Quimica 2s - 1b - EM NORMAL Versao 2

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Coordenadoria de Área de conhecimento 
 
 
Assistentes 
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Catia Batista Raimundo 
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Texto e conteúdo 
 
Prof. Fernando Renato Vicente Ferreira 
C.E. Alfredo Neves 
Prof. Muller da Silva Paulino 
C.E. Barão de Tinguá 
Prof. Wilhermyson Leite Lima 
C.E. Professor Murilo Braga 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
Capa 
Luciano Cunha 
 
 
Revisão de texto 
Prof ª Andreia Cristina Jacurú Belletti 
Prof ª Andreza Amorim de Oliveira Pacheco. 
Prof ª Cristiane Ramos da Costa 
Prof ª Deolinda da Paz Gadelha 
Prof ª Elizabete Costa Malheiros 
Prof ª Karla Menezes Lopes Niels 
Prof ª Kassia Fernandes da Cunha 
Prof Marcos Giacometti 
Prof Mário Matias de Andrade Júnior 
Prof Paulo Roberto Ferrari Freitas 
Profª Regina Simões Alves 
Profª Sammy Cardozo Dias 
Prof Thiago Serpa Gomes da Rocha 
 
 
Esse documento é uma curadoria de materiais que estão disponíveis na internet, somados à 
experiência autoral dos professores, sob a intenção de sistematizar conteúdos na forma de 
uma orientação de estudos. 
 
 
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4 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA – ORIENTAÇÃO DE ESTUDOS 
 
 
Sumário 
 
1. INTRODUÇÃO ............................................................................................... 6 
2. AULA 1 – RELAÇÕES NUMÉRICAS ............................................................ 7 
3. AULA 2 – MOL .............................................................................................. 9 
4. AULA 3 – ESTUDO DOS GASES ............................................................... 12 
5. AULA 4 – SOLUÇÕES ................................................................................ 15 
6. AULA 5 – CONCENTRAÇÃO COMUM ....................................................... 20 
7. CONSIDERAÇÕES FINAIS ......................................................................... 22 
8. RESUMO ...................................................................................................... 22 
9. INDICAÇÕES BIBLIOGRÁFICAS ............................................................... 23 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Disciplina: Química 
 
 
ORIENTAÇÕES DE ESTUDO para Química 
 
1° Bimestre de 2020 – 2ª série do Ensino Médio – Ensino Normal 
 
 
 
 
 
 
META: 
Apresentar tópicos de Relações Numéricas e Soluções alinhados com o edital do 
ENEM e de encontro com a BNCC. 
 
 
 
 
 
 
OBJETIVOS: 
 
Ao final destas Orientações de Estudo, você será capaz de: 
 
 Saber interpretar fórmulas químicas usando os conceitos de quantidade de 
matéria, massa molar e volume molar; 
 Compreender o comportamento físico dos gases; 
 Interpretar os diferentes tipos de soluções; 
 Calcular e interpretar a concentração comum (g/L). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6 
1. INTRODUÇÃO 
 
 Objetos macroscópicos, tais como moedas, meias, laranjas e clipes para papel, 
podem ser contados e, dessa forma, podemos expressar sua quantidade. Podemos 
falar, por exemplo, em sete moedas, em um par de meias, em três dúzias de laranjas 
ou em cinco centos de clipes para papel. 
 
 E contar átomos, é possível? O problema para contar átomos é que eles são 
extremamente pequenos, o que inviabiliza a visualização, a manipulação e a 
contagem de todos os átomos presentes em uma amostra macroscópica, por menor 
que seja ela. Por isso, não há um meio direto para contar individualmente átomos de 
amostras macroscópicas, como faríamos com laranjas ou clipes para papel. 
 
 Contudo, o trabalho de alguns cientistas permitiu um meio indireto de contar 
átomos. Contar de modo indireto pode ser comparado a ter uma balança e uma 
grande caixa cheia de clipes para papel, todos iguais, e desejar saber quantos clipes 
há na caixa. Determinando a massa total dos clipes e a massa de um único clipe, o 
problema pode ser resolvido. É só dividir a massa total pela massa de um único clipe e 
teremos uma boa estimativa da quantidade total de clipes. 
 
 Nesta Orientação de Estudos, você aprenderá como consultar a Tabela 
Periódica para chegar ao valor da massa de átomos, moléculas e de íons e como usar 
medidas de massa para avaliar quantos átomos, moléculas ou íons há em certa 
amostra de matéria. Aprenderá também o significado da grandeza quantidade de 
matéria, cuja unidade é o mol, o que vem a ser Constante de Avogadro e qual sua 
utilidade e o que vem a ser massa molar e volume molar, quatro conceitos 
importantíssimos para a Química. 
 
 Complementando esta Orientação, verificamos os muitos materiais com que 
tomamos contato em nosso dia a dia, raramente são substâncias puras. Geralmente, 
são misturas de duas ou mais substâncias. As misturas podem ser fundamentalmente 
divididas em dois tipos: as heterogêneas (que apresentam duas ou mais fases, ou 
seja, porções com propriedades distintas) e as homogêneas (que apresentam uma 
única fase, ou seja, têm as mesmas propriedades em todos os seus pontos). Essas 
misturas homogêneas são chamadas de soluções. 
 
 Essa Orientação de Estudos destina-se a abordar alguns modos para 
expressar matematicamente a concentração de soluções, com enfoque na 
concentração comum, conhecida como grama por litro (g/L). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7 
2. AULA 1 – RELAÇÕES NUMÉRICAS 
 
Muitas vezes não vemos as coisas como elas são e sim como somos. 
Precisamos aprender a perceber o quanto somos capazes de enxergar! Caro aluno, 
nesta aula iremos conhecer a representação e quantificação da matéria e aprender 
que também podemos contar os átomos e as moléculas mesmos sendo esses 
formados de partículas extremamente pequenas. 
Definir quantidades é algo de fundamental importância. Por isso, usamos uma 
infinidade de unidades para determinar o que desejamos “pesar” ou “medir” ou ainda 
“classificar”. Com os átomos e as moléculas não é muito diferente, o que precisamos 
neste caso é utilizar um padrão de medida. Os químicos desenvolveram então, uma 
escala relativa de massas atômicas, onde é possível determinar as massas das 
espécies químicas. Esta escala é denominada escala de massas atômicas. A seguir 
vamos entender como se chegou a tal escala. 
 
- MASSA ATÔMICA: É a massa de um átomo medida em unidade de massa 
atômica, sendo simbolizada por “u”. 1 u equivale a um doze avos (1/12) da massa de 
um átomo de carbono – 12. 
1 u = 1,66054 x 10– 24 g 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
É calculada através da média aritmética ponderada das massas de seus isótopos. 
Ex.: Cálculo da Massa Atômica do elemento Cloro, sabendo que: 35Cl  ocorrência 
75%; 37Cl  ocorrência 25%. 
 
𝑀. 𝐴.𝐶𝑙 = 
35 . 75 + 37 . 25
75 + 25
= 
2625 + 925
100
= 
3550
100
 
 
𝑴. 𝑨.𝑪𝒍 = 𝟑𝟓, 𝟓 𝒖 
 
 
 
8 
- MASSA MOLECULAR: “Massa Molecular” é um termo usado para referir-se a 
massa de uma molécula. 
É calculada através do somatório das massas atômicas dos elementos que compõem 
a espécie química. 
Ex.: Considerando as massas atômicas: 
H = 1 u; C = 12 u; N = 14 u; O = 16 u; Na = 23 u; Al = 27 u; S = 32 u; Cl = 35,5 u; K = 
39 u e Ca = 40 u 
 
Calcule as massas dos seguintes compostos: 
a) CO2 d) KNO3 
b) H2SO4 e) CaCO3 
c) NaCl f) Al2(SO3)3 
 
a) CO2  C = 1 x 12 = 12 
 O = 2 x 16 = 32 
Então: 12 + 32 = 44 u 
 
b) H2SO4  H = 2 x 1 = 2 
 S = 1 x 32 = 32 
 O = 4 x 16 = 64 
Então: 2 + 32 + 64 = 98 u 
 
 c) NaCl  Na = 1 x 23 = 23 
 Cl = 1 x 35,5 = 35,5 
Então: 23 + 35,5 = 58,5 u 
 
d) KNO3  K = 1 x 39 = 39 
 N = 1 x 14 = 14O = 3 x 16 = 48 
Então: 39 + 14 + 48 = 101 u 
 
e) CaCO3  Ca = 1 x 40 = 40 
 C = 1 x 12 = 12 
 O = 3 x 16 = 48 
Então: 40 + 12 + 48 = 100 u 
 
 
 
9 
f) Al2(SO3)3  Al = 2 x 27 = 54 
 S = 3 x 32 = 96 
 O = 9 x 16 = 144 
Então: 54 + 96 + 144 = 294 u 
 
3. AULA 2 – MOL 
 
- CONSTANTE DE AVOGADRO 
Baseado nas relações de massas, que na verdade eram observadas em 
reações químicas, um cientista chamado Avogadro, elaborou uma hipótese conhecida 
como Princípio de Avogadro. Observe a seguir o que diz essa hipótese. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
- MOL 
 O mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades 
elementares quanto são os átomos de carbono contido em 0,012 kg de 12C. Sua 
unidade é também chamada de mol. Ao se utilizar o mol, as entidades elementares 
devem ser especificadas – átomos, moléculas, fórmulas, íons, elétrons e etc. 
- MASSA MOLAR 
Corresponde a massa de 1 mol de qualquer espécie química, seja átomo, 
molécula ou íon. Essa massa é expressa em g/mol (lê – se “gramas por mol”) 
Ex.: a) Massa Atômica do elemento Ca = 40 u; 
Massa Molar do elemento Ca = 40 g/mol. 
 
“Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro 
(1776-1856), foi um advogado e físico italiano, 
um dos primeiros cientistas a distinguir 
átomos e moléculas. É mais conhecido por 
suas contribuições para a teoria molecular. 
Em sua homenagem, o número de entidades 
elementares (átomos, moléculas, íons, ou 
outra partícula) presentes em 1 mol dessa 
substância é conhecido como constante de 
Avogadro.” Disponível em: 
https://pt.wikipedia.org/wiki/Constante_de_
Avogadro acesso em 16 jan 2021. 
1 mol  6,02 x 10²³ “entidades” 
https://pt.wikipedia.org/wiki/Constante_de_Avogadro
https://pt.wikipedia.org/wiki/Constante_de_Avogadro
 
 
10 
 
b) Massa Molecular do composto H2SO4 = 98 u; 
Massa Molar do composto H2SO4 = 98 g/mol. 
 
Obs.: Pode – se determinar a massa molar através da seguinte relação: 
𝒏 = 
𝒎
𝑴𝑴
 
 
Onde: n = número de mols 
m = massa da amostra (g) 
MM = massa molar (g/mol) 
 
Exercício resolvido.: O número de átomos de alumínio presentes em 5,4 g desse 
metal é: (Dados: Massa Molar Al = 27 g/mol; N° de Avogadro = 6,0 x 10²³) 
(a) 3,4 x 10²² 
(b) 1,2 x 10²¹ 
(c) 1,2 x 10²³ 
(d) 3,4 x 10²¹ 
 
Resolução: Através dos dados, temos que: 1 mol de Al contém 27 g, só que o 
exercício quer determinar a quantidade de átomos de Al em 5,4 g, então deve-se 
realizar uma Regra de Três Simples, relacionando massa e quantidade de moléculas, 
temos que: 
 
 
 Massa de Al ------------ Átomos de Al 
 27 g 6,0 x 10²³ 
 5,4 g x 
27 𝑥 = 6,0 𝑥 1023 . 5,4 
27 𝑥 = 32,4 𝑥 1023 
𝑥 = 
32,4 𝑥 10²³
27
 
 
𝒙 = 𝟏, 𝟐 𝒙 𝟏𝟎²³ á𝒕𝒐𝒎𝒐𝒔 
 
Resposta: (c) 1,2 x 10²³ átomos 
 
 
 
11 
 
1) (UFPE) O cobre consiste em dois isótopos com massa 62,96u e 64,96u e 
abundância isotópica de 70,5% e 29,5%, respectivamente. A massa atômica do cobre 
é: 
(a) 63,96u 
(b) 63,00u 
(c) 63,80u 
(d) 62,55u 
(e) 63,55u 
 
2) (UFAC) A massa molecular do composto Na2SO4 . 3H2O é ( Dados: H =1u. O = 16u, 
Na = 23u e S = 32u). 
(a) 142u 
(b) 196u 
(c) 426u 
(d) 444u 
(e) 668u 
 
3) (Cesgranrio) O inseticida Parathion tem a seguinte fórmula molecular: 
C10H14O5NSP. Assinale a alternativa que indica a massa molecular desse inseticida: 
(Dados: Massas Atômicas (u): C = 12; H = 1; O = 16; N = 14; S = 32; P = 31) 
(a) 53 u 
(b) 106 u 
(c) 260 u 
(d) 291 u 
 
4) Calcule a massa, em gramas, de 3 mols de átomos de magnésio. (Dado: MMg = 24 
g/mol) 
 
5) Calcule a massa, em gramas, de uma barra de ferro constituída por 50 mols de 
átomos. (Dado: MFe = 56 g/mol) 
 
6) (FUVEST-SP) O número de átomos de cobre existente em 10-8 grama desse metal 
é aproximadamente: (Dados: Massa Molar Cu = 63,5; Número de Avogadro = 6,0 x 
10²³) 
(a) 108 (b) 1012 (c) 1014 (d) 1020 (e) 1031 
ATIVIDADE 1 
 
 
12 
4. AULA 3 – ESTUDO DOS GASES 
 
 Os gases são de grande importância para vida em nosso planeta, o gás 
oxigênio para a respiração, o gás carbônico produzido através da fotossíntese, entre 
outros. Muitas vezes são lembrados ou comentados apenas por suas características 
nocivas. O que precisamos compreender é que, as alterações feitas em sua 
composição natural é a verdadeira causa de vários problemas relacionados ao estudo 
dos gases. Nesta aula vamos conhecer algumas propriedades do estado gasoso, 
estudar a Lei do Gás Ideal que permite prever o comportamento dos gases diante das 
mudanças de pressão, de volume e temperatura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
O estado em que se apresenta um gás, sob o ponto de vista microscópico, é 
caracterizado por três variáveis: pressão, volume e temperatura. São denominadas 
variáveis de estado. 
Como vimos na aula anterior, os químicos utilizam o mol para expressar a 
grandeza quantidade de matéria. Assim como usamos os termos massa molar para 
designar a massa de 1 mol, vamos utilizar volume molar para nos referir ao volume 
ocupado por 1 mol de uma determinada substância. 
- VOLUME MOLAR 
Considerando a Equação de um Gás Ideal (Equação de Clapeyron), temos 
que: 
 
𝒑 𝑽 = 𝒏 𝑹 𝑻 
 
Onde: p = pressão do gás (atm ou mmHg ou torr.) 
V = volume do gás (L ou mL ou cm³) 
n = número de mols 
“A primeira pessoa a utilizar o termo gás foi Jean-Baptiste, 
um naturalista belga, alquimista e químico. O termo gás vem 
do grego caos e significa espaço vazio. O gás tem como 
característica principal ocupar totalmente o volume do 
recipiente que o hospeda independentemente de sua 
quantidade. Isso acontece porque os gases se comportam 
de forma desordenada em virtude do grau de liberdade que 
possuem, ocupando totalmente o volume do recipiente a ele 
oferecido. Outra característica dos gases é sua grande 
capacidade de compressão.” 
 
 
13 
R = constante dos gases perfeitos (R = 0,082 atm.L/mol .K) 
T = temperatura (escala absoluta, ou seja, Kelvin) 
 
Sendo o volume de um gás, deve ser submetido as CNTP (Condições Normais de 
Temperatura e Pressão), onde: 
 
P = 1 atm ou 760 mmHg ou 760 torr 
T = 0 °C ou 273 K 
 
Substituindo os valores, temos: 
1 . 𝑉 = 1 . 0,082 . 273 
𝑉 = 0,082 . 273 
𝑽 = 𝟐𝟐, 𝟒 𝑳 
 
Então, o volume molar de qualquer substância gasosa, nas CNTP é: 
 
1 mol = 22,4 L 
 
Resumindo, temos: 
𝟏 𝒎𝒐𝒍 {
𝟔, 𝟎 𝒙 𝟏𝟎²³ (á𝒕𝒐𝒎𝒐𝒔, 𝒎𝒐𝒍é𝒄𝒖𝒍𝒂𝒔 𝒐𝒖 í𝒐𝒏𝒔)
𝑴𝒂𝒔𝒔𝒂 𝑴𝒐𝒍𝒂𝒓 (𝒎𝒂𝒔𝒔𝒂)𝒈/𝒎𝒐𝒍
𝟐𝟐, 𝟒 𝑳 (𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆)𝑪𝑵𝑻𝑷
 
 
Exercício resolvido: Determine a massa de oxigênio (O2) contida em um recipiente 
fechado (P = 4 atm). Sabe-se que o volume ocupado é de 0,82 L e a temperatura é de 
27 ˚C. Dados: Massa Molar do O2 = 32 g/mol 
Resolução: P = 4 atm 
V = 0,82 L 
T = 27 ˚C (fazer a conversão para Kelvin) → T = 27 + 273 = 300K 
R = 0,082 atm . L/mol . K 
m = ? 
 
 
14 
n = 
𝑚
𝑀𝑀
 
𝑝 𝑉 = 𝑛 𝑅 𝑇 
𝑝 𝑉 =
𝑚
𝑀𝑀
 𝑅 𝑇 
4 . 0,82 =
𝑚
32
 . 0,082 . 300 
3,28 =
𝑚
32
 . 24,6 
3,28 =
24,6 𝑚
32
 
24,6 𝑚 = 104,96 
𝑚 =
104,96
24,6
 
𝒎 ≅ 𝟒, 𝟐 𝒈 
 
 
 
 
1) Um recipiente fechado contém 22g de gás carbônico (CO2) a 17°C e exercendo a 
pressão de 1,45 atm. Calcule o volume do recipiente: Dados : MCO2 = 44 g/mol ; R = 
0,082 atm.L / K.mol 
2) Qual o volume ocupado nas CNTP, por 85 g de gás amônia (NH3) ? Dados: N = 14 
e H = 1 
3) Um balão de vidro de 60,0 L contém uma mistura gasosa exercendo a pressão de 
0,82 atm a 300 K. Calcule o número de moles dos gases contidos no recipiente: Dados 
: R = 0,082 atm.L / K.mol 
 
 
ATIVIDADE 2 
 
 
15 
5. AULA 4 – SOLUÇÕES 
 Em Química, uma solução é toda mistura de duas ou mais substâncias que 
seja homogênea, isto é, que tenhaapenas uma fase. Isso acontece mesmo ao se 
olhar em um microscópio, pois as suas partículas dispersas tem o diâmetro menor que 
1 nm (10–9 m) (lê – se “nanômetro”). 
 Por se tratar de misturas homogêneas, as soluções são formadas pela 
associação de pelo menos um material capaz de ser dissolvido por outro. Esse 
material dissolvido é denominado soluto e o que dissolve é denominado solvente. 
Então: 
 
 
 
 Como podemos ver no exemplo abaixo, temos o soluto, uma pequena 
quantidade de sulfato de cobre II, utilizado em tratamento da água de piscina, e o 
solvente, que é a própria água. 
 
 
 
 
 
 
 
Disponível em https://www.todamateria.com.br/solucoes-quimicas/ acesso em 09 fev 2021 
 
 Porém, esses dois componentes podem apresentar diferentes quantidades e 
características. Como resultado, existem diversos tipos de soluções e cada uma delas 
baseia-se em uma determinada condição. Com isso vamos a classificação destas: 
 
- Classificação das Soluções 
 De acordo com o estado físico 
a. Solução sólida  formadas por solutos e solventes no estado sólido. Por 
exemplo, a amálgama dentária e também o granito, uma rocha magmática; 
 
 
 
 
SOLUÇÃO = SOLUTO + SOLVENTE 
Disponível em 
https://www.todoestudo.com.br/geografia/gr
anito acesso em 09 fev 2021 
Disponível em 
https://www.saberatualizado.com.br/2016/0
7/as-amalgamas-nas-obturacoes-sao-
seguras.html acesso em 09 fev 2021 
https://www.todamateria.com.br/solucoes-quimicas/
https://www.todoestudo.com.br/geografia/granito
https://www.todoestudo.com.br/geografia/granito
https://www.saberatualizado.com.br/2016/07/as-amalgamas-nas-obturacoes-sao-seguras.html
https://www.saberatualizado.com.br/2016/07/as-amalgamas-nas-obturacoes-sao-seguras.html
https://www.saberatualizado.com.br/2016/07/as-amalgamas-nas-obturacoes-sao-seguras.html
 
 
16 
b. Solução líquida  formadas por solventes em estado líquido e solutos que 
podem estar em estado sólido, líquido ou gasoso. Por exemplo, o sal dissolvido 
em água. 
 
 
 
 
 
 
 
 
c. Solução gasosa  formadas por solutos e solventes no estado gasoso, onde 
podemos citar o ar atmosférico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Quanto a natureza do soluto 
a. Solução molecular  quando as partículas dispersas na solução são 
moléculas, que são originadas de uma ligação covalente, como por exemplo o 
açúcar (C12H22O11). 
b. Solução iônica  quando as partículas dispersas na solução são íons, 
originados de uma ligação iônica, como por exemplo o sal de cozinha (NaCl), 
formando os íons Na+ e Cl-. 
 
 Quanto a quantidade de soluto 
a. Solução insaturada  solução que apresenta pouca quantidade de soluto, 
tornando-a, mais enfraquecida. 
b. Solução saturada  solução com a quantidade máxima de soluto totalmente 
dissolvido pelo solvente. Se mais soluto for acrescentado, o excesso acumula-se 
formando um corpo de fundo. 
Disponível em https://www.educamaisbrasil.com.br/enem/quimica/soluto-e-
solvente acesso em 09 fev 2021 
Disponível em 
https://www.infoescola.com/quimica/composicao-
do-ar-atmosferico/ acesso em 09 fev 2021 
https://www.educamaisbrasil.com.br/enem/quimica/soluto-e-solvente
https://www.educamaisbrasil.com.br/enem/quimica/soluto-e-solvente
https://www.infoescola.com/quimica/composicao-do-ar-atmosferico/
https://www.infoescola.com/quimica/composicao-do-ar-atmosferico/
 
 
17 
c. Solução supersaturada  são soluções instáveis, nas quais a quantidade de 
soluto excede a capacidade de solubilidade de solvente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
- Coeficiente de Solubilidade (Cs) 
 O coeficiente de solubilidade representa a capacidade máxima do soluto de se 
dissolver em uma determinada quantidade de solvente. Isso conforme as condições de 
temperatura e pressão. 
Ex.: Cs = 36 g de NaCl / 100 g de H2O a 20°C 
 
 De acordo com o exemplo, temos que 36 g de NaCl são dissolvidos em 100 g 
de água a uma temperatura de 20°C. 
 Mas você deve estar se perguntando “por que devemos utilizar a 
temperatura?”. 
 A temperatura interfere muito na solubilidade, onde geralmente ocorre com a 
maioria dos sais, o aumento da solubilidade, quando aumenta a temperatura, como 
podemos ver na tabela abaixo. 
 
Temperatura 
(°C) 
Coeficiente de 
solubilidade do NaCl 
em g / 100g de água 
0 35,7 
20 36,0 
50 37,0 
100 39,8 
 
 
 
Disponível em https://www.todamateria.com.br/solucoes-quimicas/ acesso em 09 fev 2021 
https://www.todamateria.com.br/solucoes-quimicas/
 
 
18 
- Curvas de 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 (KNO3) em 100 g de 
água, pois a partir destes dados é possível obter a curva de solubilidade. 
Temperatura (°C) g de KNO3 / 100 g 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 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Então... 
Para qualquer ponto em cima da curva de solubilidade, a solução é saturada; 
Para qualquer ponto abaixo da curva de solubilidade, a solução é insaturada; 
Para qualquer ponto acima da curva de solubilidade, a solução é supersaturada. 
 
 
 
 
 
 
19 
 
 
1) A principal característica de uma solução é: 
(a) ser sempre uma mistura homogênea 
(b) possuir sempre um líquido com substância dissolvida 
(c) ser um sistema com mais de uma fase 
(d) ser homogênea ou heterogênea, dependendo das condições de temperatura e 
pressão 
(e) ser uma substância pura em um único estado físico 
 
2) 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 
 
3) O gráfico abaixo indica as curvas de solubilidade de quatro diferentes sais: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Qual destes sais apresenta maior solubilidade a 40°C? 
(a) NaClO3 
(b) KNO3 
(c) NH4Cl 
(d) NaCl 
 
 
 
 
ATIVIDADE 3 
 
 
20 
6. AULA 5 – CONCENTRAÇÃO COMUM 
 Uma das maneiras usadas pelos químicos para expressar a concentração de 
uma solução é por meio da massa de soluto, em gramas, dissolvida em certo volume 
dessa solução, em litros. Essa grandeza é frequentemente denominada concentração 
comum. 
 Em linhas gerais... 
 
 
 
 Equacionando, temos: 
𝑪 =
𝒎𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐
𝑽𝒔𝒐𝒍𝒖çã𝒐
 
onde: 
C = concentração comum (g/L) 
m = massa do soluto (g) 
v = volume da solução (L) 
 
 Dois comentários são importantes sobre esse conceito. 
 Primeiro, a unidade da concentração comum será composta por uma unidade 
de massa qualquer (mg, g, kg, t, etc.) dividida por uma unidade de volume qualquer 
(cm³, mL, dm³, L, m³, etc.). 
 Segundo, o volume que se leva em conta nessa definição não é o volume do 
solvente usado para fazer a solução, mas sim o volume da solução. 
 
 Vejamos agora a leitura de um rótulo que identifica uma solução aquosa 
contida num frasco. 
 No rótulo do frasco, temos as seguintes informações: 
 
 
 
 NaOH(aq) indica que a substância dissolvida (soluto) é o NaOH e que o 
solvente é a água. C = 80 g/L indica uma solução aquosa de NaOH de concentração 
igual a 80 g/L. 
 
 Um ponto importante é a correta interpretação de informações contidas em 
rótulos que expressem concentração de soluções. Se, no rótulo de um frasco que 
A concentração comum de uma solução expressa a massa de 
soluto presente num certo volume de solução 
NaOH(aq) 
C = 80 g/L 
 
 
21 
contém uma solução aquosa, existe a informação de que ela tem concentração 80 g/L, 
isso deve ser interpretado como: existem 80 g de soluto em cada litro de solução. 
 
 Abaixo segue um exemplo para você praticar... 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1) O brometo de potássio (KBr) é um sólido cristalino branco bastante solúvel em 
água. Como você prepararia uma solução contendo11,9 g desse sal em 1 L de 
solução? Que volume da solução preparada contém 9,52 g de soluto? 
 
2) No rótulo de um frasco de laboratório lê – se: 
 
 
a) Qual é o solvente e qual é o soluto? 
b) Qual é a massa de soluto em 500 mL dessa solução? 
c) Que volume de solução, em mL, contém 15 g de soluto? 
 
3) Qual a massa de açúcar ingerida por uma pessoa ao beber um copo de 250 mL de 
limonada, na qual o açúcar está presente na concentração de 80 g/L? 
 
 
 
 
 
 
 
 
Interpretando o rótulo do frasco 
Dê especial importância aos seguintes pontos: 
 Qual é o solvente? 
 Qual é o soluto? 
 Quanto há de soluto em cada litro de solução? 
 Quantos mg de soluto há em cada mL de solução? 
 Como pode ter sido preparada essa solução? 
NaCl (aq) 
C = 9,0 g/L 
ATIVIDADE 4 
NaOH (aq) C = 60 g/L 
 
 
22 
7. CONSIDERAÇÕES FINAIS 
 Devemos compreender que as substâncias podem ser contadas através de um 
padrão estabelecido por Avogadro, que é a Constante de Avogadro, associando ao 
mol, que é uma quantidade de matéria, assim como a dúzia, a dezena, a centena, 
entre outras. Com esse padrão, podemos quantificar a massa, o volume de um gás, de 
acordo com as CNTP (Condições Normais de Temperatura e Pressão), envolvendo 
um gás ideal. 
 Também podemos analisar uma substância através de uma solução, que é 
uma mistura homogênea formada por soluto e solvente, podendo ser classificada em 
diversos quesitos e sua solubilidade podendo ser interpretada em um gráfico, 
chamado curva de solubilidade. Além disso, a solução tem concentração que pode ser 
expressa em g/L que é chamada de concentração comum. 
 
8. RESUMO 
 Nesta Orientação de Estudo, os estudantes foram chamados a atenção para a 
abordagem das Relações Numéricas através de suas massas; já na segunda aula, 
complementamos as Relações Numéricas com a quantidade de matéria, que é o mol, 
com o Número de Avogadro e a Massa Molar das substâncias; na terceira aula 
estudamos o comportamento de um Gás Ideal através da Equação dos Gases Ideais e 
de lá verificamos o valor do Volume Molar. Na quarta aula, abordamos as soluções, 
definições, características, solubilidade e interpretação gráfica e finalizando com a 
quinta aula, quantificando sua concentração através da concentração comum, também 
conhecida como concentração grama por litro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
23 
9. INDICAÇÕES BIBLIOGRÁFICAS 
 
PERUZZO, Francisco Miragaia – Química na abordagem do cotidiano / Francisco 
Miragaia Peruzzo, Eduardo Leite do Canto. – 4. Ed. – São Paulo: Moderna, 2006. 
 
Amedeo Avogadro – Wikipédia, a enciclopédia livre 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Amedeo_Avogadro acesso em 16 jan 2021 
Mol – Wikipédia, a enciclopédia livre 
https://pt.wikipedia.org/wiki/Mol acesso em 16 jan 2021 
Lei dos gases – Brasil Escola 
http://www.brasilescola.com/fisica/leis-dos-gases.htm acesso em 16 jan 2021 
Soluções. Estudo das Soluções Químicas – Mundo Educação 
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/solucoes-
.htm#:~:text=As%20solu%C3%A7%C3%B5es%20qu%C3%ADmicas%20verdadeiras
%20s%C3%A3o,que%20tenha%20apenas%20uma%20fase.&text=As%20solu%C3%
A7%C3%B5es%20podem%20ser%20s%C3%B3lidas%2C%20l%C3%ADquidas%20o
u%20gasosas. acesso em 09 fev 2021 
 
Soluções – Brasil Escola 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/solucoes.htm acesso em 09 fev 2021 
 
Soluções químicas – Toda Matéria 
https://www.todamateria.com.br/solucoes-quimicas/ acesso em 09 fev 2021 
 
Curvas de solubilidade – SóQ (Química) 
https://www.soq.com.br/conteudos/em/solucoes/p2.php#:~:text=S%C3%A3o%20gr%C
3%A1ficos%20que%20apresentam%20varia%C3%A7%C3%A3o,montar%20a%20cur
va%20de%20solubilidade. Acesso em 09 fev 2021 
 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Amedeo_Avogadro
https://pt.wikipedia.org/wiki/Mol
http://www.brasilescola.com/fisica/leis-dos-gases.htm
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https://www.soq.com.br/conteudos/em/solucoes/p2.php#:~:text=S%C3%A3o%20gr%C3%A1ficos%20que%20apresentam%20varia%C3%A7%C3%A3o,montar%20a%20curva%20de%20solubilidade
https://www.soq.com.br/conteudos/em/solucoes/p2.php#:~:text=S%C3%A3o%20gr%C3%A1ficos%20que%20apresentam%20varia%C3%A7%C3%A3o,montar%20a%20curva%20de%20solubilidade
https://www.soq.com.br/conteudos/em/solucoes/p2.php#:~:text=S%C3%A3o%20gr%C3%A1ficos%20que%20apresentam%20varia%C3%A7%C3%A3o,montar%20a%20curva%20de%20solubilidade
	1. INTRODUÇÃO
	2. AULA 1 – RELAÇÕES NUMÉRICAS
	3. AULA 2 – MOL
	4. AULA 3 – ESTUDO DOS GASES
	5. AULA 4 – SOLUÇÕES
	6. AULA 5 – CONCENTRAÇÃO COMUM
	7. CONSIDERAÇÕES FINAIS
	8. RESUMO
	9. INDICAÇÕES BIBLIOGRÁFICAS