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SOLUÇÕES
Soluções são duas ou mais substâncias que apresentam aspecto uniforme, ou seja, são 
sistemas homogêneos formados por uma ou mais substância dissolvidas (solutos) em outra 
substância presente em maior proporção na mistura (solvente)
Nos laboratórios, nas indústrias e no nosso dia-a-dia, as soluções de sólidos em líquidos são 
as mais comuns.Nesses tipos de solução, a água é o solvente mais utilizado, sendo conhecida por 
solvente universal. Essas soluções são denominadas soluções aquosas.
TIPOS DE SOLUÇÕES
Solução sólida
Os componentes desse tipo de solução, na temperatura ambiente, encontram-se no estado 
sólido. Essas soluções são denominadas ligas. Exemplo: Bronze – Sn (soluto) e Cu ( solvente); 
ouro 18 quilates – Ag, Cu (soluto) e Au (solvente).
Solução gasosa
Os componentes desse tipo de solução encontram-se no estado gasoso. Toda mistura de 
gases é uma solução
A solução gasosa mais comum é o ar atmosférico, cujos componentes principais são os 
gases nitrogênio (N2), que constitui 78% do volume total, oxigênio (O2), argônio (Ar) e gás 
carbônico(CO2).
Solução líquida
Nesse tipo de solução, pelo menos um dos componentes deve estar no estado líquido.
Exemplos:
 Soluções formadas por gás e líquido - água com gás, refrigerante, cervejas, etc. a solubilidade de 
gases em líquidos depende de três fatores: a pressão exercida sobre o gás, a temperatura do líquido 
e a reatividade do gás.
Pressão: a solubilidade de um gás em um líquido é diretamente proporcional à pressão do gás 
sobre ele (exemplo – ao abrir uma lata de refrigerante o gás carbônico é eliminado pois na 
fabricação da bebida o gás foi introduzido ma uma pressão maior que a atmosférica)
Temperatura: A solubilidade de um gás em um líquido é inversamente proporcional à temperatura, 
isto é, quanto maior a temperatura, menor a solubilidade do gás.(exemplo – o refrigerante “quente” 
libera mais gás quando o colocamos no copo do que quando ele está gelado).
Reatividade :Para um mesmo solvente, sob a mesma pressão e mesma temperatura, gases 
diferentes apresentam solubilidades diferentes. Os gases que reagem com o líquido apresentam 
solubilidade maior do que aqueles que não reagem.
Soluções formadas por líquidos – No nosso cotidiano, encontramos muitas soluções contendo 
líquidos dissolvidos em líquidos. (Exemplos: água oxigenada – mistura de peróxido de hidrogênio 
em água; álcool comercial – álcool etílico e água)
Soluções formadas por sólidos e líquidos – as soluções mais comuns no cotidiano e em 
laboratórios. Exemplos : soro fisiológico – NaCl(soluto) e H2O (solvente); água sanitária - NaClO 
(soluto) e água (solvente).
SOLUBILIDADE
Solução saturada - é a que contém a máxima quantidade de soluto numa dada quantidade 
de solvente, a uma determinada temperatura. Essa quantidade máxima é denominada coeficiente 
de solubilidade.
Uma solução com quantidade de soluto inferior ao coeficiente de solubilidade é 
denominada solução não-saturada ou insaturada.
Uma solução com quantidade de soluto superior ao coeficiente de solubilidade é 
denominada solução supersaturada e se caracteriza por ter a solução saturada e a quantidade em 
excesso(que se precipita), formando um corpo de chão, ou corpo de fundo.
A solubilidade de uma substância numa massa fixa de solvente depende da temperatura. 
Em função desse fato,podem-se construir tabelas que relacionam a solubilidade de uma substância 
em diferentes temperaturas. A tabela a seguir mostra a solubilidade do cloreto de amônio (NH4Cl) 
em 100g de água em diferentes temperaturas.
Temperatura (ºC) 20 40 60 80
Massa de NH4Cl (em 
g/100g de H2O)
37,2 45,8 55,2 65,6
A tabela pode ser interpretada:
• A 20ºC, a quantidade máxima de cloreto de amônio que se dissolve em 100g de água é de 
37,2g, originando uma solução saturada;
• A 60ºC, a solubilidade do cloreto de amônio é de 65,6g para 100g de água.
A partir da tabela pode-se construir um gráfico que relaciona a solubilidade do NH4Cl em 
100g de H2O a diferentes temperaturas.
Convém ressaltar que, como substâncias diferentes apresentam curvas de solubilidade 
diferentes, essa propriedade é utilizada para separar os componentes de uma solução contendo 
solutos diferentes. Esse processo é denominado cristalização fracionada.
Alguns sais apresentam, na sua constituição, um determinado número de moléculas de água 
agregadas, denominadas águas de cristalização. Um exemplo é o cloreto de cálcio 
hexahidratado (CaCl2. 6 H2O ), que, quando dissolvido em água, sofre uma alteração no 
número de moléculas de água de cristalização, à medida que aumenta a temperatura.Isso 
acarreta uma alteração na sua solubilidade, ocasionando a formação de pontos de inflexão na 
curva de solubilidade.
Exercícios de fixação
1) Considere as informações seguintes e responda as questões:
Temperatura ºC 30 50 70
g de KBr /100g H2O 70 80 90
a) Qual a massa de brometo de potássio necessária para saturar 100g de água a 50ºC e 200g 
de água a 70ºC?
b) Uma solução foi preparada, a 30ºC, dissolvendo-se 40g de brometo de potássio em 100g de 
água. Essa solução é saturada? Justifique.
Analise o preparo de 3 soluções de brometo de potássio, a 50ºC, e responda:
A 40g de soluto em 100g de água
B 80g de soluto em 100g de água
C 100g de soluto em 100g de água
c) Classifique em saturada ou insaturada cada solução analisada (A,B e C)
d) Apenas uma das soluções está saturada e apresenta corpo de fundo. Identifique-a e calcule 
a massa desse corpo de fundo
e) Qual das 3 soluções encontra-se mais diluída?
2) (UNICAMP-SP) “Os peixes estão morrendo porque a água do rio está sem oxigênio, mas 
nos trechos de maior corredeira a quantidade de oxigênio aumenta”. Ao ouvir esta 
informação de um técnico do meio ambiente, um estudante que passava pela margem do rio 
ficou confuso e fez a seguinte reflexão: “Estou vendo a água no rio e sei que a água 
contém, em suas moléculas, oxigênio; então como pode ter acabado o oxigênio do rio?”
a) Escreva a fórmula das substâncias mencionadas pelo técnico
b) Qual é a confusão cometida pelo estudante em sua reflexão?
3) (Unifesp – SP) A lactose, principal açúcar do leite da maioria dos mamíferos, pode ser 
obtida a partir do leite de vaca por uma seqüência de processos. A fase final envolve a 
purificação por recristalização em água. Suponha que, para esta purificação, 100kg de 
lactose foram tratados com 100L de água, a 80ºC, agitados e filtrados a esta temperatura. O 
filtrado foi resfriado a 10ºC. 
Solubilidade da lactose, em kg/100L de água : a 80ºC = 95 e a 10ºC = 15.
A massa máxima de lactose, em kg, que deve cristalizar com este procedimento é, 
aproximadamente:
a) 5 b) 15 c) 80 d) 85 e) 95
ASPECTOS QUANTITATIVOS DAS SOLUÇÕES
 Em laboratório, as soluções normalmente são preparadas dissolvendo-se uma massa 
determinada de soluto em certa quantidade de solvente.
Ao se preparar uma solução aquosa de acordo com esse procedimento, já são previamente 
conhecidas algumas características da solução:
1) a massa do soluto;
2) o volume final da solução
3) o volume de água adicionado
4) a massa de água (admitindo que a densidade da água é de 1g/mL)
5) a massa da solução (somando a massa do soluto e a massa do solvente)
OBS. Para facilitar o trabalho, adota-se o índice 1 para indicar o soluto , o índice 2 para indicar 
o solvente, e os dados relacionados à solução não contém índice.
Exemplo: 
m1 = massa do soluto m2 = massa do solvente m = massa da solução
Relações entre as quantidades de soluto, de solvente e de solução
Ao trabalhar com soluções, além de conhecer seus componentes, é de fundamental 
importância estabelecer as relações de quantidade de soluto, em uma determinada quantidade 
de solução ou para uma quantidade de solvente.Essas relações numéricas são genericamente 
denominadas concentração da solução e podem ser expressas de diferentes maneiras.
Concentração Comum
C = massa do soluto / volume da solução 
C = m1 /V 
Unidade de medida: g/L; g/ mL
Densidade da solução
 d = massada solução / volume da solução
d = m / V ou d = m1 + m2 / V
Unidade de medida: g/L; g / mL: ...
Título(τ) , Porcentagem em massa
 τ = massa do soluto / massa da solução
τ = m1 / m ou τ = m1 / m1 + m2
O título multiplicado por 100% indica a porcentagem em massa do soluto presente na 
solução.
Partes por milhão (ppm) e partes por bilhão (ppb)
Atualmente, para indicar concentrações extremamente pequenas, principalmente de 
poluentes do ar, da água, usamos a unidade partes por milhão, representada por ppm, ou 
ainda partes por bilhão, representada por ppb
 ppm = g / 1000000g ou ppm = g / 106g ou ppm = g / 1 ton
Concentração em mol/L ou Concentração molar ou Molaridade ()
 = número de mols do soluto / volume da solução
  = n1 / V(L) ou  = m1 / M1V(L)
Concentração em mols/L dos íons
Algumas substâncias originam íons quando dissolvidas em água. 
Se conhecermos as fórmulas das substâncias dissolvidas em água e a molaridade de suas 
soluções, temos condições de determinar as concentrações molares dos íons presentes nessas 
soluções.
A concentração molar ou em mol/L dos íons presentes na solução é proporcional ao 
número de mol de cada íon, ou seja, é proporcional aos respectivos coeficientes na equação de 
ionização ou dissociação.
Exemplo: Al2(SO4)3 – 0,2mol/L
Al2(SO4)3 → 2Al+3 + 3SO4-2
 1 mol 2 mols 3 mols
 0,2 M 0,4 M 0,6 M
Relação entre a Concentração Comum, Título, Densidade e Molaridade
 
C = τ. d = M1
Obs. Ao utilizar essa relação, a densidade deve estar expressa em g/L
Fração Molar (X)
Fração Molar é a relação entre as quantidades de matéria em número de mol dos 
componentes de uma solução; portanto pode ser definida tanto para o soluto quanto para o 
solvente.
X1 = número de mol do soluto / número de mol da solução (Fração Molar do Soluto)
X2 = número de mol do solvente / número de mol da solução.(Fração Molar do Solvente)
X1 = n1/ n1+ n2 X2= n2/ n1 + n2
Obs:A soma das frações molares dos componentes de uma solução será sempre igual a 1
Molalidade ( W )
W = número de mol do soluto que se encontra dissolvido de 1kg de solvente.
W = n1 / m2(kg)
A molalidade é muito útil quando trabalhamos com soluções cuja temperatura pode 
variar, pois no seu cálculo não utilizamos medidas de volume, que podem variar com a 
temperatura. Concentrações expressas em molalidade, fração molar, porcentagem em massa e 
título são independentes da temperatura.
Um fato experimental que convém ser ressaltado é que, nas soluções aquosas diluídas 
que contêm quantidade igual ou inferior a o,1 mol de soluto por litro de água, as concentrações 
expressas em molaridade, mol/L() e molalidade (W) são aproximadamente iguais 
numericamente.
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO
4) (UFGO) As instruções da bula de um medicamento usado para reidratação estão resumidas no 
quadro, a seguir.
Modo de usar : dissolva o conteúdo do envelope em 500mL de água
Composição: cada envelope contém
Cloreto de potássio 75 mg
Citrato de sódio diidratado 145 mg
Cloreto de sódio 175 mg
Glicose 10 mg
a) Calcule a concentração de potássio, em mg/L, na solução preparada segundo as instruções 
da bula;
b) Quais são as substâncias do medicamento que explicam a condução elétrica da solução do 
medicamento? Justifique.
5) (MACK-SP) com a finalidade de tornar os refrigerantes do tipo “ cola” maisagradáveis, é 
adicionado ácido fosfórico numa concentração de 0,6g/L de refrigerante. O número máximo de 
latinhas de 350 mL desses refrigerantes que um indivíduo de 42kg pode ingerir, por dia, é:
a) 1 d) 4 Nota: É recomendado que o limite máximo de
b) 2 e) 5 ingestão diária de ácido fosfórico seja de 
c) 3 5 mg/kg de peso corporal.
6) (UNICAMP-SP) Uma receita de biscoitinhos Petit Four de laranja leva os seguintes 
ingredientes:
Ingrediente Quantidade/ gramas Densidade aparente(g/cm³)
Farinha de trigo 360 0,65
Carbonato ácido de amônio 6 1,5
Sal 1 2,0
Manteiga 100 0,85
Açúcar 90 0,90
Ovo 100(2 ovos) 1,05
Raspas de casca de laranja 3 0,50
A densidade aparente da “massa” recém-preparada e antes de ser assada é de 1,10g/cm³. 
Entende-se por densidade aparente a relação entre a massa da “massa” ou do ingrediente, na “forma” 
em que se encontra, e o respectivo volume ocupado.
a) Qual o volume ocupado pela “massa” recém-preparada, correspondente a uma receita?
b) Como se justifica o fato de a densidade aparente da “massa” ser diferente da média ponderada 
das densidades aparentes dos constituintes?
7) Determine o título de uma solução obtida pela dissolução de 60g de NaOH em 340 cm³ de 
água.
8) Em que volume de álcool devem ser dissolvidos 50g de KOH para se obter uma solução de 
título igual a0,2? (dálcool = 0,8g/mL)
9) (Cesgranrio-RJ)Ambientalistas lutam para que o índice ideal de exposição do benzeno seja 0,1 
ppm. A concentração de uma solução em ppm pode ser expressa na forma de miligramas de 
soluto por litro de solução.
Numa atmosfera, para se chegar ao nível de concentração ideal de exposição ao benzeno, 
desejado pelos ambientalistas, a quantidade máxima desse composto cancerígeno, em gramas, 
que pode estar presente em um ambiente de 10000L é igual a:
a) 0,10 d) 1,67
b) 0,81 e) 10
c) 1,0
10) (UEM-PR) Qual é a massa, em gramas, de hidróxido de sódio necessária para se preparar 500 
mL de uma solução aquosa 2,0mol/L?(Dados: H = 1;Na = 23; O = 16)
11) (UERJ) Um fertilizante de larga utilização é o nitrato de amônio. Para uma determinada 
cultura, o fabricante recomenda a aplicação de 1L de solução de nitrato de amônio de 
concentração 0,5 mol/L por m² de plantação. A figura a seguir indica as dimensões do terreno 
que o agricultor utilizará no plantio.
60m
 50m
90m
A massa de nitrato de amônio, em quilogramas, que o agricultor deverá empregar para 
fertilizar sua cultura, de acordo com a recomendação do fabricante, é igual a:
a) 120
b) 150
c) 180
d) 200
e) 250
12) (UFV-MG) Uma solução aquosa de nitrato de cobre II foi preparada dissolvendo-se 93,75g de 
Cu(NO3)2 em 1L de solução. A concentração de íons nitrato, em mol/L, é de aproximadamente:
a) 0,5 b) 1,4 c) 2,0 d) 0,7 e) 1,0
13) (Unesp-SP) O ácido sulfúrico (H2SO4) é um líquido viscoso, muito corrosivo, oxidante e 
higroscópico. Além da sua utilização em baterias de automóveis, preparação de corantes, tintas 
e explosivos, este ácido pode ser utilizado, quando diluído adequadamente, na remoção de 
camadas de óxidos depositados nas superfícies de ferro e aço (decapante). A solução aquosa 
concentrada deste ácido apresenta densidade igual a 1,80g/mL, sendo 98%(massa percentual) 
em H2SO4.
Calcule a concentração, em quantidade de matéria (mol/L) da solução concentrada de ácido 
sulfúrico.(MM=98g/mol)
14) A fração molar do LiOH numa solução aquosa é igual a 0,2. Calcule a concentração molar, 
sabendo que a densidade dessa solução é igual a 1,20g/cm³. (Massa Molar – Li = 7; O = 16; H 
= 1)
15) Calcule a fração em mol do NaOH numa solução aquosa contendo 28% em massa de 
NaOH( Na = 23; O = 16; H = 1)
16) Qual é a molalidade de uma solução aquosa com 60% em massa de sulfato de magnésio (Mg = 
24; S = 32; O = 16)
DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES
O fenômeno da diluição é muito comum em nosso cotidiano. Xarope de groselha ou suco de 
frutas concentrado, por exemplo, não são consumidos na forma como são comercializados. Para serem 
ingerido, tanto o xarope como o suco concentrado devem sofrer acréscimo de água, de acordo com 
instruções contidas nos rótulos das embalagens.
Nota-se que no exemplo de diluição, o procedimento é o mesmo; adição de uma certa 
quantidade de água (solvente) à solução inicial,obtendo-se uma nova solução menos concentrada ou 
mais diluída.
Nem sempre a diluição pode ser percebida a olho nu. Porém, independentemente de a diluição 
ser perceptível ou não, a quantidade do soluto presente na solução inicial será a mesma após a 
diluição; contudo, a adição de mais solvente acarretará um aumento de massa da solução, bem como oseu volume. Geralmente o volume final corresponde à soma do volume inicial com o volume do 
solvente adicionado.
Como a quantidade inicial de soluto = quantidade final de soluto, podemos ter as seguintes 
relações entre a solução inicial e a final
Inicial Final Relação
Concentração 
Comum
C = m1 / V C’ = m1 / V’ CV = C’V’
Concentração 
Molar
 = n1 / V ’ = n1 / V’ V = ’ V’
Título τ = m1 / m τ’ = m1 / m’ τm = τ’m’
Fração Molar X1 = n1 / n X’1 = n1 /n’ X1n = X’1n’
Exemplo:
Foi aquecido um frasco contendo uma solução aquosa de CuSO4 5.10-2molar e o aquecimento 
foi interrompido quando restavam 100mL de uma solução aquosa de CuSO4 1,2M. Determine o 
volume da solução inicial e o volume de água perdida pelo aquecimento.
 V = ’ V’
5.10-2 . V = 1,2 . 0,1
 V = 1,2 . 0,1 / 5.10-2 
V = 2,4 L
O volume final é igual ao volume inicial + o volume de água adicionado
V’ = V + Vágua 
Vágua = V’ – V
Vágua = 2,4 – 0,1 = 2,3L 
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO
17) (UFPI) A uma amostra de 100mL de NaOH de concentração 20g/L foi adicionada água 
suficiente para completar 500mL. A concentração, em g/L, dessa nova solução é igual a:
a) 2 b) 3 c) 4 d) 5 e) 8
18) (Fuvest-SP) Se adicionarmos 80mL de água a 20mL de uma solução 0,1 molar de 
hidróxido de potássio, obteremos uma solução de concentração molar igual a:
a) 0,010 d) 0,040
b) 0,020 e) 0,050
c) 0,025
19) Em 200mL de solução aquosa de iodeto de potássio de concentração 10g/L, foi adicionada 
água suficiente para completar 5,0 L de solução. Determine a concentração em g/L da nova 
solução.
20) (UFSC) Qual a massa de Na2SO4, em gramas, necessária para preparar 100mL de uma 
solução 3,50 molar? Qual o volume de água , em mL, necessário para diluir 10mL desta 
solução, transformando-a em 1,75 molar?
(Massas Molares – Na = 23; S = 32; O = 16)
21) Uma bateria de carro, quando nova, contém uma solução de ácido sulfúrico com 38% em 
massa desse soluto. Se misturarmos 1,0 kg daquela solução com 4,0kg de água destilada, qual 
a nova porcentagem?
22) (Unicamp-SP) Um dos grandes problemas das navegações do século XVI referia-se à 
limitação de água potável que era possível transportar numa embarcação. Imagine uma 
situação de emergência em que restaram apenas 300 litros de água potável (considere-a 
isenta de eletrólitos). A água do mar não é apropriada para o consumo, devido à grande 
concentração de NaCl (25 g/L), porém o soro fisiológico (10g NaCl /L)é. Se os navegantes 
tivessem conhecimento da composição do soro fisiológico, poderiam ter usado a água 
potável para diluir água do mar de modo a obter soro e assim teriam um volume maior de 
líquido para beber.
a) Que volume total de soro seria obtido com a diluição se todos os 300 litros de água 
potável fossem usados para este fim?
b) Considerando-se a presença de 50 pessoas na embarcação eadmitindo-se uma 
distribuição eqüitativa do soro, quantos gramas de NaCl teriam sido ingeridos por 
cada pessoa?
c) Uma maneira que os navegantes usavam para obter água potável adicional era 
recolher água de chuva. Considerando-se que aágua dachuva é originária, em 
grande parte, da água do mar, como se explica que ela possa ser usada como água 
potável?
23) (UERJ) Um laboratorista dispõe de solução 2M de ácido sulfúrico e precisa de uma 
solução 0,5M desse ácido.
a) Determine que volume da solução inicial ele deve diluir para obter 200ml da 
solução desejada.
b) Calcule a massa em gramas de ácido sulfúrico presente nos 200mL da solução 
desejada
c) Determine a concentração da solução inicial em gramas/litro
(H=1; O = 16; S = 32)
24) (UFAL) Para preparar 500mL de solução aquosa de soda cáustica (NaOH), de 
concentração 0,10 mol/L, partiu-se de uma solução aquosa contendo 20g do soluto em um 
litro de solução aquosa (Massa molar = 40g/mol)
a) indique, por cálculo, o volume de solução de partida que deve ser tomado para 
diluir, com água, até se obterem 500mL de solução desejada.
b) Descreva o procedimento experimental para preparar a solução desejada, referindo-
se às operações e materiais de laboratórios utilizados.
MISTURA DE SOLUÇÕES SEM REAÇÃO QUÍMICA
A mistura de soluções é feita normalmente em algumas situações da nossa vida.
Em laboratório e nas indústrias, a mistura de soluções é procedimento muito comum e 
importante, e nesses casos é fundamental a determinação da concentração dos componentes das 
misturas obtidas.
Mistura de soluções com mesmo solvente e solutos diferentes
 
Quando se misturam duas soluções, ocorre a simples diluição, pois as quantidades dos solutos 
permanecem constantes, porém dispersas num volume maior. As concentrações finais dos dois solutos 
são menores que as iniciais.
Exemplo: 
Ao se misturar 1 litro de solução aquosa de NaCl 0,1 mol/L com 1L de solução aquosa de 
C12H22O11 0,2 mol/L, tem-se 2 litros de uma solução contendo 0,1 mol de NaCl com 0,2 mol de 
C12H22O11 .
Na solução final tem-se:
• Para o NaCl:  = n1 / V = 0,1 mol / 2L = 0,05 mol/L
• Para o C12H22O11:  = n1 /V = 0,2 mol/ 2L = 0,1 mol/L
Também poderíamos determinar as molaridades do NaCl e do C12H22O11 após a mistura, 
utilizando as fórmulas de diluição.
V = ’ V’
Mistura de soluções com o mesmo solvente e o mesmo soluto
Nesse tipo de mistura, a quantidade( número de mol ou massa) do soluto presente na mistura é 
igual à soma das quantidades dos solutos presentes nas soluções iniciais.
Exemplo:
Ao se misturar 1litro de uma solução aquosa 20g/L de NaOH com 1 litro de uma solução 
aquosa 50g/L de NaOH obteremos 2 litros de uma solução 35 g/L.
Na solução final:
 m1 = 20 + 50 = 70g de NaOH
 V = 2 L
Portanto, C = m1 / V = 70 / 2 = 35 g/L
A determinação do valor da concentração de uma mistura formada pelo mesmo soluto e 
mesmo solvente pode ser feita através de uma expressão matemática:
C1V1 + C2V2 + ..... = C’V’
Esse tipo de fórmula pode ser deduzida analogamente para outras formas de exprimir as 
concentrações:
1V1 + 2V2 + ..... = ’V’
τ1V1 + τ2V2 + ....... = τ’ V’
 EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO
25) Foram preparadas duas soluções aquosas, A e B:
A : 2,0 g de NaCl em 100 mL de solução
B : 10g de C12H22O11 em 400mL de solução
Com base nessas informações, calcule, em g/L:
a) a concentração do NaCl na solução A;
b) a concentração do C12H22O11 na solução B;
c) a concentração do naCl e a do C12H22O11 na solução resultante da mistura das 
soluções A e B.
26) Um volume de 200 ml de uma solução aquosa de glicose (C6H12O6) de concentração igual a 
60g/L foi misturada a 300mL de uma solução de glicose de concentração igual a 120g/L. 
Determine a concentração, em g/L, da solução final.
27) (MACK –SP) Adicionando 600mL de uma solução 0,25 molar de KOH a um certo volume 
(V) de solução 1,5 molar de mesma base, obtém-se uma solução 1,2 molar. O volume (v) 
adicionado de solução 1,5 molar é de:
a) 0,1L b) 3,0 L c) 2,7 L d) 1,5 L e) 1,9 L
28) (UFCE) No recipiente A, temos 50 mL de uma solução 1M de NaCl. No recipiente B, há 
300mL de uma solução que possui 30g de NaCl por litro de solução.Juntou-se o conteúdo 
dos recipientes A e B, e o volume foi completado com água até formar 1 litro de solução. 
Determine a concentração final da solução obtida em g/L. (Massas molares, em g/mol, do 
Na=23 e do Cl = 35,5)
29) (Fuvest –SP) Uma enfermeira precisa preparar 0,50L de soro que contenha 1,5 . 10-2mol de 
KCl e 1,8. 10-2 mol de NaCl, dissolvidos em uma solução aquosa de glicose. Ela tem à sua 
disposição soluções aquosa de KCl e NaCl de concentrações, respectivamente, 0,15 g/mL e 
0,60 . 10-2g/mL. Para isso, terá que utilizar x mL da solução de KCl e y mL da solução de 
NaCl e completar o volume, até 0,50L, com a solução aquosa de glicose. Os valores de x e 
y devem 
ser, respectivamente:
a) 2,5 e 0,60 . 102
b) 7,5 e 1,2 . 102 (Massa Molar : KCl = 75; NaCl = 59)
c) 7,5 e 1,8 . 102
d) 15 e 1,2 . 102
e) 15 e 1,8 . 102
30) (Cefet-MG) Um laboratorista diluiu com água 0,5 litro de solução a 2 mol/L para 2 litros. 
À solução diluída acrescentou-se 1 litro de soluçãode mesmo soluto a 1 mol/L. Pode-se 
afirmar que a concentração da solução final, em mol/L, é:
a) 1,20 c) 0,75 e) 0,50
b) 1,00 d) 0,67
Mistura de soluções com reação química
Em um laboratório ou numa indústria, a maioria das reações é realizada utilizando-se os 
reagentes em soluções
Para misturar soluções em que ocorre reação, é fundamental saber equacionar a reação e, 
também, conhecer a proporção em número de mol na qual ela ocorre.
Exemplo:
Quando misturamos 0,5 L de uma solução aquosa 0,1 mol/L de H2SO4 a 0,5 L de uma 
solução aquosa 0,2 mol/L de NaOH, ocorre uma reação em que são produzidos sal e água. 
Essa reação é representada pela equação:
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O
Para determinar o caráter – ácido, básico ou neutro – da mistura (solução final), alem de 
conhecermos a equação, devemos determinar e relacionar o número de mol do ácido e da 
base:
nácido = ácido .Vácido = 0,1 mol/L . 0,5 L = 0,05 mol de H2SO4
nbase = base. Vbase = 0,2 mol/L . 0,5 L = 0,10 mol de NaOH
conhecendo-se os números de mol dos solutos, o próximo passo será relacioná-los com a 
equação:
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O
Proporção: 1 mol 2 mols 1 mol
nº de mol 0,05 mol 0,10mol 0,05 mol
dos solutos
Como podemos observar, os reagentes estão presentes em quantidade estequiométrica, ou 
seja, o número de mol obedece à proporção dada pela equação balanceada. Isso permite 
concluir que a solução final será neutra, pois não ocorre excesso do ácido nem da base, que 
são consumidos totalmente, originando sal e água.
O número de mol de sal formado é igual a 0,05 mol, pois obedece à proporção 
estequiométrica e permanece dissolvido na solução final que apresenta um volume de 1L. 
Com esses dados, podemos calcular a concentração em mol/L desse sal:
sal = nsal / Vfinal(L) = 0,05 mol/1,0 L = 0,05 mol/L
OBS. Caso, após a verificação dos números de mols do ácido e da base e da proporção da 
equação química, verificar- se excesso de ácido ou de base, a solução final será ácida ou 
básica.
Titulação
Uma aplicação freqüente em laboratórios desses fundamentos teóricos é a determinação 
da concentração desconhecida de uma solução através de uma técnica conhecida por 
titulação.
A titulação é muito usada no estudo das reações ácido-base, com a ajuda de 
indicadores.
Como exemplo, vejamos como se determina a concentração desconhecida de uma 
solução aquosa de HCl, com o auxílio de uma solução aquosa de NaOH de concentração 
conhecida e do indicador fenolftaleína:
a) a solução de NaOH, de concentração conhecida, contida na bureta, é adicionada a 
um volume conhecido de solução de ácido clorídrico, de concentração 
desconhecida, misturada previamente com a fenolftaleína contida no erlenmeyer.
b) A formação de uma coloração rósea no erlenmeyer indica que todo o ácido foi 
consumido pela base adicionada. Nesse instante dizemos que foi atingido o ponto 
de equivalência:
nº de mol de H+ = nº de mol de OH-
 e lemos na bureta o volume de NaOH gasto.
Tendo o valor do volume de NaOH e a sua molaridade, calcula-se o número de mol da base
E então, verifica-se a relação de mols de ácido e base, pela proporção estequiométrica da 
reação química e então, deduze-se o número de mols do ácido e conseqüentemente a 
concentração do ácido (desconhecido).
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO
31) (UEM-PR) Qual será o volume, em mililitros(mL), de uma solução aquosa de hidróxido de 
sódio 0,10 mol/L necessário para neutralizar 25 mL de uma solução aquosa de ácido 
clorídrico 0,30 mol/L? (Na = 23; O =16; Cl = 35,5)
32) (Pucamp-SP) A hidrólise do DNA (ácido desoxiribonucléico) libera, entre outros 
compostos, ácido fosfórico, H3PO4. a quantidade desse ácido pode ser determinada por sua 
reação com NaOH, em água:
H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O
Para isto, gastaram-se 30 mL de solução aquosa 1,0 mol/L de NaOH. A quantidade de 
ácido fosfórico, assim determinada é igual a:
a) 0,01mol c) 0,03 mol e) 0,05 mol
b) 0,02 mol d) 0,04 mol
33) (UFR-RJ) Foram misturados 50 mL de solução aquosa 0,4 mol/L de ácido clorídrico, com 
50 mL de solução de hidróxido de cálcio, de mesma concentração.
2HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + H2O
a) Ao final da reação, o meio ficará ácido ou básico? Justifique sua resposta com cálculos
b) Calcule a concentração molar do reagente remanescente na mistura.
34) (Unicamp-SP) Indicadores são substâncias que apresentam a propriedade de mudar de cor 
em função da acidez ou basicidade do meio em que se encontram. Em três experimentos 
diferentes, misturou-se uma solução aquosa de HCl com uma solução aquosa de NaOH. As 
soluções de ambos os reagentes apresentavam a mesma concentração (mol/L). Após a 
mistura, acrescentou-se um determinado indicador, obtendo-se os seguintes resultados:
Experimento 1 Experimento 2 Experimento 3
Reagentes 2 mL deHCl
1 mL de NaOH
2 ml de HCl
2 mL de NaOH
2mL de HCl
3 mL de NaOH
Cor do indicador amarela verde Azul
a) Considerando-se esses três experimentos, que cor este indicador apresentará em contato 
com suco de limão,que possui uma apreciável concentração de substâncias ácidas? 
Justifique.
b) Que cor apresentará o indicador se misturarmos os reagentes do experimento 1 com os 
reagentes do experimento 3?
35) (UFPR) Necessita-se preparar uma solução de NaOH 0,1 mol/L. dadas as massas 
atômicas, Na=23, O =16 e H = 1, pergunta-se:
a) Qual é a massa de NaOH necessária para se preparar 500 mL desta solução?
b) a partir da solução 0,1 mol/L de NaOH, como é possível obter 1L de solução NaOH, 
porém na concentração 0,01 mol/L?
c) qual o volume de HCl 0,05 mol/L necessário para neutralizar 10 mL de solução 0,1 
mol/L de NaOH?
Justifique suas respostas mostrando os cálculos envolvidos.