Aula 2 Soluções aquosas

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Fundamentos da Química Analítica Farmacêutica
Aula 02: Soluções aquosas
Apresentação
A natureza de uma amostra é um dos fatores determinantes na de�nição dos procedimentos de
preparação e na escolha da técnica e do método analítico que serão empregados na análise.
Grandes partes das análises químicas ocorrem por via úmida, ou seja, o analito é identi�cado ou
quanti�cado quando está contido em uma solução. Por isso, entender o que são soluções e como
prepará-las é fundamental para o estudo da Química Analítica.
Estudaremos os conceitos e as classi�cações relacionados às soluções bem como as principais
unidades de concentrações utilizadas para representar a relação entre quantidade de soluto e de
solução. Veremos também os cálculos envolvidos no preparo e nas diluições de soluções
aquosas.
Objetivos
De�nir solução aquosa;
Reconhecer as propriedades de soluções eletrolíticas e não eletrolíticas;
Identi�car as principais unidades de concentração de soluções aquosas.
Introdução ao estudo das soluções
 Açúcar soluto e água solvente | Fonte: Shutterstock
Chamamos de solução uma mistura homogênea composta por duas ou mais substâncias. Em uma
solução, a substância em maior quantidade é geralmente chamada de solvente; e outras substâncias
que aparecem em menor quantidade são denominadas solutos, estando dissolvidas no solvente.
Exemplo
Se uma pequena quantidade de açúcar é dissolvida completamente em um copo de água, o açúcar é
o soluto e a água é o solvente. Entendemos claramente que um copo de água com açúcar representa
uma solução. É comum pensarmos que as soluções são apenas misturas homogêneas no estado
líquido. Entretanto, apesar de a maioria das soluções de fato serem líquidas, elas existem também
nos estados gasoso e sólido.
Fonte: Shutterstock
O ar que estamos respirando neste momento é
um exemplo de solução gasosa. Ele é
constituído, principalmente, por 80% de
nitrogênio (N ) e 19% de oxigênio (O ). Entre os
gases que compõem o ar – e que totalizam o
1% restante – estão o ozônio (O ), o metano
(CH ), o monóxido de carbono (CO), o dióxido de
carbono (CO ) e o vapor de água (H O).
Como solução sólida, podemos citar o ouro 18
quilates. Nesse tipo de solução, o ouro (Au)
constitui 75% da mistura, enquanto os 25%
restantes são compostos por cobre (Cu) e prata
(Ag).
Nossa abordagem se restringirá às soluções
líquidas nas quais o solvente é a água. Daqui
em diante, chamaremos essas soluções de
soluções aquosas.
2 2
3
4
2 2
Soluções eletrolíticas e não eletrolíticas
 Fonte: Shutterstock
Já parou para pensar por que é tão perigoso manusear aparelhos conectados à rede elétrica no
chuveiro, na banheira ou próximo à piscina?
Todo esse cuidado é necessário porque a água que usamos diariamente é boa condutora de
eletricidade. A condutividade não é uma propriedade da água e sim de outras substâncias que estão
dissolvidas nela.
Nem todas as substâncias quando dissolvidas em água têm a capacidade de originar uma solução
condutora de eletricidade. Muitos experimentos mostram que algumas soluções são melhores
condutoras que outras.
 Figura 1 – Esquema do experimento de Arrhenius comparando soluções eletrolíticas e não eletrolíticas | Fonte: PAIVA, 2011
No século XIX, um cientista chamado Arrhenius investigou a condução de energia elétrica em
soluções aquosas, por meio de experimentos. Nestes, dois eletrodos ligados a um gerador e a uma
lâmpada foram imergidos em diferentes soluções. A �gura 1 esquematiza o experimento de
Arrhenius, tendo como soluto das soluções aquosas a glicose e o cloreto de sódio.
Quando a solução
permite a condução
de corrente elétrica
de um eletrodo para
outro, a lâmpada é
acesa. Essas
soluções são
chamadas de
eletrolíticas.
Se a lâmpada
permanece apagada,
a solução não é boa
condutora de
corrente elétrica, ou
seja, é uma solução
não eletrolítica.
Atenção
Perceba que, visualmente, as soluções são exatamente iguais: Incolores e Translúcidas. Porém, as
propriedades delas, quanto à condução de eletricidade, são diferentes.
Se o solvente de ambas as soluções é o mesmo, a diferença na capacidade de conduzir corrente
elétrica das soluções está relacionada às características do soluto.
javascript:void(0);
O motivo pelo qual as soluções conduzem eletricidade é a presença de íons. Logo, a condutividade da
solução de NaCl indica a presença de íons. Já a ausência de condutividade na solução de glicose
indica que essa substância, quando dissolvida em água, não gera íons.
Quando o cloreto de sódio é dissolvido em água, os íons Na e Cl passam a existir na solução,
rodeados por moléculas de água. Já as moléculas de glicose, quando em solução aquosa, não
sofrem ionização; e cada molécula neutra de glicose é rodeada por moléculas de água.
+ -
Substâncias como o
NaCl que, em
solução aquosa,
contêm íons são
chamadas de
eletrólitos.
Uma substância que
não gera íons em
solução aquosa,
como a glicose, é
denominada não
eletrólito.
É importante destacar que todos os não eletrólitos são compostos
moleculares, ou seja, contêm apenas ligações covalentes. Já os eletrólitos
podem ser compostos iônicos ou compostos moleculares com ligações
covalentes muito polarizadas, que quando entram em contato com a água
são quebradas e formam íons.
 A Dissociação, Ionização e a força relativa dos eletrólitos
 Clique no botão acima.
Dissociação e ionização
A formação de íons em solução aquosa pode acontecer mediante dois processos: Ionização
ou Dissociação.
A ionização ocorre quando o eletrólito é um composto molecular. Nesses casos, os íons são
produzidos devido à reação de moléculas de água com moléculas das substâncias. 
Exemplo:
𝐻𝑁𝑂  𝐻 +𝑁𝑂
 
A dissociação acontece com eletrólitos que são compostos iônicos. Quando esses
compostos sofrem dissolução em água, os íons são separados do retículo cristalino.
Lembre-se que, nos compostos iônicos, já existem cátions e ânions que são unidos por
atração eletroestática. 
Exemplo:
𝑁𝑎𝑁𝑂  𝑁𝑎 +𝑁𝑂
A força relativa dos eletrólitos
Os eletrólitos são diferentes entre si de acordo com a extensão em que conduzem
eletricidade. Aqueles que, em solução aquosa, estão completamente ou quase
completamente ionizados são considerados eletrólitos fortes. Essencialmente, todo
composto iônico solúvel em água (o NaCl, por exemplo) e alguns compostos moleculares,
como o HCl, são eletrólitos fortes.
 
Os eletrólitos fracos são aqueles compostos cuja maior parte das moléculas, em solução
aquosa, encontram-se na forma neutra, e uma pequena fração na forma ionizada.
 
Em uma solução aquosa de ácido acético (CH COOH), por exemplo, a maioria das
moléculas estão dissolvidas na forma neutra CH COOH , enquanto apenas uma pequena
quantidade é convertida em íons H e CH COO .
 
Observe a reação de ionização do ácido acético (CH COOH):
 
𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂𝐻 𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂 +𝐻
3(𝑎𝑞)
+
(𝑎𝑞)
-
3(𝑎𝑞)
3(𝑎𝑞)
+
(𝑎𝑞)
−
3(𝑎𝑞)
3
3 (aq)
+
3
-
3
3 (𝑎𝑞) 3
−
(𝑎𝑞)
+
(𝑎𝑞)
As meias-setas apontando para sentidos opostos (setas reversíveis) indicam que a reação
acontece para ambos os lados. Nesse processo, não são apenas moléculas de CH COOH
que sofrem ionização para formar os íons H e CH COO . Alguns desses íons também se
recombinam para formar moléculas neutras de CH COOH. A extensão com que essas
reações opostas acontecem vai determinar a quantidade relativa de moléculas neutras e de
íons que existem na solução.
Além disso, a relação entre a velocidade de reação direta (reagentes produtos) e a
velocidade da reação inversa (produtos reagentes) produz o estado de equilíbrio químico.
Quando o equilíbrio químico de uma reação é atingido, o número relativo de cada espécie
envolvida na reação (molécula neutra ou íons) se torna constante.
Observe a reação de ionização do HCl:
𝐻𝐶𝑙 𝐻 +𝐶𝑙
A seta com único sentido é usada quando a reação acontece majoritariamente no sentido
da formação dos produtos, como é o caso dos eletrólitos fortes. Aausência de uma meia-
seta no sentido dos reagentes indica que não há tendência de os íons H e Cl se
recombinarem para formar a molécula neutra de HCl. Em casos como esse, quando a
reação atinge o equilíbrio químico, a quantidade relativa de moléculas neutras é muito
pequena, ou seja, em solução aquosa, a substância se encontra quase que completamente
na forma ionizada.
Solubilidade x força do eletrólito
 
O conceito de solubilidade não pode ser confundido com a força do eletrólito. Chamamos de
solubilidade a extensão em que um soluto é capaz de se solubilizar em determinada
quantidade de solvente, formando uma mistura homogênea (solução). Para que você possa
entender melhor essa diferença, exempli�caremos com o ácido acético (CH COOH) e o
hidróxido de cálcio (Ca(OH) ).
 
O ácido acético é muito solúvel em água. Isso signi�ca que as moléculas desse composto
são facilmente dissolvidas pela água. Porém, somente algumas poucas moléculas de ácido
acético sofrem ionização. Podemos dizer, então, que o ácido acético é um eletrólito fraco,
mas muito solúvel.
 
O hidróxido de cálcio, por outro lado, não é muito solúvel em água. Porém, praticamente
todo Ca(OH) que é solubilizado sofre dissociação, formando íons Ca e OH . Assim, o
Ca(OH) é um eletrólito forte, mas pouco solúvel.
 
𝐶𝑎(𝑂𝐻)  𝐶𝑎 +2𝑂𝐻
3
+
3
-
3
(𝑎𝑞)
+
(𝑎𝑞)
−
(𝑎𝑞)
+ -
3
2
2
2+ -
2
2(𝑎𝑞)
2+
(𝑎𝑞)
-
(𝑎𝑞)
O processo de formação das soluções aquosas
 Fonte: Shutterstock
Preparar soluções é uma atividade bastante comum na rotina de um laboratório de química. Mas ela
também está presente no nosso dia a dia, quando dissolvemos sal de cozinha ou açúcar em água,
por exemplo. Na nossa experiência cotidiana, podemos perceber a olhos nus os cristais de sal ou de
açúcar – os solutos – desaparecerem quando colocados na água – o solvente – sob agitação.
Sempre que um soluto é dissolvido completamente, o resultado é uma mistura homogênea. Porém,
dependendo das características químicas, as moléculas do soluto podem estar nas formas neutra,
ionizada ou, ainda, a solução pode ser constituída pela mistura das duas.
Retomemos o exemplo da dissolução do cloreto de sódio, um composto iônico, e da glicose, uma
molécula neutra não eletrolítica.
A estrutura cristalina do cloreto de sódio consiste no arranjo ordenado de íons Na e íons Cl . Quando
o NaCl é dissolvido em água, os íons são separados da estrutura cristalina e dispersos pela solução.
No processo, o cátion e o ânion que formam o composto iônico são dissociados e solvatados pelas
moléculas de água (�gura 2).
+ -
 Figura 2 – Dissociação do NaCl | Fonte: UFPR, 2013
javascript:void(0);
Fonte: Shutterstock
A água é, de modo geral, muito efetiva na
solubilização de compostos iônicos. Apesar de
a molécula de H O ser eletricamente neutra, é
polar. Isso porque, o átomo de oxigênio, por ser
mais eletronegativo que o hidrogênio, apresenta
maior densidade eletrônica e,
consequentemente, carga parcial negativa (δ-),
enquanto o hidrogênio, menos eletronegativo,
possui menor densidade eletrônica e carga
parcialmente positiva (δ+). Na dissolução de
compostos iônicos, os cátions são atraídos pelo
polo negativo, enquanto os ânions, pelo polo
positivo da água, e são envolvidos (solvatados)
por moléculas de água.
Nas equações químicas, os íons solvatados são
representados com a abreviatura de aquoso
(aq) subscrita ao lado do símbolo. Por exemplo,
os íons do NaCl em solução aquosa, são
representados em uma equação química como
Na e Cl .
2
+
(aq)
-
(aq)
A solvatação auxilia na estabilização dos íons da solução e evita que cátions e ânions voltem a se
recombinar. Além disso, os íons rodeados por camadas de água se movimentam livremente pela
solução, fazendo com que se distribuam uniformemente.
Para a maioria dos compostos iônicos, é possível prever a natureza dos íons em solução aquosa.
Veja a tabela 1, e na 2 relembre alguns íons bastante comuns.
Tabela 1 – Exemplos de cátions
Carga Fómula Nome
+1
H Íon hidrogênio
Li Íon lítio
Na Íon sódio
Ag Íon prata
NH Íon amônio
Cu Íon cobre (I) ou íon cuproso
+2
Mg Íon magnésio
Ca Íon cálcio
Sr Íon estrôncio
Ba Íon bário
Zn Íon zinco
Cd Íon cádmio
Hg Íon mercúrio (II) ou íon mercúrico
Hg Íon mercúrio (I) ou íon mercuroso
Fe Íon ferro (II) ou íon ferroso
+3
Al Íon alumínio
Fe Íon ferro (III) ou íon férrico
Fonte: Elaborada pelo autor, 2020.
+
+
+
+
4
+
+
+2
+2
+2
+2
+2
+2
+2
2
+2
+2
+3
+3
Tabela 2 – Exemplo de ânions
Carga Fórmula Nome
-1
H Íon hidreto
F Íon fluoreto
Cl Íon cloreto
Br Íon brometo
I Íon fluoreto
CN Íon cianeto
OH Íon hidróxido ou hidroxila
CH COO Íon acetato
NO Íon nitrato
MnO4 Íon permanganato
ClO Íon clorato
-2
S Íon sulfeto
CO Íon carbonato
SO Íon sulfato
CrO Íon cromato
Cr O Íon dicromato
-3
N Íon nitreto
PO Íon fosfato
Fonte: Elaborada pelo autor, 2020.
-
-
-
-
-
-
-
3
-
3
-
-
3
-
-2
3
-2
4
-2
4
-2
2 7
-2
-3
4
-3
Atenção
Diferentemente do cloreto de sódio, a glicose não libera íons quando é solubilizada em água. Nesse
caso, a solução geralmente consiste na molécula inalterada dispersa na solução. Assim como a
glicose, diversos compostos não iônicos são não eletrólitos. Porém, como vimos anteriormente,
algumas moléculas que possuem ligações covalentes muito polarizadas podem liberar íons em
soluções aquosas.
A classe dos ácidos é um dos mais importantes exemplos de moléculas que apresentam esse tipo de
comportamento. O ácido clorídrico, quando dissolvido em água, (HCl ), é ionizado e libera íons H
 e Cl na solução.
Ainda nesse contexto, é importante frisar que nem todo composto molecular é solúvel em água.
(aq)
+
(aq)
-
(aq)
A solubilidade de uma substância depende, entre outros fatores, da
polaridade do solvente e do soluto. De maneira geral, a água como solvente
polar, solubiliza melhor moléculas polares, como a glicose ou o etanol.
Unidades de concentração
Observe os rótulos das soluções da �gura 3.
 Figura 3 – Exemplos de soluções aquosas de NaOH | Fonte: Elaborada pelo autor, 2020.
Ambas as soluções são compostas pelo mesmo soluto e pelo mesmo solvente. Porém, são soluções
diferentes devido à quantidade de soluto que existe por litro de solução. Essa relação entre
quantidade de soluto contida em determinada quantidade de solução ou solvente é chamada de
concentração.
Existem diversas formas de representar a concentração de uma solução, denominadas unidades de
concentração.
A seguir, discutiremos as principais unidades de concentração.
Concentração comum ou em massa
A unidade de concentração comum (C) indica a quantidade de soluto, em massa, que existe em
determinado volume de solução.
A concentração comum é expressa pela razão de uma unidade de massa (por exemplo: g, mg ou kg)
por uma unidade de volume (por exemplo: cm , L, mL, dm ) de solução.3 3
Exemplo
Solução de NaOH a 5g/L;
Solução de glicose 0,03 mg/dL;
Solução de NaHCO a 0,02 mg/cm3 3
Concentração molar ou molaridade (M ou mol/L)
A molaridade ou concentração molar expressa o número de mols de soluto que estão presentes em
um litro de solução.
Para entender melhor a de�nição de molaridade, vamos relembrar alguns conceitos relacionados ao
mol.
 
O mol é uma unidade de medida básica do Sistema Internacional de Unidades (SI) que expressa
quantidade de matéria. Um mol equivale a 6,022 x 10 (constante de Avogadro) de partículas
(considere como partículas átomos, moléculas, elétrons ou outra espécie química).
23
Exemplo
1 mol de carbono tem 6,022 x 10 átomos de carbono;
1 mol de íons carbonato (CO ) tem 6,022 x 10 de íons CO ;
1 mol de etanol (CH CH OH) tem 6,022 x 10 moléculas de CH CH OH.
23
3
-2 23
3
-2
3 2
23
3 2
A massa atômica ou a massa molecular, em gramas, de uma determinada espécie química é
equivalente a um mol de partículas dessa espécie.
Por isso, o termo massa molar (MM) é usado para designar a massa de um mol de uma espécie
química, seja ela constituídapor átomos de um elemento, íons ou moléculas. A unidade de medida
para massa molar é expressa em g/mol.
Veja, no quadro a seguir, exemplos da relação entre 1 mol, o número de Avogadro e a Massa Molar de
algumas espécies químicas.
Quadro 1 – Relação entre 1 mol, o número de Avogadro e a Massa
Molar
1 mol de carbono 6,022 x 10 átomos de carbono = 12,0107 g/mol
1 mol de íons carbonato (CO ) 6,022 x 10 de íons CO = 61,0168 g/mol
1 mol de etanol (CH CH OH) 6,022 x 10 moléculas de CH CH OH = 46,07 g/mol
23
3
-2 23
3
-2
3 2 23 3 2
Atenção
Lembre-se de que a massa atômica de um elemento pode ser consultada na tabela periódica e a
massa molecular de uma substância é o somatório das massas atômicas de todos os átomos que
fazem parte da estrutura.
O número de mol de uma determinada quantidade de matéria pode ser calculado pela regra de três
simples, a partir da massa, em grama, ou usando diretamente a razão entre a massa da amostra e a
massa molar da substância, dada pela seguinte equação matemática:
Sendo: 
n = número de mols; 
m = massa da amostra, em gramas; 
MM = massa molar, em g/mol.
n =                     (Equação 1)mamostra
MM
amostra
 Veja alguns exemplos
 Clique no botão acima.
Veja no exemplo a seguir como o número de mols de uma quantidade de matéria pode ser
calculado.
EXEMPLO
Qual o número de mols existentes em 1,5 g de ferro puro?
Dado: 
Resolução 1: Utilizando o método da regra de três simples, temos:
Resolução 2: Aplicando os dados diretamente na equação 1, temos:
A concentração molar de uma solução pode ser determinada aplicando uma fórmula
matemática que expressa a razão direta entre o número de mols do soluto e o volume, em
litro, da solução (equação 2).
Se substituirmos n pela equação 1, teremos a seguinte equação:
A equação 3 é bastante útil no preparo de soluções, pois envolve a massa do soluto.
Diferentemente do número de mols, a massa é uma grandeza que expressa a quantidade de
soluto que pode ser mensurada facilmente por meio de balança.
Vejamos no exemplo a seguir como podemos calcular a molaridade para uma solução a
partir das massas de soluto.
Exemplo
= 55, 84g/molMMFe
1 mol de Fe --------55, 84g/mol de Fe
xmol de Fe --------1, 5g de Fe
1 × 1, 5 = x× 55, 84
x = = 0, 027 mol
1,5
55,84
= 1, 5gmamostra
= 55, 84g/ molMMFe
n = = 0, 027 mol
1,5
55,84
M =         (Equação 2)n
V (L)
M =    (Equação 3)mamostra
MM.V (L)
= M × MM × V (L)mamostra
O soro caseiro é uma solução aquosa de açúcar (glicose) e sal de cozinha (NaCl) que auxilia
no combate à desidratação em casos de vômito e diarreia. Cada copo de 200 mL de soro
caseiro contém, aproximadamente, 0,7 g de NaCl e 2,2 g de glicose. Calcule a molaridade do
NaCl e da glicose no soro caseiro.
Dado: 
Resolução 1:
Para calcular a molaridade da solução em função dos dois solutos, você pode determinar o
número de mols (n), aplicando a equação 1 e, em seguida, substituir o valor encontrado na
equação 2.
É importante que você organize as informações fornecidas pelo problema para evitar erros
quando esses valores forem substituídos nas equações.
Cálculo da concentração molar de cloreto de sódio
Cálculo da concentração molar da glicose
Resolução 2: 
A molaridade pode ser determinada substituindo diretamente os dados na equação 3.
Concentração molar do NaCl
Concentração molar da glicose (C H O )
= 58, 44g/ mol;   = 180, 16g/ molMMNacl MMglicose
Dados do cloreto de sódio
(NaCl) 
m = 0,7 g 
MM = 58,44 g/mol 
V (L) = 200 mL = 0,2 L
NaCl
NaCl
NaCl
Dados da glicose (C H O ) 
m = 2,2 g 
MM = 180,16 g/mol 
V (L) = 200 mL = 0,2 L
6 12 6
glicose
glicose
glicose
= = 0, 012 molnNaCl
0,7
58,44
M = = 0, 06 M  ou mol/L
0,012
0,2
= = 0, 012 molnNaCl
2,2
180,16
M = =  0, 06 M  ou mol/L
0,012
0,2
= = = 0, 06 mol /LMNaCl
m
NaCl
. (L)MM
NaCl
V
NaCl
0,7
58,44 . 0,2
6 12 6
= = = 0, 06 mol /LMg licose
mglicose
. (L)MMglicose Vglicose
2,2
180,16.0,2
Concentração percentual
Na rotina de laboratório químico, farmacêutico ou de análises clínicas, a concentração percentual é
bastante utilizada.
Esse tipo de unidade de concentração é estabelecido pela razão entre a quantidade de soluto e a
quantidade de solução multiplicada por 100. Podemos, também, entender como sendo o número de
partes do soluto dissolvidos em cem partes da solução (partes por cem). As quantidades de soluto e
de solução são expressas em massa (g) ou volume (mL).
A seguir, abordaremos os três tipos de unidades de concentração percentual:
Clique nos botões para ver as informações.
É determinada pela massa de soluto, em gramas, que estão dissolvidos em 100 g de solução.
Geralmente, é o tipo de unidade utilizado para expressar a concentração de soluções aquosas de
reagentes como soluções concentradas de ácidos fortes (HNO 70,0%; H SO 98,0% e HCl
37,0%).
Concentração percentual %(m/m) ou %(p/p) 
3 2 4
% (m/m)   =   .  100   (Equação 4)massa de soluto (g)
massa de solução (g)
É determinada pela massa de soluto, em gramas, que estão dissolvidos em 100 mL de solução.
Esse tipo de unidade é muito utilizado para especi�car a unidade de concentração de soluções
aquosas cujo soluto é um reagente sólido. Por exemplo, o soro �siológico é uma solução aquosa
de NaCl a 0,9% (m/v), ou seja, cada 100 mL da solução contêm 0,9 g de NaCl.
Concentração percentual %(m/v) ou %(p/v) 
% (m/ v)   =   .  100   (Equação 5)massa de soluto (g)
massa de solução (mL)
É determinada pelo volume de soluto, em mililitros, contidos em 100 mL de solução. Esse tipo de
unidade de concentração é utilizado para expressar a concentração de soluções preparadas a
partir da diluição de um soluto líquido puro em um solvente também no estado líquido. Por
exemplo, uma solução aquosa 10% (v/v) de álcool etílico contém 10 mL de álcool etílico para
cada 100 mL de solução.
Concentração percentual %(v/v) 
% (v/ v)   =   .  100   (Equação 6)massa de soluto (g)
massa de solução (mL)
Exemplo
Calcule a massa de NaOH necessária para serem preparados 350 mL de uma solução de NaOH 10 %
(m/v).
Resolução:
Primeiramente, precisamos identi�car qual é o tipo de concentração percentual que o problema
aborda. No caso, é a concentração percentual %(m/v). Sendo assim, aplicaremos a equação 5. 
Depois, vamos organizar os dados e veri�car quais informações são fornecidas pela questão e qual é
requerida.
Dados (NaOH) 
m = ? 
% (m/v) NaOH = 10 % 
V = 350 mL
NaOH
NaOH
Aplicando a equação 5:
 
 
Logo, serão necessários 35 g de NaOH para que
sejam preparados 350 mL de solução aquosa de
NaOH 10%.
10  =  .  100
mNaOH
350
= = 35 g mNaOH
350 ×  10
100
Partes por milhão (ppm) e partes por bilhão (ppb)
São unidades de concentração bastante úteis quando as soluções são muito diluídas.
Nessas unidades, tanto a quantidade do soluto quanto a da solução são expressas em massa
(grama) do soluto em um milhão (ppm) ou um bilhão (ppb) de partes da solução.
Porém, considerando que as densidades de soluções aquosas muito diluídas são próximas a 1,00
g/mL, podemos assumir que 1 ppm é equivalente a 1 µg/mL (= 1 mg/L) e que 1ppb 1 ng/mL (=
1µg/L).
ppm =     x        (Equação 7)massa do soluto
massa da amostra
10−6
ppb =     x          (Equação 8)massa do soluto
massa da amostra
10−9
Exemplo
O limite máximo de Pb (MM = 207,2 g/mol) aceitável em água de consumo é de 10 ppb. Calcule
esse limite em termos de concentração molar.
Resolução: 
Como a solução aquosa em questão é muito diluída, podemos considerar que a densidade dela é
equivalente à da água (1,00 g/mL). Assim sendo, a concentração limite de chumbo é de 10 µg em cada
litro de solução. Para calcular a concentração molar vamos aplicar a Equação 3.
Dados: 
MM = 207,2 g/mol 
m = 10 µg = 10.10 g 
V(L) = 1 L 
+2
-6
= =  4, 8 .    mol/LMPb+2
10 .  10−6
207,2 . 1
10−8
Normalidade (N)
A normalidade é de�nida pela razão entre o número de equivalentes do soluto e o volume da
solução, em litros. A normalidade de uma soluçãopode ser calculada pela equação 9.
N  =     (Equação 9)ne
V (L)
Sendo: 
N = normalidade; 
ne = número de equivalentes;
V(L) = volume da solução,
em litros.
O número de equivalentes (ne) é a razão entre a massa da substância e o seu respectivo equivalente-
grama (Eq.g).
ne  =     (Equação 10)msubstância
Eq.g
De forma prática, o conceito de equivalente vem da capacidade que substâncias com características
químicas semelhantes possuem de liberarem diferentes números de partículas reativas, por mol da
substância.
 
O cálculo do Eq.g envolve a massa molar (MM) da substância e a quantidade de partículas reativas
envolvidas na reação (x):
Eq. g  =                         (Equação 11)MM
x 
Saiba mais
Para cada tipo de substância e reação, o equivalente-grama é estabelecido de forma diferente.
Entenda como acessando o documento Equivalente-grama.
Conversão de unidades de concentração e diluições
 Fonte: Shutterstock
Em muitos momentos na rotina de laboratório, encontramos situações em que precisamos preparar
uma solução com determinada concentração, mas estão disponíveis apenas outras soluções da
mesma substância expressas em outra unidade de concentração ou, ainda, soluções na mesma
unidade, mas em concentrações distintas.
Quando a solução existente tem a mesma unidade de concentração e é mais concentrada do que a
solução pretendida, fazemos a partir dela uma diluição.
As diluições são misturas menos concentradas preparadas a partir de soluções mais concentradas.
O processo de diluição consiste na coleta de um volume da solução mais concentrada que contenha
o número de mols necessários para preparar um determinado volume da solução diluída. A esse
volume acrescentamos o solvente até o volume de solução diluída pretendido.
A equação 13 expressa a relação entre concentração e volume da solução concentrada e da solução
diluída.
𝐶 . 𝑉 = 𝐶 . 𝑉
(𝐸𝑞𝑢𝑎çã𝑜 13)
𝑐𝑜𝑛𝑐 𝑐𝑜𝑛𝑐 𝑑𝑖𝑙 𝑑𝑖𝑙
Sendo: 
C = concentração da solução mais
concentrada; 
V = volume da solução mais concentrada; 
C =concentração da solução mais diluída; 
V . = volume da solução mais diluída.
conc
conc
dil
dil
Geralmente, o que nos interessa ao realizar uma diluição é estabelecer o volume da solução mais
concentrada (V ) que contém a quantidade de soluto necessário para preparar um volume de�nido
da solução mais diluída. Se rearranjarmos as variáveis da equação 13, colocando em evidência V ,
teremos:
conc
conc
javascript:void(0);
=         (Equação 14)Vconc   ×Cdil Vdil Cconc
Exemplo
Calcule o volume necessário para preparar 100 mL de uma solução de KNO 0,3 M a partir de uma
solução de KNO 6,0 M.
Resolução: 
Primeiramente, precisamos organizar as informações da solução mais concentrada (a que temos) e
da solução menos concentrada (a que desejamos) fornecidas no enunciado.
Dados: 
Solução mais concentrada (solução que temos) 
C . = 6,0 M 
V = ? (é o que precisamos saber)
Solução menos concentrada (solução desejada) 
C = 0,3 M 
V . = 100 mL
 
A seguir, vamos substituir esses valores na equação 13
Ou seja, são necessários 5 mL da solução mais concentrada para preparar 100 mL da solução mais
diluída.
3
3
conc
conc
dil
dil
=      = 5 mLVconc
0,3 ×100
6
Atenção
Quando preparamos uma solução volumétrica (solução com concentração bem de�nida), utilizamos
balança de precisão e vidrarias volumétricas para que as medidas de massa e volume aferidas sejam
precisas. No caso das diluições, o volume da solução mais concentrada deve ser coletado com o
auxílio de uma pipeta de precisão e transferido para um balão volumétrico. Depois, adicionamos uma
quantidade su�ciente do solvente até completar o volume �nal da solução diluída.
É importante destacar que nos cálculos de diluição, tanto as concentrações como os volumes devem
estar na mesma unidade. Por exemplo, se o volume �nal da solução diluída for em mililitros (mL) o
volume necessário da solução mais concentrada a ser coletado também estará nessa unidade.
Caso a unidade de concentração da solução mais concentrada seja diferente da unidade de
concentração da solução diluída que será preparada, precisamos fazer a conversão de unidades,
antes de realizar os cálculos de diluição.
Veremos agora alguns exemplos de como converter a unidade de concentração de uma solução.
Clique nos botões para ver as informações.
Utilizaremos como exemplo a conversão de uma solução de KCl a 10%(m/v) para concentração
molar.
Como visto anteriormente, a concentração percentual (m/v) se refere à massa de soluto, em
gramas, que existem em 100 mL de solução. Sendo assim, para este exemplo, em cada 100 mL
de solução, existem 10 g de KCl.
A partir dessa análise, o próximo passo é organizar os dados e aplicá-los na equação da
concentração molar (equação 3).
Dados: 
m = 10g 
MM = 74,55 g/mol 
V (L) = 100 mL = 0,1L
Logo, KCl 10%(m/v) = KCl 1,34 mol/L.
Conversão de Concentração Percentual %(m/v) em Molaridade 
amostra
KCl
M =   =    = 1, 34 M ou mol/L mamostra
MM. V(L)
10
74,55 ×0,1
Neste caso utilizaremos a conversão da solução de NaOH 0,1M para concentração percentual %
(m/v).
Visto que a concentração molar indica quantos mols de soluto existem em 1 L de solução, para
determinarmos qual é a concentração percentual dessa solução, precisamos saber quantos
gramas de soluto existem em 100 mL.
Para isso, utilizaremos a equação 3, considerando os seguintes dados:
mNaOH = ? (é o que precisamos saber) 
MMNaOH = 40,00 g/mol 
V (L) = 100 mL = 0,1L 
MNaOH = 0,1 M
Logo, NaOH a 0,1 M = NaOH a 0,4% (m/v).
Conversão de Molaridade em Concentração Percentual (m/v) 
  0, 1 =         = 0, 1  × 40, 00  × 0, 1 = 0, 4g  em  100 mL   de  solução mNaOH
40,00 ×0,1
mNaOH
Vamos considerar, neste exemplo, uma solução a 0,002% (m/v) de PbCl .
Como no caso de soluções diluídas, 1 ppm equivale a 1 mg/L, precisamos determinar a massa
de soluto, em miligramas, que existem em 1L da solução em questão.
Se em 100 mL da solução existem 0,002 g de PbCl , em 1L teremos uma quantidade dez vezes
maior de soluto (lembre-se que 1L equivale a 1000 mL). Sendo assim:
0,002 g de PbCl /100 mL = 0,02 g de PbCl /L
Convertendo a massa do soluto para mg, temos que:
0,02 g de PbCl /L = 20 mg PbCl /L (lembre-se de que 1g equivale a 1000 mg)
Logo, PbCl a 0,002% (m/v) = PbCl a 20 mg/L = PbCl a 20 ppm.
Conversão de ppm para concentração percentual (m/v) 
2
2
2 2
2 2
2 2 2
Para exempli�car esta conversão, usaremos uma solução de sacarose a 10g/L.
Nesse caso, existem 10g de sacarose em 1 litro de solução. Aplicando esses dados na equação
da molaridade, temos os seguintes dados:
 
m = 10 g 
MM = 342 g/mol 
V (L) = 1L 
M = ? (o que queremos determinar)
Conversão de concentração comum para molaridade 
sacarose
sacarose
NaOH
M = =    = 0, 029 M ou mol/Lmamostra
MM. V(L)
10
342 ×1
Atenção
Existes muitas outras possibilidades de conversão entre as unidades. Para não errar, �que atento na
relação entre quantidade soluto/quantidade de solução indicada pela unidade de concentração.
Preste bastante atenção também nas conversões de unidades de medidas (por exemplo, mg para g,
mL para L, massa para número de mols).
Atividades
1. (UFBA) 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.
2. (Cesgranrio-RJ) O ácido clorídrico puro (HCl) é um composto que conduz muito mal a eletricidade.
A água pura (H O) é um composto que também conduz muito mal a eletricidade; no entanto, ao
dissolvermos o ácido na água, formamos uma solução que conduz muito bem a eletricidade, o que se
deve à:
2
a) Dissociação da água em H e OH .+ -
b) Ionização do HCl formando H O e Cl .3 + -
c) Transferência de elétrons da água para o HCl.
d) Transferênciade elétrons do HCl para a água.
e) Reação de neutralização do H da água com Cl HCl.+ -
3. (PUC – RS/1 – 2000) Solução salina normal é uma solução aquosa de cloreto de sódio usada em
medicina porque a sua composição coincide com aquela dos �uídos do organismo. Sabendo-se que
foi preparada pela dissolução de 0,9g do sal em 100 mL de solução, podemos a�rmar que a
molaridade da solução é, aproximadamente:
Dado: MM = 58,44 g/molNaCl
a) 1,25
b) 0,50
c) 0,45
d) 0,30
e) 0,15
4. (PUC – MG – 2001) A concentração de íons potássio na água do mar é, em média, igual a 390
mg/L. Assim sendo, a concentração em mol/L desse sal na água do mar é, aproximadamente, igual a:
Dado: MM =39 g/molK+
a) 10,0
b) 1,00
c) 0,10
d) 0,01
5. Qual o volume necessário que deve ser coletado de uma solução 37,5 % (m/v) de HCl para preparar
300 mL de uma solução de HCl a 10%?
a) 10 mL
b) 3,75 mL
c) 80 mL
d) 0,72 mL
e) 1, 25 mL
Notas
Título modal 1
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Referências
BACCAN, N.; ANDRADE, J. C. de; GODINHO, O. E. S.; BARONE, J. S. Química analítica quantitativa
elementar. São Paulo: Blucher, 2001.
BROWN, T. L.; LEMAY JÚNIOR, H. E.; BURSTEN, B. E.; MURPHY, C. J.; STOLTZFUS, M. W. Química: a
ciência central. 13. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2015.
HAGE, D. S.; CARR, J. D. Química analítica e análise quantitativa. São Paulo: Pearson Prentice Hall,
2012.
Próxima aula
Processos reversíveis;
Equilíbrio químico: De�nições e conceitos;
Constante de equilíbrio químico.
Explore mais
Leia os textos:
Molaridade
https://pt.khanacademy.org/science/chemistry/states-of-matter-and-intermolecular-
forces/mixtures-and-solutions/a/molarity
Capítulo 4 do livro Química: a ciência central (da página 126 à página 128).
https://plataforma.bvirtual.com.br/Leitor/Publicacao/48974/pdf
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