OH-] = 1,0 . 10-7 mol/L 
pH = - log [H+] pOH = - log [OH-] 
pH = - log 1,0 . 10-7 pOH = - log 1,0 . 10-7 
pH = 7 pOH = 7 
 são utilizados também indicadores ácido-base, ou seja, substâncias que mudam de 
cor de acordo com o pH da solução. Um indicador ácido-base sintético, por 
exemplo, é a fenolftaleína, que apresenta cor rosa quando está em contato com um 
meio básico, mas fica incolor se o meio é ácido. 
Outros dois indicadores são o papel de tornassol, que fica vermelho na presença de 
ácidos e azul na presença de bases, e o indicador universal, que apresenta cores 
diferentes para cada valor de pH. 
 
 
Hidrólise 
Hidrólise (bidro=água; lise=quebra), significa quebra provocada pela água. Assim 
podemos definir hidrólise como uma reação entre espécie química qualquer e água. 
Exemplo: 
CaO + H2) --> Ca(OH)2 (hidróxido de cálcio) 
C12H22O11 + H2O --> C6H12O6 + C6H12O6 ( glicose + frutose) 
 
• Cátions de base forte não hidrolisam; 
• Ânions de ácido fraco não hidrolisam; 
• Ânions de ácido forte não hidrolisam; 
• Cátions de base fraca não hidrolisam. 
 
Constante de hidrólise 
 
Exemplo: 
 
Termoquímica 
Reações químicas e energia 
Energia para a manutenção da vida, para o acionamento e desenvolvimento de 
indústrias, para a locomoção, para o lazer, dentre tantas atividades. 
A fonte primária de energia do nosso planeta é o Sol que nos aquece, ilumina, e 
transfere energia, que é acumulada de várias formas principalmente nos vegetais 
verdes através da fotossíntese. 
 
Medidas de calor 
• Caloria(cal): quantidade de calor necessária para elevar 1°C a temperatura 
de 1g de água de 14,5°C a 15,5°C 
1000cal=1Kcal (quilocaloria) 
• Joule(J): trabalho realizado pela força de 1N (newton) que, aplicada a um 
copo, deslocando-o na sua direção pela distância de 1m. 
1J=0,239 cal 
1 cal=4,184J 
 
Entalpia 
Chamamos de entalpia (H) o conteúdo global de energia (calor) de m sistema. 
Lei de Hess: “A variação de entalpia de uma reação depende apenas do estado 
inicial dos reagentes e do estado final dos produtos”. 
ΔH=Hf-Hi 
ΔH= Variação 
Hf= entalpia final 
Hi= entalpia inicial 
 
• Reações exotérmica: reações que liberam calor 
Exemplo: C + O --> CO2 + Calor 
• Reações endotérmicas: reações que absorvem calor 
Exemplo: N2 + O2 --> Calor + 2NO 
 
 
 
 
 
Cinética Química 
No nosso dia-a-dia, observamos diversas reações químicas de forma lenta ou 
rápida. 
Exemplo: A queima de uma vela (combustão) é uma reação lenta; 
A formação de ferrugem é lenta. 
O ramo da química que estuda a velocidade das e os fatores que influenciam as 
reações químicas é a cinética química. 
 
Velocidade média das reações 
Para medi-la, determina-se a quantidade de reagentes que é consumida, ou 
quantidade de produtos formados, em um certo intervalo de tempo. 
 
 
 
Colisão entre as moléculas reagentes 
Para duas ou mais substâncias reagirem, suas moléculas devem colidir entre si, 
as colisões podem ser: 
• Não efetivas: Não há quebra de ligações consequentemente não há a 
formação de novas ligações e a reação não ocorre. 
• Efetiva: Há quebra de ligações e consequentemente formação de outras 
portanto ocorre reação. 
 
 
 
Energia de ativação 
É uma “barreira” que as moléculas precisam vencer. 
 
 
 
A energia de ativação é a energia mínima necessária para ativar as moléculas, 
fazendo com que elas colidam efetivamente, possibilitando o início da reação. 
 
Temperatura 
Aumentar a temperatura significa aumentar a energia cinética das moléculas, ou 
seja aumentar a velocidade das moléculas. 
 
 
Concentração dos reagentes 
A solução mais concentrada contém mais íons, átomos e moléculas, logo 
ocorrem mais colisões entre eles e a reação fica mais rápida. 
 
 
 
Pressão 
Devemos pensar somente nos reagentes gasosos, se aumentarmos a pressão, 
aumentamos o número de colisões e portando a sua velocidade. 
 
 
Catalizadores 
Um catalisador é uma substância que aumenta a velocidade de uma reação 
química sem estar sendo consumido por ela. O catalisador não tem efeito sobre o 
equilíbrio de uma reação, ele pode acelerar ou retardar a velocidade na qual uma 
reação atinge o equilíbrio, mas ele não afeta a composição no equilíbrio. 
 
 
 
 
 
Eletroquímica 
É a parte da química que estuda a relação entre corrente elétrica e as reações 
químicas. Os principais fenômenos estudados são a produção de corrente elétrica 
através de uma reação química (pilha) e a ocorrência de uma reação química pela 
passagem de corrente elétrica (eletrólise). 
 
 
 
• Pilhas 
É um dispositivo que aproveita a transferência de elétrons em uma reação de 
oxirredução e propicia o aparecimento de uma corrente elétrica através de um 
condutor. 
Em 1800, o físico italiano Alessandro Volta construiu a primeira pilha constituída 
por um conjunto de placas de zinco e cobre, empilhadas alternadamente e 
separada por cartões embebidos de solução de ácido sulfúrico. 
 
 
• Pilha de Daniel 
Construída pelo químico inglês Jonh F Daniell, era formada por uma barra de 
zinco e outra de cobre, unidas por um fio metálico. 
 
 
• A lâmpada acende, o que prova a existência de corrente elétrica 
• Após certo tempo, a barra de zinco diminui de tamanho ao passo que o cobre 
torna-se maior 
• A solução de zinco fica mais concentrada, enquanto a solução de cobre fica 
mais diluída 
 
 
 
Calculo de ddp 
 
 
 
Eletrólise 
O fenômeno da eletrólise é basicamente o contrário da pilha, pois enquanto o 
processo químico da pilha é espontâneo, o da eletrólise é não-espontâneo e 
provocado por corrente elétrica. 
 
 
Eletrólise Ígnea 
É a eletrólise de um eletrólito no estado fundido. Nela, o sólido iônico deve ser 
liquefeito por aquecimento (fusão), pois assim os íonstêm livre movimento, podendo 
se deslocar até os eletrodos e aí se descarregam. 
 
 
Eletrólise por via aquosa com eletrodos inertes 
Em solução aquosa além de íons resultantes da dissociação de íons, há também 
cátions H+ e ânions OH- provenientes da auto-ionização da água. 
 
Eletrólise com eletrodos ativos 
• Com eletrodos inertes: quando os eletrodos não participam do processo 
• Com eletrodos ativos: quando os eletrodos participam do processo 
 
 
 
Questões 
1.Uma solução cuja densidade é de 1150 g/L foi preparada, dissolvendo-se 160 g 
de NaOH em 760 cm3 de água. Determine respectivamente a massa da solução 
obtida e seu volume. (Dado: densidade da água = 1,0 g/cm3): 
a) 160 g e 0,14 mL. 
b) 760 g e 0,66 mL. 
c) 920 g e 0,8 mL. 
d) 160 g e 0,21 mL. 
e) 920 g e 800 mL 
 
2.Qual a densidade em g/cm3 de uma solução de volume igual a 5 L e massa de 4000 
g: 
a) 0,08 
b) 0,8 
c) 8 
d) 80 
e) 800 
 
3.Ao dissolver 100 g de NaOH em 400 mL de água, obtiveram-se 410 mL de 
solução. A concentração comum dessa solução será igual a: 
a) 0,2439 g/L. 
b) 0,25 g/L. 
c) 250 g/L. 
d) 243,90 g/L. 
e) 4,0 g/L. 
 
4.Uma solução de ácido clorídrico (HCl(aq)) foi preparada dissolvendo-se 120 g do 
cloreto de hidrogênio (HCl(s)) em 1000 g de água. Considerando que a densidade da 
água é igual a 1,044 g/cm3, determine qual das alternativas abaixo indica o valor 
aproximado da concentração em mol/L da solução preparada. (Dados: massas 
molares: H = 1,0 g/mol; Cl= 35,5 g/mol). 
a) 0,343. 
b) 3,06. 
c) 0,00286. 
d) 3,43. 
e) 4,86. 
 
5.(UFPI) Qual será o volume de água que deve ser acrescentado a 300ml de uma 
solução 1,5 mol/L de ácido clorídrico (HCl) para torná-la 0,3mol/L? 
a) 1000mL 
b) 1500mL 
c) 1200mL 
d) 1800mL 
e) 500 mL 
 
6.O ponto de congelamento de uma solução contendo 9,24 g de KOH em 1 100 g de 
água é igual a -0,519 ºC. Determine o fator de Van’t Hoff desse hidróxido. (Dado: Kc 
= 1,86 ºC. kg . mol-1). 
 
7. A pressão de vapor da água pura é de 6,4 kPa a 25 °C. Qual será a pressão de 
vapor de uma solução à mesma temperatura que possui 0,8 mol de glicose em 4,0 
mol de água? 
 
8. (FATEC SP) Quando se aquece uma solução de água e cloreto de sódio, 
observa-se que o ponto de ebulição se eleva à medida que a mistura é aquecida. 
Essa elevação de temperatura de ebulição deve-se: 
a) à diminuição da energia cinética das moléculas. 
b) ao aumento da energia cinética das partículas de NaCl. 
c) ao aumento da concentração do soluto na solução. 
d) à dificuldade do soluto de vaporizar-se. 
e) ao aumento da energia cinética das moléculas. 
 
9. Uma salada de alface e tomate foi temperada com uma solução de vinagre e sal 
e, posteriormente, adicionou-se azeite a ela. Após determinado tempo, as folhas de 
alface murcharam. Qual é o nome do fenômeno ocorrido? 
a) Tonoscopia. 
b) Ebulioscopia. 
c) Crioscopia. 
d) Osmose. 
 
10.(UFPB) Se 1 mol de H2(g) e 1 mol de I2(g), em um recipiente de 1 litro, atingirem a 
condição de equilíbrio a 500 ºC, a concentração de HI no equilíbrio será: 
Dado: Kc = 49. 
a) 2,31. 
b) 5,42. 
c) 1,56. 
d) 3,29. 
e) 4,32. 
 
11.(PUC-RS) Um equilíbrio envolvido na formação da chuva ácida está representado 
pela equação: 
2SO2(g) + O2(g) ↔ 2SO3(g) 
Em um recipiente de 1 litro, foram misturados 6 mols de dióxido de enxofre e 5 mols 
de oxigênio. Depois de algum tempo, o sistema atingiu o equilíbrio; o número de 
mols de trióxido de enxofre medido foi 4. O valor aproximado da constante de 
equilíbrio é: 
a) 0,53 
b) 0,66 
c) 0,75 
d) 1,33 
e) 2,33 
 
12.(UFPE) A concentração hidrogeniônica do suco de limão puro é 10-3 mol/L. Qual 
o pH de um refresco preparado com 20 mL de suco de limão e água suficiente para 
completar 200 mL? 
a) 2,5 
b) 3,0 
c) 3,5 
d) 4,0 
e) 4,5 
 
13.Considere uma solução 0,01 mol . L1- de um monoácido forte genérico HA e 
indique a alternativa correta. 
a) O pH é igual a 1. 
b) O pH é menor que 1. 
c) O pH é maior que 1. 
d) [HA] é muito maior que [A-]. 
e) [A-] = 0,1 mol . L1-. 
 
14.(PUC) Na cela eletroquímica representada pela equação: 
Ni0 + 2Ag+ → Ni2+ + 2Ag0 
é correto afirmar que: 
a) os elétrons fluem, pelo circuito externo, da prata para o níquel. 
b) o cátodo é o eletrodo de níquel. 
c) o eletrodo de prata sofre desgaste. 
d) a prata sofre redução. 
e) a solução de níquel irá se diluir. 
 
15.Indique o ânodo e o cátodo das pilhas construídas com os seguintes pares de 
metais: 
a) Zn e Mg 
b) Zn e Ni 
c) Pb e Ag 
d) Mg e Pb 
e) Pb e Ni 
 
16. (Puccamp - SP) Considere as seguintes equações termoquímicas: 
I. 3 O2(g) → 2 O3(g) ∆H1 = +284,6 kJ 
II. 1 C(grafita) + 1 O2(g)→ 1 CO2(g) ∆H2 = -393,3 kJ 
III. 1 C2H4(g) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 2H2O(l) ∆H3 = -1410,8 kJ 
IV. 1 C3H6(g) + 1 H2(g) → 1 C3HO8(g) ∆H4 = -123,8 kJ 
V. 1 I(g) → 1/2 I2(g) ∆H5 = -104,6 kJ 
Qual é a variação de entalpia que pode ser designada calor de formação ou calor de 
combustão? 
a) ∆H1. 
b) ∆H2. 
c) ∆H3. 
d) ∆H4. 
e) ∆H5. 
 
17.Considerando as seguintes equações termoquímicas e seus respectivos ∆H0, 
indique o reagente que, em relação aos produtos, possui maior energia: 
a) C(grafita) → C(diamante) ∆H0 = + 2,1 kJ/mol de C 
b) I(g) → ½ I2(g) ∆H0 = - 104,5 kJ/mol de I 
c)1/2 Cℓ(g) → Cℓ(g) ∆H0 = + 125,4 kJ/mol de Cℓ 
 
 
Respostas 
1.Alternativa “e”. 
A massa da solução (m) é dada pela soma da massa do soluto (m1 = 160 g) com a 
massa do solvente (m2). Assim, precisamos primeiro descobrir a massa da água: 
d2= m2/v2 
m2 = d2 . v2 
m2 = 1,0 . 760 
m2 = 760 g 
Agora descobrimos a massa da solução: 
m = m1 + m2 
m = 160 + 760 
m = 920g 
Agora falta descobrir o volume da solução: 
d = m/v 
v = m/d 
v = 920/1150 L 
v = 0,8 L = 800 mL 
 
2. Alternativa “b”. 
d = m/v 
d = 4000g/5000cm3 
d = 0,8 g/cm3 
 
3.Alternativa “d”. 
V = 410 mL = 0,41 L 
C = m1 → C = 100 g → C = 243,90 g/L 
 V 0,41 L 
 
4.Alternativa “b”. 
Por meio das massas molares, calculamos a massa molar do HCl, que é igual a 
36,5 g/mol (1,0 + 35,5). 
Agora, precisamos determinar o volume da solução, que é considerado o mesmo 
que o da água. Fazemos isso por meio da densidade: 
d = m → V = m 
 V d 
A massa da solução (m) é dada pela soma da massa do soluto (HCl(s)) com a massa 
do solvente (água): 
m = 120 g + 1000 g = 1120 g 
Assim, substituindo os dados na fórmula acima para encontrar o valor do volume, 
temos: 
V = __1120 g__ → V = 1072,8 cm3 
 1,044 g/cm3 
Passando o volume de cm3 para litros, temos: 
1 L = 1dm3 
1cm³ = 0,001dm³ 
Se dm³ = L, então: 
1 cm³ --------------- 0,001 L 
1072,8 cm³ ----- V 
V = 1,0728 L 
Agora sim podemos substituir os valores na fórmula da concentração em mol/L: 
M = ___m1__ 
 MM . v 
M = ______120 g________ 
 (36,5 g/mol) . (1,0728 L) 
M = 3,06 mol/L 
 
5. Letra c). Os dados fornecidos pelo exercício são: 
Volume adicionado (Va)= ? 
Volume inicial (Vi) = 300 mL 
Molaridade inicial (Mi) = 1,5 mol/L 
Molaridade final (MF) = 0,3 mol/L 
Como o volume final não foi fornecido e o exercício deseja o volume adicionado, 
temos que: 
VF = Vi + Va 
Assim: 
VF = 300 + Va 
Em seguida, basta substituir o valor de VF na fórmula da diluição e molaridade: 
Mi.Vi = MF.VF 
1,5.300 = 0,3. (300.Va) 
450 = 90 + 0,3.Va 
450 – 90 = 0,3.Va 
0,3.Va = 360 
Va = 360 
 0,3 
Va = 1200 mL 
 
6. A fórmula que usaremos para descobrir o fator de Van’t Hoff é ausada para 
descobrir o abaixamento do ponto de congelamento da solução: 
∆tc = Kc . W . i → i = _∆tc_ 
 Kc . W 
Em que: 
∆tc = variação da temperatura de congelamento = -0,519 ºC (o sinal negativo não 
faz parte dos cálculos nesse caso porque ele só indica que o ponto de 
congelamento diminuiu); 
Kc = constante crioscópica específica para cada solvente =1,86 ºC. kg . mol-1; 
W = molalidade= ? 
i = fator de Van’t Hoff = ? 
* Assim, precisamos primeiro descobrir o valor de W, por meio da fórmula: 
W = n1 
 m2 
* Mas também não temos n1, por isso, vamos calculá-lo abaixo: 
n1 = m1 
 M1 
* M1 (massa molar de KOH = 39 + 16 + 1 = 56 g/moL) 
n1 = 9,24 g 
 56 g/mol 
n1 = 0,165 mol 
* Substituímos esse valor e encontramos a molalidade: 
W = n1 
 m2 
W = 0,165 mol 
 1,100 kg 
W = 0,15 mol/kg 
* Por fim, substituímos esse valor na fórmula mostrada inicialmente: 
i = _∆tc_ 
 Kc . C 
i = (0,519ºC) 
 (1,86 ºC. kg . mol-1) . (0,15 mol/kg) 
i = 1,86 
 
7. Dados: 
Psolução = ? 
Psolvente puro = 6,4 kPa 
 
nsolvente = 4,0 mol 
nsoluto = 0,8 mol 
xsolvente = ? 
Utilizando a Lei de Raoult, temos: 
Psolução = xsolvente . Psolvente puro 
 Psolução = xsolvente . 6,4 kPa 
É preciso, portanto, descobrir a fração em mol da água: 
X solvente = _____n solvente_____________ 
 n solvente + nsoluto 
X solvente = _____4,0 mol_____________ 
 (4,0+ 0,80) mol 
X solvente = 0,833 
Retornando à expressão da Lei de Raoult, e substituindo o valor da fração molar da 
água, encontramos a pressão de vapor da solução formada: 
Psolução = 0,833. 6,4 kPa 
Psolução 5,333 kPa 
 
8. Alternativa C. 
 
9. Alternativa D osmose. 
 
10.Considerando que o volume é de 1 L e que Kc = 49, vamos usar a expressão da 
constante de equilíbrio Kc para descobrir a concentração de HI: 
Kc = [HI]2 
 [H2] . [I2] 
49 = (2x)2 
 (1-x) . (1-x) 
49 = 4x2 
 1 – 2x + x2 
45x2 – 98x + 49 = 0 
Visto que temos uma equação de 2º grau aqui, teremos que usar a fórmula de 
Bhaskara para resolver: 
-Fórmula geral das equações de 2º grau: ax2 + bx + c = 0; 
- Fórmula de Bhaskara: 
x = -b ± √b2 – 4 . a . c 
 2 . a 
x = -(-98) ± √(-98)2 – 4 . 45 . 49 
 2 . 45 
x = 98 ± √784 
 2 . 45 
x = 98 ± √784 
 90 
x1 = +1,4 > 1,0 mol (não tem significado físico) 
x2 = 0,78 
Agora descobrimos a concentração de HI: 
[HI] = 2 x = 2 . 0,78 = 1,56 mol/L 
 
11. Kc = [SO3]2 
 [SO2]2 . [O2] 
Kc = __(4)2__ 
 (2)2 . 3 
Kc = 1,33 
 
12. Alternativa “d”. 
A concentração inicial era de 10-3 mol/L ou 0,01 mol/L. 
Antes da diluição: 
10-3 mol de H3O1+ ---------- 1000 mL 
 x ---------------------- 20 mL 
x = 2 . 10-5 mol de H3O1+ em 20 mL 
Depois da diluição: 
2 . 10-5 mol de H3O1+---------- 200 mL 
 y ---------------------- 1000 mL 
y = 10-4 mol de H3O1+ em 1000 mL 
pH = - log [H3O1+] 
pH = - log [10-4] 
pH = - (-4) 
pH = 4 
 
13. Alternativa “c”. 
0,01 mol . L1-= 10-2 mol . L1- 
10-2 mol de H3O1+ ---------- 1000 mL 
pH = - log [H3O1+] 
pH = - log [10-2] 
pH = - (-2) 
pH = 2 
 
14. Alternativa “b”. 
Nas pilhas eletroquímicas, o cátodo (polo positivo) é onde ocorre a redução, e o ânodo 
(polo negativo) é onde ocorre a oxidação. 
 
15. Consultando uma tabela de potenciais-padrão de redução ou oxidação (como a 
encontrada no texto Medida dos potenciais eletroquímicos), sabemos que: 
a) O Mg tem maior potencial de oxidação (+2,37) que o Zn (+0,76), logo o Mg oxida 
(perde elétrons), constituindo o ânodo, e o Zn reduz (ganha elétrons), formando o 
cátodo: Mg/Mg2+ // Zn2+/Zn. 
b) O Zn tem maior potencial de oxidação (+0,76) que o Ni (+0,23), assim o Zn oxida, 
constituindo o ânodo, e o Ni reduz (ganha elétrons), formando o cátodo: Zn/Zn2+ // 
Ni2+/Ni. 
c) O Pb tem maior potencial de oxidação (+0,13) que o Ag (-0,80), assim o Pb é o 
ânodo e o Ag é o cátodo: Pb/Pb2+ // Ag+/Ag. 
d) O Mg tem maior potencial de oxidação (+2,37) que o Pb (+0,13), logo o Mg é o 
ânodo e o Pb é o cátodo: Mg/Mg2+ // Pb2+/Pb. 
e) O Ni tem maior potencial de oxidação (+0,23) que o Pb (+0,13), então o Ni é o 
ânodo e o Pb é o cátodo: Ni/Ni2+ // Pb2+/Pb. 
 
16. Alternativa “b”. 
Para ser calor de formação, é preciso que os reagentes sejam substâncias simples. 
Para ser calor de combustão, a reação deve ocorrer entre algum combustível e o O2, 
e o valor de ∆H tem que ser negativo, indicando que houve liberação de energia. A 
única equação termoquímica que atende a todos esses critérios é a II. 
 
17. O reagente que possui maior energia é o I(g), pois a formação do I2(g) é um 
processo exotérmico, ou seja, que libera energia. Essa é a única reação que possui 
o ∆H0 negativo.