teorico 2

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Laboratório de 
Instrumentação 
Biomédica
Material Teórico
Responsável pelo Conteúdo:
Prof. Dr. Deny Anderson dos Santos
Revisão Textual:
Prof.ª Dr.ª Selma Aparecida Cesarin
Preparo de Soluções
• Introdução ao Tema;
• Leitura Obrigatória;
• Material Complementar;
• Referências.
• Demonstrar para os alunos os principais conceitos aplicados à produção de soluções de 
laboratório e às principais metodologias matemáticas para uma correta dissolução e 
diluição de soluções e amostras de interesse.
OBJETIVO DE APRENDIZADO
Preparo de Soluções
Orientações de estudo
Para que o conteúdo desta Disciplina seja bem 
aproveitado e haja maior aplicabilidade na sua 
formação acadêmica e atuação profissional, siga 
algumas recomendações básicas:
Assim:
Organize seus estudos de maneira que passem a fazer parte 
da sua rotina. Por exemplo, você poderá determinar um dia e 
horário fixos como seu “momento do estudo”;
Procure se alimentar e se hidratar quando for estudar; lembre-se de que uma 
alimentação saudável pode proporcionar melhor aproveitamento do estudo;
No material de cada Unidade, há leituras indicadas e, entre elas, artigos científicos, livros, vídeos 
e sites para aprofundar os conhecimentos adquiridos ao longo da Unidade. Além disso, você tam-
bém encontrará sugestões de conteúdo extra no item Material Complementar, que ampliarão sua 
interpretação e auxiliarão no pleno entendimento dos temas abordados;
Após o contato com o conteúdo proposto, participe dos debates mediados em fóruns de discus-
são, pois irão auxiliar a verificar o quanto você absorveu de conhecimento, além de propiciar o 
contato com seus colegas e tutores, o que se apresenta como rico espaço de troca de ideias e de 
aprendizagem.
Organize seus estudos de maneira que passem a fazer parte 
Mantenha o foco! 
Evite se distrair com 
as redes sociais.
Mantenha o foco! 
Evite se distrair com 
as redes sociais.
Determine um 
horário fixo 
para estudar.
Aproveite as 
indicações 
de Material 
Complementar.
Procure se alimentar e se hidratar quando for estudar; lembre-se de que uma 
Não se esqueça 
de se alimentar 
e de se manter 
hidratado.
Aproveite as 
Conserve seu 
material e local de 
estudos sempre 
organizados.
Procure manter 
contato com seus 
colegas e tutores 
para trocar ideias! 
Isso amplia a 
aprendizagem.
Seja original! 
Nunca plagie 
trabalhos.
UNIDADE Preparo de Soluções
Introdução ao Tema
Uma solução é uma mistura homogênea de substâncias puras (átomos, molé-
culas ou íons) na qual não há precipitação. Suas propriedades físicas e químicas 
podem não estar relacionadas às das substâncias originais. Por exemplo, a tem-
peratura de fusão do gelo e da salmoura é menor que a temperatura de fusão da 
água e do sal. 
A seguir, algumas definições:
• Substância pura: substância com composição característica e definida, com 
um conjunto definido de propriedades, exemplos: água, ferro (Fe), sal (NaCl), 
açúcar comestível, oxigênio (O2);
Fusão do segundo
componente
Fusão do primeiro
componenteTe
m
pe
ra
tu
ra
Tempo
(a)
Intervalo
de fusão
Te
m
pe
ra
tu
ra
Tempo
(b)
Figura 1 – Curvas de aquecimento e ponto de fusão para (a) uma mistura 
heterogênea de dois componentes e (b) uma solução de dois componentes
• Fase: região distinta em um Sistema, na qual todas as propriedades são as 
mesmas. A visualização das fases pode ser feita a olho nu ou através de micros-
cópio. Estados físicos diferentes caracterizam fases diferentes;
• Solução: mistura homogênea de substâncias puras (átomos, moléculas, íons) 
na qual não há precipitação. Soluções são misturas homogêneas porque nelas 
ocorre ligação no nível molecular ou atômico entre as substâncias envolvidas, 
não apresentando fases diferentes, como as misturas heterogêneas. Suas pro-
priedades físicas e químicas podem não estar relacionadas àquelas das subs-
tâncias originais, diferente das propriedades de misturas heterogêneas, que 
são combinações das propriedades das substâncias individuais. As soluções 
incluem diversas combinações em que um sólido, um líquido ou um gás atua 
como dissolvente (solvente) ou soluto;
• Solvente: substância presente em maior quantidade em uma solução, por meio 
da qual as partículas do(s) soluto(s) são preferencialmente dispersas. É muito 
comum a utilização da água como solvente, originando soluções aquosas;
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• Soluto: substância(s) presente(s) em menor quantidade em uma solução. Por 
exemplo, ao preparar uma xícara de café solúvel, temos como soluto o café e 
o açúcar, e como solvente a água quente;
• Concentração do soluto: é a proporção entre soluto e solvente em uma so-
lução. A composição de uma solução é expressa pela concentração de um ou 
mais de seus componentes;
• Soluções concentradas e diluídas: são indicações qualitativas da proporção 
entre o soluto e o solvente na solução. É incorreto dizer que uma solução é 
forte ou fraca, pois esses termos apresentam outros significados em química, 
indicando a força de eletrólitos;
• Solução saturada: é aquela que, ao se ir adicionando um soluto sólido a um 
solvente, atinge o ponto de equilíbrio, que é quando não há mais condições de 
dissolução desse soluto;
• Solução insaturada: é aquela que tem uma concentração de soluto menor do 
que a de uma solução saturada, podendo, ainda, dissolver soluto adicional até 
se tornar uma solução saturada;
• Solução supersaturada: é aquela que tem uma concentração de soluto maior 
do que a de uma solução saturada. É uma solução instável, não havendo equi-
líbrio de solubilidade e seu soluto tende a se cristalizar. Essa situação é possível 
quando uma solução saturada, sob certas condições, é colocada em condições 
diferentes de temperatura, nas quais o soluto é menos solúvel, retendo, assim, 
mais soluto do que reteria na temperatura original;
• Solubilidade: solubilidade do soluto é a quantidade necessária para formar 
uma solução saturada numa dada quantidade de solvente;
• Mistura: são duas ou mais substâncias diferentes juntas em um mesmo 
Sistema. As misturas podem ser classificadas em homogêneas (soluções) e 
heterogêneas. As propriedades de uma mistura são uma combinação das 
propriedades dos seus componentes. Para misturas heterogêneas as pro-
priedades são uma combinação das propriedades das substâncias individu-
ais. Existe um método comum de laboratório para identificar uma solução 
de uma mistura heterogênea, que se baseia na medida da temperatura de 
mudança de fase.
Tipos de Solução
As soluções podem ser classificadas quanto ao seu estado físico: sólido líquido 
ou gasoso.
Na Tabela 1, são apresentados exemplos da preparação de vários tipos de 
soluções.
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UNIDADE Preparo de Soluções
Tabela 1 – Classificação de soluções
Tipos de soluções Exemplos
Soluções gasosas
Gás dissolvido em gás Oxigênio dissolvido em nitrogênio
Líquido dissolvido em gás Clorofórmio dissolvido em nitrogênio (vaporizado)
Sólido dissolvido em gás gelo seco dissolvido em nitrogênio (sublimado)
Soluções líquidas
Gás dissolvido em líquido Dióxido de carbono dissolvido em água
Líquido dissolvido em líquido Etanol (álcool de cereais) dissolvido em água
Sólido dissolvido em líquido Açúcar dissolvido em água
Soluções sólidas
Gás dissolvido em sólido Hidrogênio dissolvido em paládio
Fonte: Brady, 1986. p.187-8 / p. 347-51
Uma solução, no sentido amplo, é uma dispersão homogênea de duas ou mais 
substâncias moleculares ou iônicas.
No âmbito mais restrito, as dispersões que apresentam as partículas do disperso 
(soluto) com um diâmetro inferior a 10 Å são denominadas soluções.
Quando esse diâmetro se situa entre 10 e 1000 Å, temos dispersões coloidais. 
Exemplos de dispersões coloidais são gelatina, goma arábica, dispersões de proteí-
nas (como de albumina bovina) e fumaça, entre outras.
Quando as partículas do disperso possuem diâmetro superior a 1000 Å, temos dis-
persões grosseiras. Por exemplo, o “leite de magnésia” constitui uma dispersão grossei-
ra de partículas de hidróxido de magnésio (aglomeradosde íons Mg2+ e OH–) em água.
As soluções podem ser insaturadas, saturadas ou supersaturadas, de acordo 
com a quantidade de soluto dissolvido.
Para defini-las, é preciso lembrar que a solubilidade de um soluto é a quantidade 
máxima da substância que pode dispersar-se numa certa massa de solvente a uma 
dada temperatura.
A solução insaturada contém, numa certa temperatura, uma quantidade de 
soluto dissolvido menor que a sua solubilidade nesta temperatura. Por exemplo: a 
solubilidade do acetato de sódio é igual a 123,5g/100g de água a 20oC. 
Já uma solução que contém 80g desse sal dissolvidas em 100g de água a 20oC 
é uma solução insaturada.
Em contrapartida, a solução saturada contém, numa dada temperatura, uma 
quantidade de soluto dissolvido igual à sua solubilidade nessa temperatura. 
Uma solução saturada pode (ou não) apresentar corpo de fundo (excesso de solu-
to precipitado). Por exemplo: 123,5g de acetato de sódio em 100g de água a 20oC. 
Finalmente, a solução supersaturada possui, numa dada temperatura, uma 
quantidade de soluto dissolvido maior que a sua solubilidade nessa temperatura 
(solução metaestável). 
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Uma solução supersaturada pode ser obtida por aquecimento de uma solução 
saturada com corpo de fundo, seguido por resfriamento lento para evitar a preci-
pitação do excesso de soluto. Por exemplo, 124,0g de acetato de sódio dissolvidos 
em 100g de água a 20oC.
Cálculo para Preparo de Soluções
Para darmos início aos cálculos para o preparo de soluções, algumas unida-
des de medida importantes devem ser destrinchadas:
1. g.L–1 – Representa a massa (em g) do soluto por litro de solução;
2. mol.L–1 – É o número de mols de uma substância por litro de solução;
3. Percentual – Porcentagem de soluto. Usualmente expressa como percen-
tual peso/peso (% p/p: massa em gramas de soluto em 100g de solução), 
percentual peso/volume (% p/v: massa em gramas de soluto em 100ml de 
solução) e percentual volume/volume (% v/v: volume em ml de soluto em 
100ml de solução);
4. ppm ou ppb – Massa em gramas de soluto por milhão ou bilhão de gramas 
de solução.
Fórmulas importantes:
Tabela 2 – Fórmulas de importância laboratorial, sendo: m = massa (em gramas); 
V = volume (em mililitros); MM = massa molar (em gramas por mol)
Fórmula Unidade
Concentração comum C = m/V g/mL
Número de mol n = m/MM mol
Molaridade M = m/MM . V mol/L
Fonte: Rocha Filho, 1992. p. 51-7
Expressão de concentração de soluções
A concentração de uma solução é a relação entre a quantidade do soluto e a 
quantidade do solvente ou da solução. Uma vez que as quantidades de solvente e de 
soluto podem ser dadas em massa, volume ou quantidade de matéria, há diversas 
formas de expressar a concentração de soluções. 
As relações mais utilizadas estão identificadas a seguir.
Concentração em gramas por litro
Esse termo é utilizado para indicar a relação entre a massa do soluto (m), expres-
sa em gramas, e o volume (V) da solução, em litros: 
C (g/L) = m (g)/V (L)
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UNIDADE Preparo de Soluções
Exemplo
O hipoclorito de sódio, NaClO, produz uma solução alvejante quando dissolvido 
em água. A massa de NaClO contida numa amostra de 5,00ml de alvejante foi 
determinada como sendo igual a 150mg.
Qual é a concentração (em gramas por litro) do hipoclorito de sódio nessa solução?
Resolução
Dados: V = 5,00 ml = 0,00500 L
m = 0,150 g C = 0,150 g/0,00500 L
C = 30,0 g/L
Concentração em quantidade de matéria
É a relação entre a quantidade de matéria do soluto (nsoluto) e o volume da 
 solução (V), expresso em litros. 
No passado, essa unidade de concentração era denominada molaridade ou con-
centração molar. Atualmente, por recomendação da International Union of Pure 
and Applied Chemistry (IUPAC), o emprego desses termos vem sendo evitado. 
Em seu uso correto, a palavra “molar” significa “por mol”, e não “por litro”, 
como na definição da molaridade.
A quantidade de matéria do soluto (nsoluto, anteriormente chamada “número de 
mols”) é a relação entre a massa do soluto (msoluto) e a sua massa molar (M, a massa 
de 1,0 mol da substância), expressa em g/mol.
C (mol/L) = nsoluto/Vsolução (L)
Exemplo
Qual é a concentração (em quantidade de matéria) da solução que contém 9,8g 
de ácido sulfúrico em água suficiente para 10,0 litros de solução?
Resolução
C (mol/L) = nsoluto/Vsolução (L) 
n = massa do soluto (g)/massa molar do soluto (g mol-1) 
n = m/M = 9,8 g/98,08 g mol–1 n = 0,10 mol 
Portanto, C = 0,10 mol/10,0 L
Molaridade
Esta relação é utilizada sempre que se pretende expressar concentrações inde-
pendentes da temperatura, pois é expressa em função da massa (e não do volume) 
do solvente. 
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A molalidade de uma solução (não confundir com molaridade) é calculada como 
o quociente entre a quantidade de matéria do soluto (nsoluto, expressa em mol) e a 
massa total do solvente (expressa em quilogramas, kg):
Molaridade = nsoluto/msolvente
Normalidade
É a relação entre o número de equivalentes-grama do soluto e o volume da so-
lução, expresso em litros. 
No passado, esta unidade foi muito utilizada em cálculos relacionados a titula-
ções. Atualmente, o uso da normalidade não é recomendado pela IUPAC, vez que 
esta unidade de concentração não enfatiza o conceito de mol ou a estequiometria 
da reação química. 
Além disso, o valor numérico do equivalente-grama de alguns compostos quími-
cos (e, portanto, a normalidade da solução que os contém) varia de acordo com a 
reação química em que a substância (ou a solução) é utilizada.
Composição percentual (título)
Um método bastante usual de expressão da concentração baseia-se na compo-
sição percentual da solução. 
Esta unidade de concentração relaciona a massa (m) ou o volume (V) do soluto à 
massa ou ao volume do solvente ou da solução, conduzindo a notações tais como:
10% (m/m); 10% (m/V) ou 10% (V/V).
A relação m/m corresponde à base percentual mais usada na expressão da con-
centração de soluções aquosas concentradas de ácidos inorgânicos (como o ácido 
clorídrico, o ácido sulfúrico e o ácido nítrico).
Exemplo
100g de solução concentrada de HCl a 36% (m/m) contêm 36g de cloreto de 
hidrogênio e 64g de água. 
O ácido sulfúrico concentrado adquirido no comércio contém cerca de 98% (em 
massa) de soluto (H2SO4 líquido), ou seja, 100g do ácido comercial contêm 98g de 
H2SO4 e 2g de água.
Diluição
Com frequência, é necessário preparar uma solução diluída a partir de uma so-
lução mais concentrada. Por exemplo, o rótulo da água sanitária, a seguir, informa 
isso na composição (componente ativo: hipoclorito de sódio – 2,0 a 2,5% de cloro 
ativo) e no modo de usar (lavagem de roupas brancas e remoção de manchas – co-
loque 1 copo (200ml) de água sanitária em 20l de água). 
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UNIDADE Preparo de Soluções
Nesse caso, estamos fazendo uma diluição da solução estoque.
Rótulo de água sanitária: https://bit.ly/2Iyvxb1.
Ex
pl
or
No exemplo acima, o fabricante da água sanitária (uma solução de hipoclorito de 
sódio com 2,0 a 2,5 %pp de cloro ativo) sugere a diluição da solução inicial (200ml 
da solução em 5 litros de água) para lavagem de roupas, uma solução ainda mais 
diluída (200ml da solução em 10 litros de água) para limpeza geral e ainda o uso da 
solução “pura” (mais concentrada) para desinfecção.
Diluir uma solução significa adicionar a ela mais solvente, não alterando a massa 
do soluto. O princípio básico da diluição é que o número de mol do soluto é o mes-
mo na alíquota da solução concentrada e na solução diluída final.
Observe:
Solução Concentrada
Concentração molar inicial = Mi
Volume inicial = Vi
Mi = ns / Vi
ns = Mi . Vi
Mi . Vi = Mf . Vf
Fórmula de diluição
Solução Diluída
Concentração molar �nal = Mf
Volume �nal = Vf
Mf = ns / Vf
ns = Mf . Vf
Figura 2 – Aplicabilidade de dados para a formulação de cálculos de diluição
A diluição de soluções deve seguir a seguinte ordem: 
1. Medir o volume da solução concentrada a ser diluída; 
2. Transferir quantitativamente para o balão volumétrico; 
3. Completar o volumecom o solvente; 
4. Homogeneizar a solução; 
5. Guardar as soluções em recipientes adequados e rotulados.
Vale ressaltar que qualquer substância que forme um sistema homogêneo com a 
água será sempre considerada solvente, mesmo que esteja em menor quantidade. 
Assim, é necessário calcular a quantidade de soluto (sólido ou líquido) que será 
necessária para preparar uma solução de concentração definida. 
No preparo de soluções entre líquidos, as vidrarias utilizadas são a pipeta volu-
métrica e o balão volumétrico, que possui um traço de aferição situado no gargalo, 
que determina o limite da capacidade dele. 
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Quando o solvente atingir o traço de aferição, observa-se a formação de um menisco.
Figura 3 – Aferição de menisco
Fonte: Rocha Filho, 1992
Para soluções translúcidas, a leitura sempre se faz na parte inferior do menisco, 
enquanto para soluções não translúcidas, a leitura se faz na parte superior do menisco.
Figura 4 – Metodologias para aferição correta do menisco
Fonte: Rocha Filho, 1992
Fatores que Influenciam na Solubilidade
Vários fatores afetam a quantidade de soluto que pode ser dissolvido em um solvente.
Logicamente, a natureza de ambos é fator crucial no processo de dissolução, 
mas também a temperatura, a pressão e o tamanho das partículas afetam a veloci-
dade na qual um soluto se dissolve.
Assim:
• Agitação: verifica-se, por exemplo, que os cristais de NaCl em água desapa-
recem mais rapidamente quando a solução é agitada. Isso ocorre porque a 
agitação da solução possibilita que partes novas de solvente fresco entrem em 
contato com o soluto. Outro exemplo semelhante seria a dissolução do açúcar 
no café;
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UNIDADE Preparo de Soluções
• Temperatura: este fator influencia na velocidade na qual o soluto se dissolve, 
porque a energia cinética das moléculas, a frequência e a força de suas colisões 
com os cristais da superfície das partículas de soluto são maiores em tempe-
raturas mais elevadas. Em geral, a solubilidade da maioria das substâncias 
sólidas e líquidas em um solvente líquido aumenta com o aumento da tempe-
ratura. Para gases em líquidos, tem-se observado o comportamento oposto 
(uma consequência adversa é a poluição térmica de rios e lagos provocada 
pelo despejo de dejetos industriais quentes das Usinas Nucleares ou Plantas 
de Processos, já que o aumento da T da água é inadequado para a vida aquá-
tica). Quando a baixas temperaturas, as moléculas da maioria dos líquidos se 
aproximam. O ponto de congelamento de qualquer líquido é aquele no qual 
as forças de atração entre as moléculas é grande o bastante para provocar a 
mudança de fase. As moléculas de solvente numa solução estão ligeiramente 
mais separadas entre si (devido à presença de partículas de soluto) do que no 
solvente puro. A temperatura de congelamento de soluções é menor que a de 
substâncias puras. Entretanto, como toda generalização, essa regra não é in-
falível. Em alguns poucos casos, o efeito é contrário a essa regra. Assim com 
o NaCl, a solubilidade muda ligeiramente com a diminuição da temperatura. 
Alguns sólidos, como NaSO4 anidro e muitos líquidos e gases, dissolvem-se por 
processo exotérmico e, portanto, sua solubilidade diminui ao ser aumentada a 
temperatura. Em sólidos em líquidos, a solubilidade aumenta com a tempera-
tura. Em gases em sólidos ou líquidos, a solubilidade diminui quando aumenta 
a temperatura (por exemplo: garrafa de refrigerante quente). A solubilidade de 
gases em líquidos diminui quando aumenta a temperatura, o que quase sempre 
é verdadeiro. Por exemplo, quando fervemos água, aparecem pequenas borbu-
lhas na superfície do recipiente, antes de ela começar a ferver. Essas borbulhas 
são ar, que sai da solução quando a água se torna quente. Também usamos 
esse comportamento geral de solubilidade de gases quando guardamos fras-
cos abertos de bebidas gaseificadas no refrigerador. Esses líquidos retêm CO2 
dissolvido por longo tempo, quando são mantidos em ambiente frio, porque 
neles, o CO2 é mais solúvel a baixas temperaturas. A análise da quantidade de 
gases dissolvidos em riachos, lagoas e rios revela, ainda, outro exemplo desse 
fenômeno. A concentração de oxigênio dissolvido, que é imperativo para a 
vida aquática, decresce nos meses de verão, em comparação a análises seme-
lhantes realizadas durante os meses de inverno – desde que todas as outras 
condições sejam as mesmas, naturalmente. A solubilidade de O2 diminui em 
22% com o aumento da T; assim, a 25°C, a solubilidade de O2 é 0,00045g/L 
e a 50°C é 0, 00035g/L;
• Pressão: em geral, tem pouco efeito sobre a solubilidade de líquidos ou sólidos 
em solventes líquidos. A solubilidade de gases, todavia, sempre aumenta com o 
aumento da pressão. Bebidas gaseificadas, por exemplo, são engarrafadas sob 
pressão, para assegurar elevada concentração de CO2; uma vez aberta a gar-
rafa, a bebida rapidamente perde sua gaseificação, a menos que seja fechada 
outra vez. O mesmo fenômeno é responsável pelo mal-estar da descompressão 
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chamado “embriaguez”. Quando um mergulhador ou um escavador de túneis 
volta à superfície muito rapidamente, o nitrogênio e o oxigênio, que estão 
dissolvidos no sangue a alta pressão, são repentinamente liberados nos vasos 
sanguíneos, em forma de bolhas. Isso é muito doloroso e, em casos extremos, 
pode vir a causar a morte. O efeito da pressão sobre a solubilidade de um gás 
não é muito difícil de ser entendido. Imaginemos que um líquido esteja saturado 
com um soluto gasoso e que essa solução esteja em contato com o gás a uma 
determinada pressão. Uma vez mais temos um equilíbrio dinâmico, em que 
moléculas de soluto estão deixando a solução e entrando na solução. Como é 
de se esperar, a velocidade na qual as moléculas entram na solução depende 
do número de colisões por segundo que o gás experimenta com a superfície do 
líquido; do mesmo modo, a velocidade segundo a qual as moléculas de soluto 
deixam a solução depende de sua concentração. Se, repetidamente, aumentar-
mos a pressão do gás, as moléculas se aproximam e o número de colisões por 
segundo que as moléculas do gás sofrem com a superfície do líquido torna-se 
maior. Quando isso acontece, a velocidade segundo a qual as moléculas do gás 
entram na solução também se torna maior, sem um correspondente aumento 
na velocidade de saída. Como resultado, a concentração de moléculas de so-
luto na solução aumenta até a velocidade com a qual elas deixam a solução se 
iguale, outra vez, à velocidade com que entram; nesse ponto, temos o equilí-
brio restabelecido.
17
UNIDADE Preparo de Soluções
Leitura Obrigatória
FELDER, Richard M.; ROUSSEAU, Ronald W. Princípios elementares dos processos químicos.  
3. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2017. 604p. Ex
pl
or
Referência didática e simples, apresenta uma descrição qualitativa dos tipos de 
problemas com os quais os cientistas se defrontam ao tratar vários processos, que 
são aparentemente muito diferentes, e depois faz uma breve introdução às técnicas 
fundamentais de cálculos químicos. Desenvolve a estrutura da análise elementar de 
processos e questões básicas de Química: o que são variáveis de processo e como 
elas são expressas, medidas e calculadas; as Leis da Natureza que governam o de-
senrolar dos processos, e as propriedades físicas dos materiais do processo que de-
vem ser determinadas para projetar um processo novo, ou analisar um já existente.
BARBOSA, Gleisa Pitareli. Química analítica: uma abordagem qualitativa e quantitativa. 
São Paulo: Erica 2014.Ex
pl
or
Este livro aborda aspectos tanto fundamentais quanto práticos da análise quími-
ca. Seu maior objetivo é fornecer um fundamento completo dos princípios da quí-
mica particularmente importantes para a química analítica, a fim de que os alunos 
desenvolvam habilidades para a difícil tarefa de julgar a exatidão e a precisão de 
dados experimentais, e mostrar como esses julgamentos podem ser aprimorados 
pela aplicação de métodos estatísticos. Assim, atentos a evolução contínua da quí-mica analítica, os autores incluíram nesta edição diversas aplicações em biologia, 
medicina, ciência dos materiais, ecologia, ciência forense e outras áreas correlatas. 
Há, ainda, inúmeros tópicos atuais, tais como espectrometria de absorção atômi-
ca e de massas moleculares, fracionamento em fluxo tangencial e cromatografia 
quiral, além de uma revisão de muitos tratamentos do passado para incorporar 
instrumentação e técnicas modernas.
MELZER, Ehrick Eduardo Martins. Preparo de soluções: reações e interações químicas. São 
Paulo: Erica, 2014. Ex
pl
or
Apresenta, de forma básica, o preparo de soluções, explicando algumas teorias 
sobre as proporções e a conservação de massa em processos de transformação 
da matéria. Trata de conceitos de base, como estados físicos da matéria, tipos de 
substâncias, separação de misturas, padrões para o estudo do átomo, Tabela Peri-
ódica, moléculas, ligações químicas, teoria do octeto e geometria molecular. Estuda 
18
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os compostos orgânicos e inorgânicos, as transformações químicas, os tipos de 
reações e o cálculo estequiométrico, bem como métodos de análise quantitativa e 
qualitativa. Por fim, traz noções de molaridade, fração molar, tipos de misturas e 
propriedades coligativas. Pode ser usado nos Cursos Técnicos em Análises Clínicas, 
Análises Químicas, Citopatologia, Controle Ambiental, Farmácia, Meio Ambiente 
e Química, entre outros.
HARRIS, Daniel C. Análise química quantitativa. 8.ed. Rio de Janeiro: LTC, 2012. 
Ex
pl
or
Esta Bibliografia oferece ao leitor sólido entendimento dos princípios da Química 
Analítica, ressaltando o papel fundamental desses conhecimentos para a utilização 
adequada da Ciência no nosso dia a dia. Dentre os aprimoramentos desta edição, 
destaca-se uma nova seção sobre fluorescência de raios-X utilizada como ferramen-
ta analítica de rotina; uma sequência de microfotografias, que mostra o início da 
cristalização de um precipitado, e três novos métodos de preparação de amostras. 
Além disso, cada tópico da obra é introduzido e ilustrado com exemplos concretos, 
que destacam a importância da Química Analítica para nosso cotidiano e para di-
versas áreas de pesquisa científica. 
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UNIDADE Preparo de Soluções
Material Complementar
Indicações para saber mais sobre os assuntos abordados nesta Unidade:
 Vídeos
Me Salva! Extensivo de Química - SOL01 - Soluções: Soluto, solvente e classificação de soluções
https://youtu.be/DN_iD1rsKZs
Química Simples #01 - Introdução à Soluções [PILOTO]
https://youtu.be/zcuXdxYELLY
Concentração Comum (em g/L), (Molar) mol/L; Diluição; Mistura de Soluções | Aula 02 (Química II)
https://youtu.be/wjKmmmuVXO0
QUÍMICA - ENEM - Cálculo da concentração das soluções
https://youtu.be/kes0efmdLyg
Soluções Química - Parte 01 - Conceitos, Tipos de Solução e Coeficiente de Solubilidade
https://youtu.be/mJWMLfpX6dM
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Referências
BRADY, James E.; HUMISTON, Gerard E. Química geral. Tradução de Cristina 
Maria Pereira dos Santos e Roberto de Barros Faria. 2. ed. Rio de Janeiro: Livros 
Técnicos e Científicos, 1986. 2v. p.187-8 / p. 347-51.
BUENO, Willie A. et al. Química geral. São Paulo: McGraw-Hill do Brasil, 1978. 
p. 307-16 / 326-7. 
HEIN, Morris. Fundamentos de química. Tradução de Delmo Santiago Vaitsman. 
Rio de Janeiro: Campus, 1983. p. 259.
O’CONNOR, Rod. Fundamentos de química. Tradução de Elia Tfouni. São Paulo: 
Harper & Row do Brasil, 1977. p. 215-26. 
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Sites visitados
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