revisão 2

Prévia do material em texto

CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
SOLUÇÕES
R E S U M O
DISPERSÕES
São sistemas nos quais uma substâncias encontra-se 
distribuída, sob a forma de pequenas partículas, em uma 
outra substância.
Classificação das dispersões
De acordo com o tamanho médio das partículas disper-
sas, as dispersões podem ser classificadas em: 
1 nm = 10–9 m
1 nanômetro = 10–9 m
Interessa-nos o estudo das soluções, que são misturas 
homogêneas de duas ou mais substâncias.
Classificação das soluções
a) De acordo com o estado de agregação da solução.
• Soluções sólidas (Ex.: ligas metálicas).
• Soluções líquidas (Ex.: sal + água).
• Soluções gasosas (Ex.: ar atmosférico).
b) De acordo com a proporção entre soluto e solvente.
• Soluções diluídas: contém pouco soluto em relação 
ao solvente.
• Soluções concentradas: contém muito soluto em re-
lação ao solvente.
c) De acordo com a natureza do soluto.
• Soluções moleculares: as partículas dispersas são 
moléculas.
• Soluções iônicas: as partículas dispersas são íons.
COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE
É a quantidade necessária de uma substância (em geral, 
em gramas) para saturar uma quantidade padrão de solvente 
(em geral 100g, 1000g ou 1L), em determinadas condições 
físicas de temperatura e pressão.
Em outras palavras, o coeficiente de solubilidade é a 
quantidade máxima de soluto, capaz de se dissolver numa 
quantidade padrão de solvente, em certas condições de pres-
são e temperatura.
Em função do ponto de saturação, as soluções são clas-
sificadas em:
• Soluções insaturadas ou não-saturadas: contém me-
nos soluto que o estabelecido pelo coeficiente de so-
lubilidade.
• Soluções saturadas: atingiram o coeficiente de so-
lubilidade, ou seja, apresentam uma quantidade de 
CONTEÚDO 1
soluto dissolvido, igual àquela definida pelo coefi-
ciente de solubilidade.
• Soluções supersaturadas: ultrapassaram o coeficiente 
de solubilidade, ou seja, apresentam uma quantidade 
de soluto dissolvido, maior que a definida pelo coefi- 
ciente de solubilidade.
Nota:
As soluções supersaturadas são instáveis, e a qualquer 
instante, o excesso de soluto precipitará, originando nova-
mente, soluções saturadas (com corpo de fundo).
CURVAS DE SOLUBILIDADE
São os gráficos que apresentam a variação dos coe-
ficientes de solubilidade das substâncias em função da 
temperatura.
Observe o gráfico a seguir:
Exemplo de leitura do gráfico:
A 30°C, a solubilidade do soluto considerado, é igual a 
40 g de soluto/100 g de H2O.
Em qualquer ponto da curva, tem-se as soluções satura-
das, pois apresentam uma quantidade de soluto dissolvido, 
igual àquela definida pelo coeficiente de solubilidade, nas 
respectivas temperaturas.
Acima da curva, qualquer ponto estará representando 
uma solução supersaturada (ponto A, por exemplo), pois 
apresentam uma quantidade de soluto dissolvido, acima das 
quantidades definidas pelos coeficientes de solubilidade, nas 
respectivas temperaturas.
Abaixo da curva de solubilidade, encontram-se as solu-
ções insaturadas (ponto C, por exemplo), pois apresentam 
uma quantidade de soluto dissolvido, abaixo das quantida-
des definidas pelos coeficientes de solubilidade, nas respec-
tivas temperaturas.
Para a maioria dos solutos sólidos, teremos curvas ascen-
dentes, ou seja, aumenta o coeficiente de solubilidade com 
o aumento da temperatura. Para esses solutos, o processo de 
dissolução é endotérmico.
Para os gases, diminui a solubilidade dos mesmos com o 
aumento da temperatura, então, o processo de dissolução de 
gases em líquidos, é exotérmico, ou seja, aumenta a solubi-
lidade de um gás num líquido, com a diminuição da tempe-
ratura (e com o aumento da pressão do gás sobre o líquido).
01
8
Química 1
Soluções
MÓDULO 3
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
►	 Classificação de soluções;
►	 Coeficiente de solubilidade.
DISPERSÕES
São sistemas nos quais uma substâncias encontra-se dis-
tribuída, sob a forma de pequenas partículas, em uma outra 
substância.
Classificação	das	dispersões
De acordo com o tamanho médio das partículas dispersas, 
as dispersões podem ser classificadas em:
	 Nome	da	 Tamanho	médio	das
	 dispersão		 partículas	dispersas
 Soluções verdadeiras Entre 0 nm a 1 nm
 Dispersões coloidais Entre 1 nm a 1 000 nm
 Suspensões Acima de 1 000 nm
1 nm = 10–9 m
1 nanômetro = 10–9 m
Interessa-nos o estudo das soluções, que são misturas ho-
mogêneas de duas ou mais substâncias.
Classificação	das	soluções
a) De acordo com o estado de agregação da solução.
 • Soluções sólidas (Ex.: ligas metálicas).
 • Soluções líquidas (Ex.: sal + água).
 • Soluções gasosas (Ex.: ar atmosférico).
b) De acordo com a proporção entre soluto e solvente.
 • Soluções diluídas: contém pouco soluto em relação ao 
solvente.
 • Soluções concentradas: contém muito soluto em rela-
ção ao solvente.
c) De acordo com a natureza do soluto.
 • Soluções moleculares: as partículas dispersas são 
moléculas.
 • Soluções iônicas: as partículas dispersas são íons.
Coeficiente	de	solubilidade
É a quantidade necessária de uma substância (em geral, em 
gramas) para saturar uma quantidade padrão de solvente (em 
geral 100g, 1000g ou 1L), em determinadas condições físicas 
de temperatura e pressão.
Em outras palavras, o coeficiente de solubilidade é a quan-
tidade máxima de soluto, capaz de se dissolver numa quanti-
dade padrão de solvente, em certas condições de pressão e 
temperatura.
Em função do ponto de saturação, as soluções são classifi-
cadas em:
• Soluções insaturadas ou não-saturadas: contém menos 
soluto que o estabelecido pelo coeficiente de solubilida-
de.
• Soluções saturadas: atingiram o coeficiente de solubi-
lidade, ou seja, apresentam uma quantidade de soluto 
dissolvido, igual àquela definida pelo coeficiente de solu-
bilidade.
• Soluções supersaturadas: ultrapassaram o coeficiente 
de solubilidade, ou seja, apresentam uma quantidade de 
soluto dissolvido, maior que a definida pelo coeficiente 
de solubilidade.
Nota:
As soluções supersaturadas são instáveis, e a qualquer ins-
tante, o excesso de soluto precipitará, originando novamente, 
soluções saturadas (com corpo de fundo).
Q
U
ÍM
IC
A
 1
11
C
iê
nc
ia
s 
da
 N
at
ur
ez
a 
e 
su
as
 T
ec
no
lo
gi
as
Química 1
Soluções
MÓDULO 4
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
►	 Gráficos de coeficiente de solubilidade em função da temperatura;
►	 Curvas de solubilidade.
ATIVIDADE I
Exemplo	de	leitura	do	gráfico:
A 30°C, a solubilidade do soluto considerado, é igual a 40 g 
de soluto/100 g de H2O.
Em qualquer ponto da curva, tem-se as soluções saturadas, 
pois apresentam uma quantidade de soluto dissolvido, igual 
àquela definida pelo coeficiente de solubilidade, nas respectivas 
temperaturas.
Acima da curva, qualquer ponto estará representando uma 
solução supersaturada (ponto A, por exemplo), pois apresentam 
uma quantidade de soluto dissolvido, acima das quantidades 
definidas pelos coeficientes de solubilidade, nas respectivas 
temperaturas.
Abaixo da curva de solubilidade, encontram-se as soluções 
insaturadas (ponto C, por exemplo), pois apresentam uma quan-
tidade de soluto dissolvido, abaixo das quantidades definidas pe-
los coeficientes de solubilidade, nas respectivas temperaturas.
Para a maioria dos solutos sólidos, teremos curvas cascen-
dentes, ou seja, aumenta o coeficiente de solubilidade com o 
aumento da temperatura. Para esses solutos, o processo de dis-
solução é endotérmico.
Para os gases, diminui a solubilidade dos mesmos com o 
aumento da temperatura, então, o processo de dissolução de 
gases em líquidos, é exotérmico, ou seja, aumenta a solubili-
dade de um gás num líquido, com a diminuição da temperatura 
(e com o aumento da pressão do gás sobre o líquido).
CURVAS	DE	SOLUBILIDADE
São os gráficos que apresentam a variação dos coeficien-
tes de solubilidade das substâncias em função da temperatura.
Observe o gráfico a seguir:
02. (UNICAMP) Uma solução saturada de nitrato de potássio 
(KNO3) constituída, além do sal, por100 g de água, está 
à temperatura de 70°C. Essa solução é resfriada a 40°C, 
ocorrendo precipitação de parte do sal dissolvido.
 Calcule:
a) a massa do sal que precipitou;
b) a massa do sal que permaneceu em solução.
 Abaixo, o gráfico da solubilidade do nitrato de potássio em 
função da temperatura.
 Uma solução contendo 25 g de KNO3 em 50 g de água é 
resfriada a 10°C. Qual é a quantidade máxima de soluto que 
cristaliza com este procedimento?
01. (FUVEST) A figura abaixo representa a curva de solubilidade 
do KNO3 por 100 g de H2O.
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
E X E R C Í C I O S P R O P O S TO S
01. (UFRGS-RS) Um determinado sal apresenta solubili-
dade em água igual a 135 g/L, a 25°C. Dissolvendo-se, 
completamente, 150 g desse sal em um litro de água, 
a 40°C, e resfriando-se lentamente o sistema até 25°C, 
obtém-se um sistema homogêneo cuja solução será:
a) diluída.
b) concentrada.
c) insaturada.
d) saturada.
e) supersaturada.
02. A 20°C, a solubilidade do cloreto de magnésio é de 57 g 
por 100 g de água. Nessa temperatura, 140 g de MgCl2 
foram misturados em 200 g de água. Pergunta-se:
a) O sistema obtido é homogêneo ou heterogêneo?
b) Qual é a massa de sólido dissolvida na água?
c) Qual é a massa de MgCl2(s) depositada? (Corpo de 
fundo, corpo de chão ou precipitado.)
d) O que pode ocorrer se aquecermos a mistura?
03. 200 g de nitrato de bário, Ba(NO3)2, foram misturados 
em 200 cm3 de água a 30°C. Após agitação, a mistura foi 
filtrada. A solução obtida tem massa de 320 g.
a) Exprima a solubilidade do Ba(NO3 )2 em gramas de 
Ba(NO3 )2, por 100 cm
3 de água, a 30°C.
 (Dado: densidade da água = 1 g/cm3)
b) Explique, com suas palavras, o significado do valor e 
contrado.
c) Se aumentarmos a temperatura da mistura para 50°C, 
40 g ficarão retidos no papel de filtro. Qual o novo 
valor da solubilidade do Ba(NO3 )2?
04. Considere o coeficiente de solubilidade da sacarose 
(açúcar comum), em gamas de sacarose/100 g de H2O, à 
temperatura de 20°C:
 T = 20°C: CS = 220 g de sacarose/100 g de H2O.
 Complete o quadro a seguir, considerando T = 20°C. 
Obs.: Indique os cálculos realizados.
Q
U
ÍM
IC
A
 1
9
C
iê
n
c
ia
s
 d
a
 N
a
tu
re
za
 e
 s
u
a
s
 T
e
c
n
o
lo
g
ia
s
ATIVIDADE I
01. (UFRGS-RS) Um determinado sal apresenta solubilidade 
em água igual a 135 g/L, a 25°C. Dissolvendo-se, comple-
tamente, 150 g desse sal em um litro de água, a 40°C, e 
resfriando-se lentamente o sistema até 25°C, obtém-se um 
sistema homogêneo cuja solução será:
a) diluída.
b) concentrada.
c) insaturada.
d) saturada.
e) supersaturada.
02. A 20°C, a solubilidade do cloreto de magnésio é de 57 g por 
100 g de água. Nessa temperatura, 140 g de MgCl2 foram 
misturados em 200 g de água. Pergunta-se:
a) O sistema obtido é homogêneo ou heterogêneo?
b) Qual é a massa de sólido dissolvida na água?
c) Qual é a massa de MgCl2(s) depositada? (Corpo de fun-
do, corpo de chão ou precipitado.)
d) O que pode ocorrer se aquecermos a mistura?
03. 200 g de nitrato de bário, Ba(NO3)2, foram misturados em 
200 cm3 de água a 30°C. Após agitação, a mistura foi filtra-
da. A solução obtida tem massa de 320 g.
a) Exprima a solubilidade do Ba(NO3)2 em 100 cm
3 de 
água a 30°C.
 (Dado: densidade da água = 1 g/cm3)
b) Explique, com suas palavras, o significado do valor e 
contrado.
c) Se aumentarmos a temperatura da mistura para 50°C, 
40 g ficarão retidos no papel de filtro. Qual o novo valor 
da solubilidade do Ba(NO3)2?
06. (FAEE/GO) A massa de NaCl existente em 346 g de solução 
aquosa saturada, a 80°C é:
 (Dado: Coeficiente de solubilidade: g de NaCl/100 g de 
água a 80°C = 38,4 g)
a) 9,0 g.
b) 132,8 g.
c) 96,0 g.
d) 11,0 g.
e) 38,4 g.
07. (FESP/SP) Sabendo-se que o coeficiente de solubilidade do 
KNO3 a 10°C é igual a 22 gramas de KNO3 por 100 gramas 
de H2O, qual a massa de KNO3 contida em 500 g de solução 
saturada?
08. O coeficiente de solubilidade do NaCl a 0°C é 357/1 000 g 
de água. Um sistema que contém 73 g de NaCl para 200 g 
de água a 0°C, é homogêneo ou heterogêneo?
 Obs.:	Demonstre	os	cálculos.
09. Sabendo-se que o coeficiente de solubilidade da sacarose, 
a 30ºC, é igual a 220g de sacarose/100g de H2O, calcule a 
massa de sacarose contida em 300g de H2O.
10. Sabendo-se que o coeficiente de solubilidade da sacarose, 
a 30ºC, é igual a 220g de sacarose/100g de H2O, calcule 
a massa de sacarose contida em 960g de solução aquosa 
saturada.
 Obs.: Indique os cálculos realizados.
04. Considere o coeficiente de solubilidade da sacarose (açúcar 
comum), em gamas de sacarose/100 g de H2O, à tempera-
tura de 20°C:
 T = 20°C: CS = 220 g de sacarose/100 g de H2O.
 Complete o quadro a seguir, considerando T = 20°C.
05. Evaporando-se 100 gramas de uma solução saturada, sem 
corpo de fundo, de um sal X, obtemos 25 gramas de resí-
duo sólido. Qual o coeficiente de solubilidade (C.S.) de X, na 
temperatura da solução analisada, em gramas de x/100 g de 
H2O?
 Classificação	 Massa	do
	 Misturas	 Açúcar	 Água	 da	solução	 precipitado
	 	 	 	 	 (se	houver)
 I 200g 100g
 II 50g 50g
 III 110g 50g
 IV 130g 50g
 V 450g 200g
05. Evaporando-se 100 gramas de uma solução saturada, 
sem corpo de fundo, de um sal X, obtemos 25 gramas de 
resíduo sólido. Qual o coeficiente de solubilidade (C.S.) 
de X, na temperatura da solução analisada, em gramas 
de x/100 g de H2O?
06. (FAEE/GO) A massa de NaCl existente em 346 g de 
solução aquosa saturada, a 80°C é:
 (Dado: Coeficiente de solubilidade: g de NaCl/100 g de 
água a 80°C = 38,4 g)
a) 9,0 g.
b) 132,8 g.
c) 96,0 g.
d) 11,0 g.
e) 38,4 g.
07. (FESP/SP) Sabendo-se que o coeficiente de solubilida-
de do KNO3 a 10°C é igual a 22 gramas de KNO3 por 
100 gramas de H2O, qual a massa de KNO3 contida em 
500 g de solução saturada?
08. O coeficiente de solubilidade do NaCl a 0°C é 
357/1 000 g de água. Um sistema que contém 73 g de 
NaCl para 200 g de água a 0°C, é homogêneo ou hete-
rogêneo?
 Obs.: Demonstre os cálculos.
09. Sabendo-se que o coeficiente de solubilidade da saca-
rose, a 30ºC, é igual a 220g de sacarose/100g de H2O, 
calcule a massa de sacarose contida em 300g de H2O.
10. Sabendo-se que o coeficiente de solubilidade da saca-
rose, a 30ºC, é igual a 220g de sacarose/100g de H2O, 
calcule a massa de sacarose contida em 960g de solução 
aquosa saturada.
11. (FAMECA) Após a evaporação de toda a água de 25 g 
de uma solução saturada (sem corpo de fundo) da subs-
tância X, pesou-se o resíduo sólido, obtendo-se 5 g. Se, 
na mesma temperatura do experimento anterior adicio-
narmos 80 g da substância X em 300 g de água, teremos 
que tipo de solução?
12. (UNIFOR-CE) A 30°C, a solubilidade do AgNO3 em 
água é de 3000 g por quilograma de água. Adiciona-se, 
a 30°C, 2000 g de AgNO3 a 500 g de água, agita-se vi-
gorosamente e depois filtra-se. Qual a massa da solução 
saturada obtida?
13. (FUVEST-SP) 160 g de uma solução aquosa saturada de 
sacarose a 30°C são resfriados a 0°C. Quanto do açúcar 
cristaliza?
a) 20 g. 
b) 40 g. 
c) 50 g.
d) 64 g.
e) 90 g.
10
ATIVIDADE II
01. (FAMECA) Após a evaporação de toda a água de 25 g de 
uma solução saturada (sem corpo de fundo) da substância 
X, pesou-se o resíduo sólido, obtendo-se 5 g. Se, na mesma 
temperatura do experimento anterior adicionarmos 80 g da 
substância X em 300 g de água, teremos que tipo de solu-
ção?
02. (UNIFOR-CE) A 30°C, a solubilidade do AgNO3 em água 
é de 3000 g por quilograma de água. Adiciona-se, a 30°C, 
2000 g de AgNO3 a 500 g de água, agita-se vigorosamente 
e depois filtra-se. Qual a massa da solução saturada obtida?
a) 20 g. d) 64 g.
b) 40 g. e) 90 g.
c) 50 g.
03.	(FUVEST-SP) 160 g de uma solução aquosa saturada de 
sacarose a 30°C são resfriados a 0°C. Quanto do açúcar 
cristaliza?
 A solubilidade do sal, a 20°C, é igual a 12,5 g por 100 mL de 
água.
 Após agitação, em quais dos tubos coexistem, nessa temp 
ratura, solução saturadae fase sólida?
a) Em nenhum. d) Apenas em B, C e D.
b) Apenas em D. e) Em todos.
c) Apenas em C e D.
04.	(FUVEST-SP) Quatro tubos contêm 20 mL (mililitros) de 
água cada um. Coloca-se, nesses tubos, dicromato de po-
tássio (K2Cr2O7) nas seguintes quantidades:
05.	(UnB-DF) Examine a tabela seguinte, com dados sobre a 
solubilidade da sacarose, C12H22O11, do sulfato de sódio, 
Na2SO4, e do clorato de potássio, KClO3, e julgue as afir-
mações abaixo se são verdadeiras ou falsas. Justifique sua 
resposta.
0. A solubilidade de uma substância em determinado sol-
vente independe da temperatura.
1. Uma solução aquosa de sulfato de sódio, de concentração 
488 g/L, deixa de ser saturada quando aquecida a 60°C.
2. A dada temperatura, a quantidade limite de um soluto 
que se dissolve em determinado volume de solvente é 
conhecida como solubilidade.
3. Nem todas as substâncias são mais solúveis a quente.
06.	(OSEC-SP) A solubilidade do K2Cr2O7, a 20°C, é 12g/100 g 
de água e, a 60°C, é 43 g/100 g de água. Sabendo que uma 
solução foi preparada dissolvendo-se 20 g do sal em 100 g 
de água a 60°C e que depois ela foi resfriada a 20°C, pode-
mos	concluir	que:
a) todo sal continuou na solução.
b) todo sal passou a formar um corpo de chão.
c) 8 g do sal foram depositados no fundo do recipiente.
d) 12 g do sal foram depositados no fundo do recipiente.
e) 31 g do sal passaram a formar um corpo de chão.
07.	(PUC-RJ) A tabela abaixo mostra a solubilidade de vários 
sais, à temperatura ambiente, em g/100 mL.
 Se 25 mL de uma solução saturada de um desses sais foram 
completamente evaporados, e o resíduo sólido pesou 13 g, 
o sal é:
a) AgNO3.
b) Al2(SO4)3.
c) NaCl.
d) KNO3.
e) KBr.
ATIVIDADE COMPLEMENTAR
01. Evaporando-se 345 gramas de uma solução saturada do sal 
cloreto de sódio, sem corpo de fundo, numa certa tempera-
tura, obtém-se 45 g de NaCl sólido. Determine o coeficiente 
de solubilidade do NaCl, na mesma temperatura, em gra-
mas de NaCl por 100 g de água (gramas de NaCl/100 g de 
H2O).
 NOTA: Mostre a resolução.
02.	O coeficiente de solubilidade do KNO3 a 10ºC, é igual a 200g 
de KNO3/1000 g de H2O.
 Um sistema que contém 50 g de KNO3 em 200 g de H2O é 
homogêneo ou heterogêneo?
 NOTA: Mostre a resolução.
	 Temperatura	 Solubilidade	da	sacarose
	 (°C)		 (g/100g	de	H2O)
 0 180
 30 220
 Massa	de	 Tubo	A	 Tubo	B	 Tubo	C	 Tubo	D
 K2Cr2O7(g) 1,0 3,0 5,0 7,0
 	Substância	 Solubilidade	em	água	(g/L)
	 	 40°C	 60°C
 C12H22O11 2 381 2 873
 Na2SO4 488 453
 KClO3 12 22
Composto
Solubilidade	em
água	(g/100	mL)
 AgNO3 (nitrato de prata) 260
 Al2(SO4)3 (sulfato de alumínio) 160
 NaCl (cloreto de sódio) 36
 KNO3 (nitrato de potássio) 52
 KBr (brometo de potássio) 64
02
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
16. (OSEC-SP) A solubilidade do K2Cr2O7, a 20°C, é 
12g/100 g de água e, a 60°C, é 43 g/100 g de água. Sa-
bendo que uma solução foi preparada dissolvendo-se 
20 g do sal em 100 g de água a 60°C e que depois ela foi 
resfriada a 20°C, podemos concluir que:
a) todo sal continuou na solução.
b) todo sal passou a formar um corpo de chão.
c) 8 g do sal foram depositados no fundo do recipiente.
d) 12 g do sal foram depositados no fundo do recipien-
te.
e) 31 g do sal passaram a formar um corpo de chão. 
14. (FUVEST-SP) Quatro tubos contêm 20 mL (mililitros) 
de água cada um. Coloca-se, nesses tubos, dicromato de 
potássio (K2Cr2O7) nas seguintes quantidades:)
 A solubilidade do sal, a 20°C, é igual a 12,5 g por 100mL 
de água.
 Após agitação, em quais dos tubos coexistem, nessa 
temperatura, solução saturada e fase sólida?
a) Em nenhum. 
b) Apenas em D. 
c) Apenas em C e D.
d) Apenas em B, C e D.
e) Em todos.
10
ATIVIDADE II
01. (FAMECA) Após a evaporação de toda a água de 25 g de 
uma solução saturada (sem corpo de fundo) da substância 
X, pesou-se o resíduo sólido, obtendo-se 5 g. Se, na mesma 
temperatura do experimento anterior adicionarmos 80 g da 
substância X em 300 g de água, teremos que tipo de solu-
ção?
02. (UNIFOR-CE) A 30°C, a solubilidade do AgNO3 em água 
é de 3000 g por quilograma de água. Adiciona-se, a 30°C, 
2000 g de AgNO3 a 500 g de água, agita-se vigorosamente 
e depois filtra-se. Qual a massa da solução saturada obtida?
a) 20 g. d) 64 g.
b) 40 g. e) 90 g.
c) 50 g.
03.	(FUVEST-SP) 160 g de uma solução aquosa saturada de 
sacarose a 30°C são resfriados a 0°C. Quanto do açúcar 
cristaliza?
 A solubilidade do sal, a 20°C, é igual a 12,5 g por 100 mL de 
água.
 Após agitação, em quais dos tubos coexistem, nessa temp 
ratura, solução saturada e fase sólida?
a) Em nenhum. d) Apenas em B, C e D.
b) Apenas em D. e) Em todos.
c) Apenas em C e D.
04.	(FUVEST-SP) Quatro tubos contêm 20 mL (mililitros) de 
água cada um. Coloca-se, nesses tubos, dicromato de po-
tássio (K2Cr2O7) nas seguintes quantidades:
05.	(UnB-DF) Examine a tabela seguinte, com dados sobre a 
solubilidade da sacarose, C12H22O11, do sulfato de sódio, 
Na2SO4, e do clorato de potássio, KClO3, e julgue as afir-
mações abaixo se são verdadeiras ou falsas. Justifique sua 
resposta.
0. A solubilidade de uma substância em determinado sol-
vente independe da temperatura.
1. Uma solução aquosa de sulfato de sódio, de concentração 
488 g/L, deixa de ser saturada quando aquecida a 60°C.
2. A dada temperatura, a quantidade limite de um soluto 
que se dissolve em determinado volume de solvente é 
conhecida como solubilidade.
3. Nem todas as substâncias são mais solúveis a quente.
06.	(OSEC-SP) A solubilidade do K2Cr2O7, a 20°C, é 12g/100 g 
de água e, a 60°C, é 43 g/100 g de água. Sabendo que uma 
solução foi preparada dissolvendo-se 20 g do sal em 100 g 
de água a 60°C e que depois ela foi resfriada a 20°C, pode-
mos	concluir	que:
a) todo sal continuou na solução.
b) todo sal passou a formar um corpo de chão.
c) 8 g do sal foram depositados no fundo do recipiente.
d) 12 g do sal foram depositados no fundo do recipiente.
e) 31 g do sal passaram a formar um corpo de chão.
07.	(PUC-RJ) A tabela abaixo mostra a solubilidade de vários 
sais, à temperatura ambiente, em g/100 mL.
 Se 25 mL de uma solução saturada de um desses sais foram 
completamente evaporados, e o resíduo sólido pesou 13 g, 
o sal é:
a) AgNO3.
b) Al2(SO4)3.
c) NaCl.
d) KNO3.
e) KBr.
ATIVIDADE COMPLEMENTAR
01. Evaporando-se 345 gramas de uma solução saturada do sal 
cloreto de sódio, sem corpo de fundo, numa certa tempera-
tura, obtém-se 45 g de NaCl sólido. Determine o coeficiente 
de solubilidade do NaCl, na mesma temperatura, em gra-
mas de NaCl por 100 g de água (gramas de NaCl/100 g de 
H2O).
 NOTA: Mostre a resolução.
02.	O coeficiente de solubilidade do KNO3 a 10ºC, é igual a 200g 
de KNO3/1000 g de H2O.
 Um sistema que contém 50 g de KNO3 em 200 g de H2O é 
homogêneo ou heterogêneo?
 NOTA: Mostre a resolução.
	 Temperatura	 Solubilidade	da	sacarose
	 (°C)		 (g/100g	de	H2O)
 0 180
 30 220
 Massa	de	 Tubo	A	 Tubo	B	 Tubo	C	 Tubo	D
 K2Cr2O7(g) 1,0 3,0 5,0 7,0
 	Substância	 Solubilidade	em	água	(g/L)
	 	 40°C	 60°C
 C12H22O11 2 381 2 873
 Na2SO4 488 453
 KClO3 12 22
Composto
Solubilidade	em
água	(g/100	mL)
 AgNO3 (nitrato de prata) 260
 Al2(SO4)3 (sulfato de alumínio) 160
 NaCl (cloreto de sódio) 36
 KNO3 (nitrato de potássio) 52
 KBr (brometo de potássio) 64
15. (UnB-DF) Examine a tabela seguinte, com dados sobre 
a solubilidade da sacarose, C12H22O11, do sulfato de só-
dio, Na2SO4, e do clorato de potássio, KClO3, e julgue 
as afirmações abaixo se são verdadeiras ou falsas. Justi-
fique sua resposta.
0. A solubilidade de uma substância em determinado 
solvente independe da temperatura.
1. Uma solução aquosa de sulfato de sódio, de concen-
tração 488 g/L, deixa de ser saturada quando aqueci-
da a 60°C.
2. A dada temperatura, a quantidade limite de um so-
luto que se dissolve em determinado volume de sol-
vente é conhecida como solubilidade.
3. Nem todas as substâncias são mais solúveis a quente.
10
ATIVIDADEII
01. (FAMECA) Após a evaporação de toda a água de 25 g de 
uma solução saturada (sem corpo de fundo) da substância 
X, pesou-se o resíduo sólido, obtendo-se 5 g. Se, na mesma 
temperatura do experimento anterior adicionarmos 80 g da 
substância X em 300 g de água, teremos que tipo de solu-
ção?
02. (UNIFOR-CE) A 30°C, a solubilidade do AgNO3 em água 
é de 3000 g por quilograma de água. Adiciona-se, a 30°C, 
2000 g de AgNO3 a 500 g de água, agita-se vigorosamente 
e depois filtra-se. Qual a massa da solução saturada obtida?
a) 20 g. d) 64 g.
b) 40 g. e) 90 g.
c) 50 g.
03.	(FUVEST-SP) 160 g de uma solução aquosa saturada de 
sacarose a 30°C são resfriados a 0°C. Quanto do açúcar 
cristaliza?
 A solubilidade do sal, a 20°C, é igual a 12,5 g por 100 mL de 
água.
 Após agitação, em quais dos tubos coexistem, nessa temp 
ratura, solução saturada e fase sólida?
a) Em nenhum. d) Apenas em B, C e D.
b) Apenas em D. e) Em todos.
c) Apenas em C e D.
04.	(FUVEST-SP) Quatro tubos contêm 20 mL (mililitros) de 
água cada um. Coloca-se, nesses tubos, dicromato de po-
tássio (K2Cr2O7) nas seguintes quantidades:
05.	(UnB-DF) Examine a tabela seguinte, com dados sobre a 
solubilidade da sacarose, C12H22O11, do sulfato de sódio, 
Na2SO4, e do clorato de potássio, KClO3, e julgue as afir-
mações abaixo se são verdadeiras ou falsas. Justifique sua 
resposta.
0. A solubilidade de uma substância em determinado sol-
vente independe da temperatura.
1. Uma solução aquosa de sulfato de sódio, de concentração 
488 g/L, deixa de ser saturada quando aquecida a 60°C.
2. A dada temperatura, a quantidade limite de um soluto 
que se dissolve em determinado volume de solvente é 
conhecida como solubilidade.
3. Nem todas as substâncias são mais solúveis a quente.
06.	(OSEC-SP) A solubilidade do K2Cr2O7, a 20°C, é 12g/100 g 
de água e, a 60°C, é 43 g/100 g de água. Sabendo que uma 
solução foi preparada dissolvendo-se 20 g do sal em 100 g 
de água a 60°C e que depois ela foi resfriada a 20°C, pode-
mos	concluir	que:
a) todo sal continuou na solução.
b) todo sal passou a formar um corpo de chão.
c) 8 g do sal foram depositados no fundo do recipiente.
d) 12 g do sal foram depositados no fundo do recipiente.
e) 31 g do sal passaram a formar um corpo de chão.
07.	(PUC-RJ) A tabela abaixo mostra a solubilidade de vários 
sais, à temperatura ambiente, em g/100 mL.
 Se 25 mL de uma solução saturada de um desses sais foram 
completamente evaporados, e o resíduo sólido pesou 13 g, 
o sal é:
a) AgNO3.
b) Al2(SO4)3.
c) NaCl.
d) KNO3.
e) KBr.
ATIVIDADE COMPLEMENTAR
01. Evaporando-se 345 gramas de uma solução saturada do sal 
cloreto de sódio, sem corpo de fundo, numa certa tempera-
tura, obtém-se 45 g de NaCl sólido. Determine o coeficiente 
de solubilidade do NaCl, na mesma temperatura, em gra-
mas de NaCl por 100 g de água (gramas de NaCl/100 g de 
H2O).
 NOTA: Mostre a resolução.
02.	O coeficiente de solubilidade do KNO3 a 10ºC, é igual a 200g 
de KNO3/1000 g de H2O.
 Um sistema que contém 50 g de KNO3 em 200 g de H2O é 
homogêneo ou heterogêneo?
 NOTA: Mostre a resolução.
	 Temperatura	 Solubilidade	da	sacarose
	 (°C)		 (g/100g	de	H2O)
 0 180
 30 220
 Massa	de	 Tubo	A	 Tubo	B	 Tubo	C	 Tubo	D
 K2Cr2O7(g) 1,0 3,0 5,0 7,0
 	Substância	 Solubilidade	em	água	(g/L)
	 	 40°C	 60°C
 C12H22O11 2 381 2 873
 Na2SO4 488 453
 KClO3 12 22
Composto
Solubilidade	em
água	(g/100	mL)
 AgNO3 (nitrato de prata) 260
 Al2(SO4)3 (sulfato de alumínio) 160
 NaCl (cloreto de sódio) 36
 KNO3 (nitrato de potássio) 52
 KBr (brometo de potássio) 64
17. (PUC-RJ) A tabela abaixo mostra a solubilidade de vá-
rios sais, à temperatura ambiente, em g/100 mL.
10
ATIVIDADE II
01. (FAMECA) Após a evaporação de toda a água de 25 g de 
uma solução saturada (sem corpo de fundo) da substância 
X, pesou-se o resíduo sólido, obtendo-se 5 g. Se, na mesma 
temperatura do experimento anterior adicionarmos 80 g da 
substância X em 300 g de água, teremos que tipo de solu-
ção?
02. (UNIFOR-CE) A 30°C, a solubilidade do AgNO3 em água 
é de 3000 g por quilograma de água. Adiciona-se, a 30°C, 
2000 g de AgNO3 a 500 g de água, agita-se vigorosamente 
e depois filtra-se. Qual a massa da solução saturada obtida?
a) 20 g. d) 64 g.
b) 40 g. e) 90 g.
c) 50 g.
03.	(FUVEST-SP) 160 g de uma solução aquosa saturada de 
sacarose a 30°C são resfriados a 0°C. Quanto do açúcar 
cristaliza?
 A solubilidade do sal, a 20°C, é igual a 12,5 g por 100 mL de 
água.
 Após agitação, em quais dos tubos coexistem, nessa temp 
ratura, solução saturada e fase sólida?
a) Em nenhum. d) Apenas em B, C e D.
b) Apenas em D. e) Em todos.
c) Apenas em C e D.
04.	(FUVEST-SP) Quatro tubos contêm 20 mL (mililitros) de 
água cada um. Coloca-se, nesses tubos, dicromato de po-
tássio (K2Cr2O7) nas seguintes quantidades:
05.	(UnB-DF) Examine a tabela seguinte, com dados sobre a 
solubilidade da sacarose, C12H22O11, do sulfato de sódio, 
Na2SO4, e do clorato de potássio, KClO3, e julgue as afir-
mações abaixo se são verdadeiras ou falsas. Justifique sua 
resposta.
0. A solubilidade de uma substância em determinado sol-
vente independe da temperatura.
1. Uma solução aquosa de sulfato de sódio, de concentração 
488 g/L, deixa de ser saturada quando aquecida a 60°C.
2. A dada temperatura, a quantidade limite de um soluto 
que se dissolve em determinado volume de solvente é 
conhecida como solubilidade.
3. Nem todas as substâncias são mais solúveis a quente.
06.	(OSEC-SP) A solubilidade do K2Cr2O7, a 20°C, é 12g/100 g 
de água e, a 60°C, é 43 g/100 g de água. Sabendo que uma 
solução foi preparada dissolvendo-se 20 g do sal em 100 g 
de água a 60°C e que depois ela foi resfriada a 20°C, pode-
mos	concluir	que:
a) todo sal continuou na solução.
b) todo sal passou a formar um corpo de chão.
c) 8 g do sal foram depositados no fundo do recipiente.
d) 12 g do sal foram depositados no fundo do recipiente.
e) 31 g do sal passaram a formar um corpo de chão.
07.	(PUC-RJ) A tabela abaixo mostra a solubilidade de vários 
sais, à temperatura ambiente, em g/100 mL.
 Se 25 mL de uma solução saturada de um desses sais foram 
completamente evaporados, e o resíduo sólido pesou 13 g, 
o sal é:
a) AgNO3.
b) Al2(SO4)3.
c) NaCl.
d) KNO3.
e) KBr.
ATIVIDADE COMPLEMENTAR
01. Evaporando-se 345 gramas de uma solução saturada do sal 
cloreto de sódio, sem corpo de fundo, numa certa tempera-
tura, obtém-se 45 g de NaCl sólido. Determine o coeficiente 
de solubilidade do NaCl, na mesma temperatura, em gra-
mas de NaCl por 100 g de água (gramas de NaCl/100 g de 
H2O).
 NOTA: Mostre a resolução.
02.	O coeficiente de solubilidade do KNO3 a 10ºC, é igual a 200g 
de KNO3/1000 g de H2O.
 Um sistema que contém 50 g de KNO3 em 200 g de H2O é 
homogêneo ou heterogêneo?
 NOTA: Mostre a resolução.
	 Temperatura	 Solubilidade	da	sacarose
	 (°C)		 (g/100g	de	H2O)
 0 180
 30 220
 Massa	de	 Tubo	A	 Tubo	B	 Tubo	C	 Tubo	D
 K2Cr2O7(g) 1,0 3,0 5,0 7,0
 	Substância	 Solubilidade	em	água	(g/L)
	 	 40°C	 60°C
 C12H22O11 2 381 2 873
 Na2SO4 488 453
 KClO3 12 22
Composto
Solubilidade	em
água	(g/100	mL)
 AgNO3 (nitrato de prata) 260
 Al2(SO4)3 (sulfato de alumínio) 160
 NaCl (cloreto de sódio) 36
 KNO3 (nitrato de potássio) 52
 KBr (brometo de potássio) 64
 Se 25 mL de uma solução saturada de um desses sais 
foram completamente evaporados, e o resíduo sólido pe-
sou 13 g, o sal é:
a) AgNO3.
b) Al2(SO4 )3.
c) NaCl.
d) KNO3.
e) KBr. 
18. (FUVEST) A figura abaixo representa a curva de solubi-
lidade do KNO3 por 100 g de H2O.
 Uma solução contendo 25 g de KNO3 em 50 g de água é 
resfriada a 10°C. Qual é a quantidade máxima de soluto 
que cristaliza com este procedimento?
Q
U
ÍM
IC
A
 1
11
C
iê
nc
ia
s 
da
 N
at
ur
ez
a 
e 
su
as
 T
ec
no
lo
gi
as
Química 1
Soluções
MÓDULO 4
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
►	 Gráficos de coeficiente de solubilidade em função da temperatura;
►	 Curvas de solubilidade.
ATIVIDADE I
Exemplo	de	leitura	do	gráfico:
A30°C, a solubilidade do soluto considerado, é igual a 40 g 
de soluto/100 g de H2O.
Em qualquer ponto da curva, tem-se as soluções saturadas, 
pois apresentam uma quantidade de soluto dissolvido, igual 
àquela definida pelo coeficiente de solubilidade, nas respectivas 
temperaturas.
Acima da curva, qualquer ponto estará representando uma 
solução supersaturada (ponto A, por exemplo), pois apresentam 
uma quantidade de soluto dissolvido, acima das quantidades 
definidas pelos coeficientes de solubilidade, nas respectivas 
temperaturas.
Abaixo da curva de solubilidade, encontram-se as soluções 
insaturadas (ponto C, por exemplo), pois apresentam uma quan-
tidade de soluto dissolvido, abaixo das quantidades definidas pe-
los coeficientes de solubilidade, nas respectivas temperaturas.
Para a maioria dos solutos sólidos, teremos curvas cascen-
dentes, ou seja, aumenta o coeficiente de solubilidade com o 
aumento da temperatura. Para esses solutos, o processo de dis-
solução é endotérmico.
Para os gases, diminui a solubilidade dos mesmos com o 
aumento da temperatura, então, o processo de dissolução de 
gases em líquidos, é exotérmico, ou seja, aumenta a solubili-
dade de um gás num líquido, com a diminuição da temperatura 
(e com o aumento da pressão do gás sobre o líquido).
CURVAS	DE	SOLUBILIDADE
São os gráficos que apresentam a variação dos coeficien-
tes de solubilidade das substâncias em função da temperatura.
Observe o gráfico a seguir:
02. (UNICAMP) Uma solução saturada de nitrato de potássio 
(KNO3) constituída, além do sal, por 100 g de água, está 
à temperatura de 70°C. Essa solução é resfriada a 40°C, 
ocorrendo precipitação de parte do sal dissolvido.
 Calcule:
a) a massa do sal que precipitou;
b) a massa do sal que permaneceu em solução.
 Abaixo, o gráfico da solubilidade do nitrato de potássio em 
função da temperatura.
 Uma solução contendo 25 g de KNO3 em 50 g de água é 
resfriada a 10°C. Qual é a quantidade máxima de soluto que 
cristaliza com este procedimento?
01. (FUVEST) A figura abaixo representa a curva de solubilidade 
do KNO3 por 100 g de H2O.
Q
U
ÍM
IC
A
 1
11
C
iê
nc
ia
s 
da
 N
at
ur
ez
a 
e 
su
as
 T
ec
no
lo
gi
as
Química 1
Soluções
MÓDULO 4
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
►	 Gráficos de coeficiente de solubilidade em função da temperatura;
►	 Curvas de solubilidade.
ATIVIDADE I
Exemplo	de	leitura	do	gráfico:
A 30°C, a solubilidade do soluto considerado, é igual a 40 g 
de soluto/100 g de H2O.
Em qualquer ponto da curva, tem-se as soluções saturadas, 
pois apresentam uma quantidade de soluto dissolvido, igual 
àquela definida pelo coeficiente de solubilidade, nas respectivas 
temperaturas.
Acima da curva, qualquer ponto estará representando uma 
solução supersaturada (ponto A, por exemplo), pois apresentam 
uma quantidade de soluto dissolvido, acima das quantidades 
definidas pelos coeficientes de solubilidade, nas respectivas 
temperaturas.
Abaixo da curva de solubilidade, encontram-se as soluções 
insaturadas (ponto C, por exemplo), pois apresentam uma quan-
tidade de soluto dissolvido, abaixo das quantidades definidas pe-
los coeficientes de solubilidade, nas respectivas temperaturas.
Para a maioria dos solutos sólidos, teremos curvas cascen-
dentes, ou seja, aumenta o coeficiente de solubilidade com o 
aumento da temperatura. Para esses solutos, o processo de dis-
solução é endotérmico.
Para os gases, diminui a solubilidade dos mesmos com o 
aumento da temperatura, então, o processo de dissolução de 
gases em líquidos, é exotérmico, ou seja, aumenta a solubili-
dade de um gás num líquido, com a diminuição da temperatura 
(e com o aumento da pressão do gás sobre o líquido).
CURVAS	DE	SOLUBILIDADE
São os gráficos que apresentam a variação dos coeficien-
tes de solubilidade das substâncias em função da temperatura.
Observe o gráfico a seguir:
02. (UNICAMP) Uma solução saturada de nitrato de potássio 
(KNO3) constituída, além do sal, por 100 g de água, está 
à temperatura de 70°C. Essa solução é resfriada a 40°C, 
ocorrendo precipitação de parte do sal dissolvido.
 Calcule:
a) a massa do sal que precipitou;
b) a massa do sal que permaneceu em solução.
 Abaixo, o gráfico da solubilidade do nitrato de potássio em 
função da temperatura.
 Uma solução contendo 25 g de KNO3 em 50 g de água é 
resfriada a 10°C. Qual é a quantidade máxima de soluto que 
cristaliza com este procedimento?
01. (FUVEST) A figura abaixo representa a curva de solubilidade 
do KNO3 por 100 g de H2O.
19. (UNICAMP) Uma solução saturada de nitrato de potás-
sio (KNO3) constituída, além do sal, por 100 g de água, 
está à temperatura de 70°C. Essa solução é resfriada a 
40°C, ocorrendo precipitação de parte do sal dissolvido.
 Calcule:
a) a massa do sal que precipitou;
b) a massa do sal que permaneceu em solução.
 Abaixo, o gráfico da solubilidade do nitrato de potássio 
em função da temperatura.
03
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
20. Uma solução de um sal X, constituída, além do sal, por 
400 g de água, está à temperatura de 80°C. Essa solução 
é resfriada a 20°C, ocorrendo precipitação de parte do 
sal dissolvido. Calcule a massa do sal X que precipitou.
 Abaixo, o gráfico da solubilidade do sal X.
12
03. Uma solução de um sal X, constituída, além do sal, por 400 
g de água, está à temperatura de 80°C. Essa solução é res-
friada a 20°C, ocorrendo precipitação de parte do sal dissol-
vido. Calcule a massa do sal X que precipitou.
 Abaixo, o gráfico da solubilidade do sal X.
04. Uma solução saturada de um sal X, constituída, além do sal, 
por 200 g de água, está à temperatura de 60°C. Essa solu-
ção é resfriada a 30°C, ocorrendo precipitação de parte do 
sal dissolvido. Calcule a massa do sal que precipitou. 
 Abaixo, o gráfico da solubilidade do sal X (em g/100 g de 
H2O), em função da temperatura.
 Resfriando 540 g de uma solução saturada do sal A, inicial-
mente a 30°C, para 10°C, qual a massa do sal A que se 
precipita?
 Obs.: Mostre os cálculos.
 Calcule:
a) a percentagem do KClO3 que se dissolve quando se adi-
cionam 12 g de KClO3 em 100 g de água a 25°C;
b) a massa de KClO3 contida em 240 g de solução satura-
da a 50°C.
06.	A solubilidade do KNO3 em água, em função da temperatu-
ra, é representada no gráfico a seguir.
05. (UFG) O gráfico abaixo expressa os coeficientes de solubili-
dade (C.S.) do KClO3 em 100 g de água em várias tempe-
raturas.
 Resfriando 520 g de uma solução saturada de KNO3, de 
75°C para 25°C, qual a massa de KNO3 que se cristaliza?
 Obs.: mostre os cálculos.
07. A solubilidade de um sal A em água, em função da tempera-
tura, é representada no gráfico a seguir.
08. A solubilidade de um sal B em água, em função da tempera-
tura, é representada no gráfico a seguir.
 Resfriando 660 g de uma solução saturada do sal B, de 50°C 
para 30°C, qual a massa do sal B que se precipita?
 Obs.: Mostre os cálculos.
21. Uma solução saturada de um sal X, constituída, além 
do sal, por 200 g de água, está à temperatura de 60°C. 
Essa solução é resfriada a 30°C, ocorrendo precipitação 
de parte do sal dissolvido. Calcule a massa do sal que 
precipitou. 
 Abaixo, o gráfico da solubilidade do sal X (em g/100 g 
de H2O), em função da temperatura.
12
03. Uma solução de um sal X, constituída, além do sal, por 400 
g de água, está à temperatura de 80°C. Essa solução é res-
friada a 20°C, ocorrendo precipitação de parte do sal dissol-
vido. Calcule a massa do sal X que precipitou.
 Abaixo, o gráfico da solubilidade do sal X.
04. Uma solução saturada de um sal X, constituída, além do sal, 
por 200 g de água, está à temperatura de 60°C. Essa solu-
ção é resfriada a 30°C, ocorrendo precipitação de parte do 
sal dissolvido. Calcule a massa do sal que precipitou. 
 Abaixo, o gráfico da solubilidade do sal X (em g/100 g de 
H2O), em função da temperatura.
 Resfriando 540 g de uma solução saturada do sal A, inicial-
mente a 30°C, para 10°C, qual a massa do sal A que se 
precipita?
 Obs.:Mostre os cálculos.
 Calcule:
a) a percentagem do KClO3 que se dissolve quando se adi-
cionam 12 g de KClO3 em 100 g de água a 25°C;
b) a massa de KClO3 contida em 240 g de solução satura-
da a 50°C.
06.	A solubilidade do KNO3 em água, em função da temperatu-
ra, é representada no gráfico a seguir.
05. (UFG) O gráfico abaixo expressa os coeficientes de solubili-
dade (C.S.) do KClO3 em 100 g de água em várias tempe-
raturas.
 Resfriando 520 g de uma solução saturada de KNO3, de 
75°C para 25°C, qual a massa de KNO3 que se cristaliza?
 Obs.: mostre os cálculos.
07. A solubilidade de um sal A em água, em função da tempera-
tura, é representada no gráfico a seguir.
08. A solubilidade de um sal B em água, em função da tempera-
tura, é representada no gráfico a seguir.
 Resfriando 660 g de uma solução saturada do sal B, de 50°C 
para 30°C, qual a massa do sal B que se precipita?
 Obs.: Mostre os cálculos.
22. (UFG) O gráfico abaixo expressa os coeficientes de so-
lubilidade (C.S.) do KClO3 em 100 g de água em várias 
temperaturas.
 Calcule:
a) a percentagem do KClO3 que se dissolve quando se 
adicionam 12 g de KClO3 em 100 g de água a 25°C;
b) a massa de KClO3 contida em 240 g de solução satu-
rada a 50°C.
12
03. Uma solução de um sal X, constituída, além do sal, por 400 
g de água, está à temperatura de 80°C. Essa solução é res-
friada a 20°C, ocorrendo precipitação de parte do sal dissol-
vido. Calcule a massa do sal X que precipitou.
 Abaixo, o gráfico da solubilidade do sal X.
04. Uma solução saturada de um sal X, constituída, além do sal, 
por 200 g de água, está à temperatura de 60°C. Essa solu-
ção é resfriada a 30°C, ocorrendo precipitação de parte do 
sal dissolvido. Calcule a massa do sal que precipitou. 
 Abaixo, o gráfico da solubilidade do sal X (em g/100 g de 
H2O), em função da temperatura.
 Resfriando 540 g de uma solução saturada do sal A, inicial-
mente a 30°C, para 10°C, qual a massa do sal A que se 
precipita?
 Obs.: Mostre os cálculos.
 Calcule:
a) a percentagem do KClO3 que se dissolve quando se adi-
cionam 12 g de KClO3 em 100 g de água a 25°C;
b) a massa de KClO3 contida em 240 g de solução satura-
da a 50°C.
06.	A solubilidade do KNO3 em água, em função da temperatu-
ra, é representada no gráfico a seguir.
05. (UFG) O gráfico abaixo expressa os coeficientes de solubili-
dade (C.S.) do KClO3 em 100 g de água em várias tempe-
raturas.
 Resfriando 520 g de uma solução saturada de KNO3, de 
75°C para 25°C, qual a massa de KNO3 que se cristaliza?
 Obs.: mostre os cálculos.
07. A solubilidade de um sal A em água, em função da tempera-
tura, é representada no gráfico a seguir.
08. A solubilidade de um sal B em água, em função da tempera-
tura, é representada no gráfico a seguir.
 Resfriando 660 g de uma solução saturada do sal B, de 50°C 
para 30°C, qual a massa do sal B que se precipita?
 Obs.: Mostre os cálculos.
23. A solubilidade do KNO3 em água, em função da tempe-
ratura, é representada no gráfico a seguir.
 Resfriando 520 g de uma solução saturada de KNO3, de 
75°C para 25°C, qual a massa de KNO3 que se cristali-
za?
 Obs.: mostre os cálculos.
12
03. Uma solução de um sal X, constituída, além do sal, por 400 
g de água, está à temperatura de 80°C. Essa solução é res-
friada a 20°C, ocorrendo precipitação de parte do sal dissol-
vido. Calcule a massa do sal X que precipitou.
 Abaixo, o gráfico da solubilidade do sal X.
04. Uma solução saturada de um sal X, constituída, além do sal, 
por 200 g de água, está à temperatura de 60°C. Essa solu-
ção é resfriada a 30°C, ocorrendo precipitação de parte do 
sal dissolvido. Calcule a massa do sal que precipitou. 
 Abaixo, o gráfico da solubilidade do sal X (em g/100 g de 
H2O), em função da temperatura.
 Resfriando 540 g de uma solução saturada do sal A, inicial-
mente a 30°C, para 10°C, qual a massa do sal A que se 
precipita?
 Obs.: Mostre os cálculos.
 Calcule:
a) a percentagem do KClO3 que se dissolve quando se adi-
cionam 12 g de KClO3 em 100 g de água a 25°C;
b) a massa de KClO3 contida em 240 g de solução satura-
da a 50°C.
06.	A solubilidade do KNO3 em água, em função da temperatu-
ra, é representada no gráfico a seguir.
05. (UFG) O gráfico abaixo expressa os coeficientes de solubili-
dade (C.S.) do KClO3 em 100 g de água em várias tempe-
raturas.
 Resfriando 520 g de uma solução saturada de KNO3, de 
75°C para 25°C, qual a massa de KNO3 que se cristaliza?
 Obs.: mostre os cálculos.
07. A solubilidade de um sal A em água, em função da tempera-
tura, é representada no gráfico a seguir.
08. A solubilidade de um sal B em água, em função da tempera-
tura, é representada no gráfico a seguir.
 Resfriando 660 g de uma solução saturada do sal B, de 50°C 
para 30°C, qual a massa do sal B que se precipita?
 Obs.: Mostre os cálculos.
12
03. Uma solução de um sal X, constituída, além do sal, por 400 
g de água, está à temperatura de 80°C. Essa solução é res-
friada a 20°C, ocorrendo precipitação de parte do sal dissol-
vido. Calcule a massa do sal X que precipitou.
 Abaixo, o gráfico da solubilidade do sal X.
04. Uma solução saturada de um sal X, constituída, além do sal, 
por 200 g de água, está à temperatura de 60°C. Essa solu-
ção é resfriada a 30°C, ocorrendo precipitação de parte do 
sal dissolvido. Calcule a massa do sal que precipitou. 
 Abaixo, o gráfico da solubilidade do sal X (em g/100 g de 
H2O), em função da temperatura.
 Resfriando 540 g de uma solução saturada do sal A, inicial-
mente a 30°C, para 10°C, qual a massa do sal A que se 
precipita?
 Obs.: Mostre os cálculos.
 Calcule:
a) a percentagem do KClO3 que se dissolve quando se adi-
cionam 12 g de KClO3 em 100 g de água a 25°C;
b) a massa de KClO3 contida em 240 g de solução satura-
da a 50°C.
06.	A solubilidade do KNO3 em água, em função da temperatu-
ra, é representada no gráfico a seguir.
05. (UFG) O gráfico abaixo expressa os coeficientes de solubili-
dade (C.S.) do KClO3 em 100 g de água em várias tempe-
raturas.
 Resfriando 520 g de uma solução saturada de KNO3, de 
75°C para 25°C, qual a massa de KNO3 que se cristaliza?
 Obs.: mostre os cálculos.
07. A solubilidade de um sal A em água, em função da tempera-
tura, é representada no gráfico a seguir.
08. A solubilidade de um sal B em água, em função da tempera-
tura, é representada no gráfico a seguir.
 Resfriando 660 g de uma solução saturada do sal B, de 50°C 
para 30°C, qual a massa do sal B que se precipita?
 Obs.: Mostre os cálculos.
24. A solubilidade de um sal A em água, em função da tem-
peratura, é representada no gráfico a seguir.
 Resfriando 540 g de uma solução saturada do sal A, ini-
cialmente a 30°C, para 10°C, qual a massa do sal A que se 
precipita?
 Obs.: Mostre os cálculos.
12
03. Uma solução de um sal X, constituída, além do sal, por 400 
g de água, está à temperatura de 80°C. Essa solução é res-
friada a 20°C, ocorrendo precipitação de parte do sal dissol-
vido. Calcule a massa do sal X que precipitou.
 Abaixo, o gráfico da solubilidade do sal X.
04. Uma solução saturada de um sal X, constituída, além do sal, 
por 200 g de água, está à temperatura de 60°C. Essa solu-
ção é resfriada a 30°C, ocorrendo precipitação de parte do 
sal dissolvido. Calcule a massa do sal que precipitou. 
 Abaixo, o gráfico da solubilidade do sal X (em g/100 g de 
H2O), em função da temperatura.
 Resfriando 540 g de uma solução saturada do sal A, inicial-
mente a 30°C, para 10°C, qual a massa do sal A que se 
precipita?
 Obs.: Mostre os cálculos.
 Calcule:
a) a percentagem do KClO3 que se dissolve quando se adi-
cionam 12 g de KClO3 em 100 g de água a 25°C;
b) a massa de KClO3 contida em 240 g de solução satura-
da a 50°C.
06.	A solubilidade do KNO3 em água, em função da temperatu-
ra, é representada no gráfico a seguir.
05. (UFG) O gráfico abaixo expressa os coeficientes de solubili-
dade (C.S.) do KClO3 em 100 g de água em várias tempe-
raturas.
 Resfriando 520 g de uma solução saturada de KNO3, de 
75°C para 25°C, quala massa de KNO3 que se cristaliza?
 Obs.: mostre os cálculos.
07. A solubilidade de um sal A em água, em função da tempera-
tura, é representada no gráfico a seguir.
08. A solubilidade de um sal B em água, em função da tempera-
tura, é representada no gráfico a seguir.
 Resfriando 660 g de uma solução saturada do sal B, de 50°C 
para 30°C, qual a massa do sal B que se precipita?
 Obs.: Mostre os cálculos.
25. A solubilidade de um sal B em água, em função da tem-
peratura, é representada no gráfico a seguir.
 Resfriando 660 g de uma solução saturada do sal B, de 
50°C para 30°C, qual a massa do sal B que se precipita?
 Obs.: Mostre os cálculos.
26. (VUNESP/UFTM) O gráfico apresenta a curva de solu-
bilidade de um sal AX2.
Q
U
ÍM
IC
A
 1
13
C
iê
n
c
ia
s 
d
a
 N
a
tu
re
za
 e
 s
u
a
s 
T
e
c
n
o
lo
g
ia
s
ATIVIDADE II
 Quando uma solução aquosa saturada de AX2 a 70°C con-
tendo 50 g de água é resfriada para 10°C, a massa de sal 
cristalizada e a massa que permanece em solução são, res-
pectivamente, em gramas:
a) 25 e 20. 
b) 30 e 15. 
c) 35 e 10.
d) 35 e 15.
e) 40 e 10.
 À temperatura de 40°C, que sais estão totalmente dissolvi-
dos na água?
a) KNO3 e NaNO3. 
b) NaCl e NaNO3. 
c) KCl e KNO3.
d) Ce2(SO4)3 e KCl.
e) NaCl e Ce2(SO4)3.
01. (VUNESP/UFTM) O gráfico apresenta a curva de solubilida-
de de um sal AX2.
02. (PUC-Campinas-SP) Considerando o gráfico abaixo, adicio-
nam-se, separadamente, 40,0 g de cada um dos sais em 
100 g de H2O.
a) perclórico, cloroso, hipocloroso e clórico.
a) a característica desta solução, quanto à concentração, 
nos pontos A, B e C do gráfico;
b) a quantidade de sal que será possível cristalizar, res-
friando-se a solução até 30°C;
c) a quantidade de sal cristalizada quando se evaporam 
20 g de água a 40°C.
03.	(UF-CE) O gráfico mostra a curva de solubilidade de um sal 
em água. Considerando que em uma determinada tempe-
ratura, 40 g deste sal foram dissolvidos em 100 g de água, 
indique:
 Sobre ele, são feitas as seguintes afirmativas:
I. Colocando-se 70 g de sal em 100 g de água a 40°C, 
obtém-se uma solução sem corpo de fundo.
II. O aumento da temperatura contribuirá para a formação 
de soluções com homogeneidade crescente.
III. Colocando-se 80 g de sal em 100 g de água a 60°C, 
obtém-se uma solução saturada.
IV. A 25°C, se colocarmos 20 g do sal e quisermos que todo 
ele se dissolva em água, a quantidade mínima de solven-
te a ser colocada é 50 g.
Estão corretas as afirmativas:
a) I e II. 
b) II e III. 
c) I e III.
d) II e IV.
e) III e IV.
04. (PUC-MG) O gráfico da solubilidade de KNO3 em água, em 
função da temperatura, apresenta o seguinte traçado:
04
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
 Quando uma solução aquosa saturada de AX2 a 70°C 
contendo 50 g de água é resfriada para 10°C, a massa 
de sal cristalizada e a massa que permanece em solução 
são, respectivamente, em gramas:
a) 25 e 20.
b) 30 e 15.
c) 35 e 10.
d) 35 e 15.
e) 40 e 10.
27. (PUC-Campinas-SP) Considerando o gráfico abaixo, 
adicionam- se, separadamente, 40,0 g de cada um dos 
sais em 100 g de H2O.
 À temperatura de 40°C, que sais estão totalmente dissol-
vidos na água?
a) KNO3 e NaNO3.
b) NaCl e NaNO3.
c) KCl e KNO3.
d) Ce2(SO4 )3 e KCl.
e) NaCl e Ce2(SO4)3.
Q
U
ÍM
IC
A
 1
13
C
iê
nc
ia
s 
da
 N
at
ur
ez
a 
e 
su
as
 T
ec
no
lo
gi
as
ATIVIDADE II
 Quando uma solução aquosa saturada de AX2 a 70°C con-
tendo 50 g de água é resfriada para 10°C, a massa de sal 
cristalizada e a massa que permanece em solução são, res-
pectivamente, em gramas:
a) 25 e 20. 
b) 30 e 15. 
c) 35 e 10.
d) 35 e 15.
e) 40 e 10.
 À temperatura de 40°C, que sais estão totalmente dissolvi-
dos na água?
a) KNO3 e NaNO3. 
b) NaCl e NaNO3. 
c) KCl e KNO3.
d) Ce2(SO4)3 e KCl.
e) NaCl e Ce2(SO4)3.
01. (VUNESP/UFTM) O gráfico apresenta a curva de solubilida-
de de um sal AX2.
02. (PUC-Campinas-SP) Considerando o gráfico abaixo, adicio-
nam-se, separadamente, 40,0 g de cada um dos sais em 
100 g de H2O.
a) perclórico, cloroso, hipocloroso e clórico.
a) a característica desta solução, quanto à concentração, 
nos pontos A, B e C do gráfico;
b) a quantidade de sal que será possível cristalizar, res-
friando-se a solução até 30°C;
c) a quantidade de sal cristalizada quando se evaporam 
20 g de água a 40°C.
03.	(UF-CE) O gráfico mostra a curva de solubilidade de um sal 
em água. Considerando que em uma determinada tempe-
ratura, 40 g deste sal foram dissolvidos em 100 g de água, 
indique:
 Sobre ele, são feitas as seguintes afirmativas:
I. Colocando-se 70 g de sal em 100 g de água a 40°C, 
obtém-se uma solução sem corpo de fundo.
II. O aumento da temperatura contribuirá para a formação 
de soluções com homogeneidade crescente.
III. Colocando-se 80 g de sal em 100 g de água a 60°C, 
obtém-se uma solução saturada.
IV. A 25°C, se colocarmos 20 g do sal e quisermos que todo 
ele se dissolva em água, a quantidade mínima de solven-
te a ser colocada é 50 g.
Estão corretas as afirmativas:
a) I e II. 
b) II e III. 
c) I e III.
d) II e IV.
e) III e IV.
04. (PUC-MG) O gráfico da solubilidade de KNO3 em água, em 
função da temperatura, apresenta o seguinte traçado:
28. (UF-CE) O gráfico mostra a curva de solubilidade de 
um sal em água. Considerando que em uma determinada 
temperatura, 40 g deste sal foram dissolvidos em 100 g 
de água, indique:
a) perclórico, cloroso, hipocloroso e clórico.
b) a característica desta solução, quanto à concentração, 
nos pontos A, B e C do gráfico;
c) a quantidade de sal que será possível cristalizar, res-
friando-se a solução até 30°C;
d) a quantidade de sal cristalizada quando se evaporam 
20 g de água a 40°C.
Q
U
ÍM
IC
A
 1
13
C
iê
nc
ia
s 
da
 N
at
ur
ez
a 
e 
su
as
 T
ec
no
lo
gi
as
ATIVIDADE II
 Quando uma solução aquosa saturada de AX2 a 70°C con-
tendo 50 g de água é resfriada para 10°C, a massa de sal 
cristalizada e a massa que permanece em solução são, res-
pectivamente, em gramas:
a) 25 e 20. 
b) 30 e 15. 
c) 35 e 10.
d) 35 e 15.
e) 40 e 10.
 À temperatura de 40°C, que sais estão totalmente dissolvi-
dos na água?
a) KNO3 e NaNO3. 
b) NaCl e NaNO3. 
c) KCl e KNO3.
d) Ce2(SO4)3 e KCl.
e) NaCl e Ce2(SO4)3.
01. (VUNESP/UFTM) O gráfico apresenta a curva de solubilida-
de de um sal AX2.
02. (PUC-Campinas-SP) Considerando o gráfico abaixo, adicio-
nam-se, separadamente, 40,0 g de cada um dos sais em 
100 g de H2O.
a) perclórico, cloroso, hipocloroso e clórico.
a) a característica desta solução, quanto à concentração, 
nos pontos A, B e C do gráfico;
b) a quantidade de sal que será possível cristalizar, res-
friando-se a solução até 30°C;
c) a quantidade de sal cristalizada quando se evaporam 
20 g de água a 40°C.
03.	(UF-CE) O gráfico mostra a curva de solubilidade de um sal 
em água. Considerando que em uma determinada tempe-
ratura, 40 g deste sal foram dissolvidos em 100 g de água, 
indique:
 Sobre ele, são feitas as seguintes afirmativas:
I. Colocando-se 70 g de sal em 100 g de água a 40°C, 
obtém-se uma solução sem corpo de fundo.
II. O aumento da temperatura contribuirá para a formação 
de soluções com homogeneidade crescente.
III. Colocando-se 80 g de sal em 100 g de água a 60°C, 
obtém-se uma solução saturada.
IV. A 25°C, se colocarmos 20 g do sal e quisermos que todo 
ele se dissolva em água, a quantidade mínima de solven-
te a ser colocada é 50 g.
Estão corretas as afirmativas:
a) I e II. 
b) II e III. 
c) I e III.
d) II e IV.
e) III e IV.
04. (PUC-MG) O gráfico da solubilidade de KNO3 em água, em 
função da temperatura, apresenta o seguinte traçado:
G A B A R I TO
01. Alternativa E.
02. a) Sistema heterogêneo
 b) 114 g
 c) 26 g
 d) Pode desaparecer o precipitado, ou seja, o excesso de 
MgCl2(s) pode se dissolver, originando um sistema homo-
gêneo.
03. a) T = 30°C: CS = 60 g de Ba(NO3)2/100 cm
3 de água
 b) Em 100cm3 de água, a 30°C, dissolvem-se 60g deBa(NO3 )2.
 c) T = 50°C: CS = 80 g de Ba(NO3 )2/100 cm
3 de água
04. 
05. CS = 33,33 g de X/100 g de H2O
06. Alternativa C.
07. 90,16 g.
08. Sistema heterogêneo, pois a 0°C, dissolvem-se 71,4 g de NaCl 
em 200 g de água. Logo, 1,6 g de NaCl(s) precipitarão.
09. 660 g. 10. 660 g.
11. Solução saturada, com 5 g de corpo de fundo.
12. 2 000 g. 13. Alternativa A.
14. Alternativa D. 15. F, F, V, V (de cima para baixo)
16. Alternativa C. 17. Alternativa D.
18. 15 g.
19. a) 80 g. b) 60 g.
20. 120 g. 21. 90 g.
22. a) 83,33 g. b) 40 g.
23. 
2
Atividade II
Atividade ENEM
02. a) NaCl b) KF
 c) MgI2 d) KCN
 e) Ag2S f) NH4NO2
 g) AgNO3 h) CaCO3
 i) Ca3(PO4)2 j) (NH4)2SO4
 k) NaClO l) Fe2(SO3)3
 m) Au2(CrO4)3 n) Al2(SO4)3
	 o)		 Zn(ClO3)2 p) Na3PO4
 q) BaSO4 r) AgCl
 s) Na2CO3 t) Fe3(PO4)2
03. a) clorato de potássio
 b) nitrato de cálcio
 c) permanganato de alumínio
 d) fosfato de sódio
	 e)		 sulfito	de	potássio
	 f)		 sulfito	de	sódio
 g) silicato de amônio
 h) borato de ferro (II)
04. I. HCl + NaOH → NaCl + H2O
 cloreto de sódio
 II. H2CO3 + 2 NaOH → Na2CO3 + 2 H2O
 carbonato de sódio
 III. 3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + 6 H2O
 sulfato de alumínio
 IV. 2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2 + 6 H2O
 fosfato de cálcio
05.	 a)		 ácido	clorídrico;	HCl
 b) 2 HCl + Mg(OH)2 → MgCl2 + 2 H2O
 cloreto de magnésio
06. a) H2SO4:	ácido	sulfúrico
 NH4OH:	hidróxido	de	amônio
 b) H2SO4 + 2 NH4OH → (NH4)2SO4 + 2 H2O
 sulfato de amônio
01. Li3PO4, K2SO4, Cu(NO3)2 e BaCO3, respectivamente.
02. A
03. MgSO3:	sulfito	de	magnésio
 MgSO4:	sulfato	de	magnésio
 CaSO3:	sulfito	de	cálcio
 CaSO4:	sulfato	de	cálcio
 BaSO4:	sulfato	de	bário	
04. a) NaCl i) cloreto de potássio
 b) KNO3 j) carbonato de alumínio
 c) Na2CO3 k) sulfato de ferro (III)
 d) Ag2SO4 l) fosfato de cálcio
 e) (NH4)3PO4 m) permanganato de potássio
 f) Al2S3 n) cromato de ferro (II)
 g) (NH4)2SO3 o) sulfato de cobre (II)
 h) nitrato de prata
05. a) H2SO4 + Mg(OH)2 → MgSO4 + 2 H2O
 b) sulfato de magnésio
06. a) NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O
 b) 2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6 H2O
 c) 3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4 → Ca3(PO4)2 + 6 H2O
01. B
Química 1  Módulo 3
Atividade 1
01. E
02. a) Sistema heterogêneo
 b) 114 g
 c) 26 g
 d) Pode desaparecer o precipitado, ou seja, o excesso de Mg-
-Cl2(s) pode se dissolver, originando um sistema homogêneo.
03. 	a)	 T	=	30°C:	CS	=	60	g	de	Ba(NO3)2 /100 cm
3 de água
 b) Em 100 cm3 de água, a 30°C, dissolvem-se 60 g de Ba(NO3)2.
	 c)	 T	=	50°C:	CS	=	80	g	de	Ba(NO3)2/100 cm
3 de água
04. Massa do
precipitado
(se houver)
 I 200g 100g insaturada ------
 II 50g 50g insaturada ------
 III 110g 50g saturada ------
 IV 130g 50g saturada 20g
 V 450g 200g saturada 10g
Misturas Açúcar Água Classificaçãoda solução
05. CS = 33,33 g de X/100 g de H2O
06. C 07. 90,16 g
08. Sistema heterogêneo, pois a 0°C, dissolvem-se 71,4 g de NaCl em 
200 g de água. Logo, 1,6 g de NaCl(s) precipitarão.
09. 660 g 10. 660 g
Química 1  Módulo 4
Atividade 1
Atividade II
01. Solução saturada, com 5 g de corpo de fundo.
02. 2 000 g 03. A
04. D 05. F, F, V, V (de cima para baixo)
06. C 07. D
07. 180	g	 08. 180	g
01. 15 g
02. 	a)	 80	g	 b)	 60	g
03. 120 g 04. 90 g
05. a)	 83,33	g	 b)	 40	g
06. T	=	75°C:	CS	=	160	g	de	KNO3/100 g de H2O
260g de solução
 Cálculo da massa de KNO3	existente	em	520	g	de	solução,	a	75°C:
 260 g de solução ––––––––––– 160 g de KNO3
 520 g de solução ––––––––––– A ⇒ A = 320 g de KNO3
	 Cálculo	da	massa	de	água	existente	em	520	g	de	solução,	a	75°C:	
m (solução) = m (H2O) + m (KNO3)
 520 g = m (H2O) + 320 g
 ∴ m (H2O) = 200 g de H2O
 Quando se efetua o resfriamento da solução, a massa de água não 
se altera. Somente a massa de KNO3 que permanece dissolvida na 
água é que irá se alterar, pois, diminuindo a temperatura, diminui 
a solubilidade do KNO3, logo, uma certa quantidade de KNO3(s) irá 
precipitar.
 Cálculo da massa de KNO3 que permanece dissolvida em 200 g de 
H2O,	a	25°C:
	 T	=	25°C:	CS	=	40	g	de	KNO3/100 g de H2O
 100 g de H2O ––––––––––– 40 g de KNO3
 200 g de H2O ––––––––––– B ⇒	B	=	80	g	de	KNO3
 Cálculo da massa de KNO3(s)	que	irá	precipitar:
	 320	g	(a	75°C)	–	80	g	(a	25°C)	=	240	g	de	KNO3(s)
2
Atividade II
Atividade ENEM
02. a) NaCl b) KF
 c) MgI2 d) KCN
 e) Ag2S f) NH4NO2
 g) AgNO3 h) CaCO3
 i) Ca3(PO4)2 j) (NH4)2SO4
 k) NaClO l) Fe2(SO3)3
 m) Au2(CrO4)3 n) Al2(SO4)3
	 o)		 Zn(ClO3)2 p) Na3PO4
 q) BaSO4 r) AgCl
 s) Na2CO3 t) Fe3(PO4)2
03. a) clorato de potássio
 b) nitrato de cálcio
 c) permanganato de alumínio
 d) fosfato de sódio
	 e)		 sulfito	de	potássio
	 f)		 sulfito	de	sódio
 g) silicato de amônio
 h) borato de ferro (II)
04. I. HCl + NaOH → NaCl + H2O
 cloreto de sódio
 II. H2CO3 + 2 NaOH → Na2CO3 + 2 H2O
 carbonato de sódio
 III. 3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + 6 H2O
 sulfato de alumínio
 IV. 2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2 + 6 H2O
 fosfato de cálcio
05.	 a)		 ácido	clorídrico;	HCl
 b) 2 HCl + Mg(OH)2 → MgCl2 + 2 H2O
 cloreto de magnésio
06. a) H2SO4:	ácido	sulfúrico
 NH4OH:	hidróxido	de	amônio
 b) H2SO4 + 2 NH4OH → (NH4)2SO4 + 2 H2O
 sulfato de amônio
01. Li3PO4, K2SO4, Cu(NO3)2 e BaCO3, respectivamente.
02. A
03. MgSO3:	sulfito	de	magnésio
 MgSO4:	sulfato	de	magnésio
 CaSO3:	sulfito	de	cálcio
 CaSO4:	sulfato	de	cálcio
 BaSO4:	sulfato	de	bário	
04. a) NaCl i) cloreto de potássio
 b) KNO3 j) carbonato de alumínio
 c) Na2CO3 k) sulfato de ferro (III)
 d) Ag2SO4 l) fosfato de cálcio
 e) (NH4)3PO4 m) permanganato de potássio
 f) Al2S3 n) cromato de ferro (II)
 g) (NH4)2SO3 o) sulfato de cobre (II)
 h) nitrato de prata
05. a) H2SO4 + Mg(OH)2 → MgSO4 + 2 H2O
 b) sulfato de magnésio
06. a) NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O
 b) 2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6 H2O
 c) 3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4 → Ca3(PO4)2 + 6 H2O
01. B
Química 1  Módulo 3
Atividade 1
01. E
02. a) Sistema heterogêneo
 b) 114 g
 c) 26 g
 d) Pode desaparecer o precipitado, ou seja, o excesso de Mg-
-Cl2(s) pode se dissolver, originando um sistema homogêneo.
03. 	a)	 T	=	30°C:	CS	=	60	g	de	Ba(NO3)2 /100 cm
3 de água
 b) Em 100 cm3 de água, a 30°C, dissolvem-se 60 g de Ba(NO3)2.
	 c)	 T	=	50°C:	CS	=	80	g	de	Ba(NO3)2/100 cm
3 de água
04. Massa do
precipitado
(se houver)
 I 200g 100g insaturada ------
 II 50g 50g insaturada ------
 III 110g 50g saturada ------
 IV 130g 50g saturada 20g
 V 450g 200g saturada 10g
Misturas Açúcar Água Classificaçãoda solução
05. CS = 33,33 g de X/100 g de H2O
06. C 07. 90,16 g
08. Sistema heterogêneo, pois a 0°C, dissolvem-se 71,4 g de NaCl em 
200 g de água. Logo, 1,6 g de NaCl(s) precipitarão.
09. 660 g 10. 660 g
Química 1  Módulo 4
Atividade 1
Atividade II
01. Solução saturada, com 5 g de corpo de fundo.
02. 2 000 g 03. A
04. D 05. F, F, V, V (de cima para baixo)
06. C 07. D
07. 180	g	 08. 180	g
01. 15 g
02. 	a)	 80	g	 b)	 60	g
03. 120 g 04. 90 g
05. a)	 83,33	g	 b)	 40	g
06. T	=	75°C:	CS	=	160	g	de	KNO3/100 g de H2O
260g de solução
 Cálculo da massa de KNO3	existente	em	520	g	de	solução,	a	75°C:
 260 g de solução ––––––––––– 160 g de KNO3
 520 g de solução ––––––––––– A ⇒ A = 320 g de KNO3
	 Cálculo	da	massa	de	água	existente	em	520	g	de	solução,	a	75°C:	
m (solução) = m (H2O) + m (KNO3)
 520 g = m (H2O) + 320 g
 ∴ m (H2O) = 200 g de H2O
 Quando se efetua o resfriamento da solução, a massa de água não 
se altera. Somente a massa de KNO3 que permanece dissolvida na 
água é que irá se alterar, pois, diminuindo a temperatura, diminui 
a solubilidade do KNO3, logo, uma certa quantidade de KNO3(s) irá 
precipitar.
 Cálculo da massa de KNO3 que permanece dissolvida em 200 g de 
H2O,	a	25°C:
	 T	=	25°C:	CS	=	40	g	de	KNO3/100 g de H2O
 100 g de H2O ––––––––––– 40 g de KNO3
 200 g de H2O ––––––––––– B ⇒	B	=	80	g	de	KNO3
 Cálculo da massa de KNO3(s)	que	irá	precipitar:
	 320	g	(a	75°C)	–	80	g	(a	25°C)	=	240	g	de	KNO3(s)
05
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
24. 180 g.
25. 180 g.
26. Alternativa C.
27. AlternativaA.
28. a) Ponto A: supersaturada
 Ponto B: saturada
 Ponto C: insaturada
 b) 30 g.
 c) 16 g.
06
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
SOLUÇÕES
R E S U M O
CONTEÚDO 2
01
CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES
É a relação entre a quantidade do soluto e a quantidade 
do solvente (ou da solução), numa solução.
As quantidades podem ser expressas em massa (mg, g, 
kg, t, etc.), em volume (mL, L, m3, etc.) ou em mol.
Temos, então, várias maneiras de expressar 
concentrações.
Na maioria dos exercícios, dá para se efetuar a resolução 
por fórmulas ou através da regra de 3, através da interpreta-
ção de unidades de concentração.
A segunda opção é melhor, pois você não precisará ficar 
memorizando as fórmulas. Se você fizer a opção de resolver 
através de fórmulas, poderá usar a seguinte convenção:
• índice 1, para as quantidades relativas ao soluto;
• índice 2, para as quantidades relativas ao solvente;
• sem índice, para as quantidades relativas à solução.
CONCENTRAÇÃO COMUM OU CONCEN-
TRAÇÃO EM g/L (C)
É a quantidade, em gramas, de soluto existente em 1 L 
de solução.
Cuidado para não confundir concentração comum (C) 
com a densidade da solução, que é igual ao quociente entre a 
massa da solução e o volume da solução d = . 
Exemplo de resolução (1)
Calcule a concentração, em gramas por litro (g/L), de 
uma solução aquosa que apresenta 40 g de NaCl em 2 L de 
solução.
Resolução:
Logo: C = 20 g/L
Exemplo de resolução (2)
Calcule a massa de CaBr2 existente em 200 mL de solu-
ção aquosa, cuja concentração é igual à 50 g/L.
Resolução:
1 L de solução –––– 50 g de CaBr2
0,21 de solução ––– m
m = ⇒ m = 10 g de CaBr2
Exemplo de resolução (3)
Calcule o volume de solução aquosa de concentração 
Q
U
ÍM
IC
A
 1
15
C
iê
nc
ia
s 
da
 N
at
ur
ez
a 
e 
su
as
 T
ec
no
lo
gi
as
Química 1
Concentrações de Soluções
MÓDULO 5
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
►	 Concentração Comum (C) ou concentração em gramas por litro (g/L).
C = ou 
Massa de soluto (g)
Volume da solução (L)
C = (g/L) 
m1
V
0,2 L ⋅ 50 g
1 L
Exemplo de resolução (2)
Calcule a massa de CaBr2 existente em 200 mL de solução 
aquosa, cuja concentração é igual à 50 g/L.
Resolução:
1 L de solução –––– 50 g de CaBr2
0,21 de solução ––– m
m = ––––––––––– ⇒ m = 10 g de CaBr2
Concentração de Soluções
É a relação entre a quantidade do soluto e a quantidade do 
solvente (ou da solução), numa solução.
As quantidades podem ser expressas em massa (mg, g, kg, 
t, etc.), em volume (mL, L, m3, etc.) ou em mol.
Temos, então, várias maneiras de expressar concentrações.
Na maioria dos exercícios, dá para se efetuar a resolução 
por fórmulas ou através da regra de 3, através da interpretação 
de unidades de concentração.
A segunda opção é melhor, pois você não precisará ficar 
memorizando as fórmulas. Se você fizer a opção de resolver 
através de fórmulas, poderá usar a seguinte convenção:
• índice 1, para as quantidades relativas ao soluto;
• índice 2, para as quantidades relativas ao solvente;
• sem índice, para as quantidades relativas à solução.
Concentração comum ou concentração em g/L (C)
É a quantidade, em gramas, de soluto existente em 1 L de 
solução.
m
V
Cuidado para não confundir concentração comum (C) com a 
densidade da solução, que é igual ao quociente entre a massa 
da solução e o volume da solução d = .
Exemplo de resolução (1)
Calcule a concentração, em gramas por litro (g/L), de 
uma solução aquosa que apresenta 40 g de NaCl em 2 L de 
solução.
{
Resolução:
2 L de solução ––––– 40 g de NaCl
1 L de solução ––––– m ⇒ m = 20g de NaCl
Logo: C = 20 g/L
{
Exemplo de resolução (3)
Calcule o volume de solução aquosa de concentração igual 
a 80 g/L, em que são encontrados 20 g de soluto.
Resolução:
80 g de soluto –––– 1L
20 g de soluto ––––– V
V = ––––––––––– ⇒ V = 0,25 L
20 g ⋅ 1 L
80 g
{
Exemplo de resolução (4)
Calcule a concentração em gramas por litro (g/L), de uma 
solução aquosa que apresenta 30g de NaOH em 200 mL de 
solução.
Resolução:
0,2 L de solução –––– 30 g de soluto
1 L de solução –––––– m
m = ––––––––––– ⇒ m = 150 g
∴ = C – 150 g/L
1 L ⋅ 30 g
0,2 L
m
V
2 L de solução –––– 40g de NaCl
1 L de solução –––– m ⇒ m = 20g de NaCl{
0,2 L ⋅ 50 g
1 L
igual a 80 g/L, em que são encontrados 20 g de soluto.
Resolução:
V = ⇒ V = 0,25 L
Exemplo de resolução (4)
Calcule a concentração em gramas por litro (g/L), de 
uma solução aquosa que apresenta 30g de NaOH em 200mL 
de solução.
Resolução:
m = ⇒ m = 150 g
∴ C = 150 g/L
CONCENTRAÇÃO EM mol/L, MOLARI-
DADE OU CONCENTRAÇÃO MOLAR ( )
É igual à quantidade de matéria em mol de soluto, por 
litro de solução.
ou ⇒
Exemplos de cálculo:
1. Calcule a concentração, em mol/L ( ), de uma solu-
ção aquosa que apresenta 49 g de H2SO4 em 2 L de solução.
(Dado: Massa molar do H2SO4 = 98 g/mol)
Resolução:
Inicialmente, faremos o cálculo da quantidade em mol 
correspondente a 49 g de H2SO4.
Como M = 98 g/mol, fica:
 98 g —— 1mol
 49 g —— n ⇒ n = 0,5 mol de H2SO4
Agora, faremos o cálculo da quantidade em mol exis-
tente em cada litro de solução (em 2 L tem-se 0,5 mol).
 2 L —— 0,5 mol de H2SO4
 1 L —— x ⇒ x = 0,25 mol de H2SO4
 Logo, = 0,25 mol/L.
Outra resolução (através da fórmula):
80 g de soluto –––– 1 L
20 g de soluto –––– V{
20 g ⋅ 1 L
80 g
0,2 L de solução –––– 30 g de soluto
1 L de solução –––––– m{
1 L ⋅ 30 g
0,2 L
qunatidade em mol de soluto
volume de solução (L)
=
n1
V=
m1
M1 ⋅ V
= (mol/L)
{
{
n1
V= 
m1
M1
. Como n1 = , tem-se:
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
02
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em 
massa de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaCl 
em 160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaCl + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaCl) em 1 g de solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaCl
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaCl
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaCl
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaCl
Logo, P% = 20%.
Ou então:
 200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 ·
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que 
apresenta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. 
Note que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que corres-
pondem a 15% (a solução corresponde a 100%).
 15% —— 30 g
 100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O): 
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 ·
15 = 100 · ⇒ = 0,15
0,15(30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Comom = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
m
m1 = m1 + m2
m1⇒ = 
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
40g + 16g
40g = ⇒ = 0,2
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numasegunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
m1 + m2
m1 = ⇒ 0,15 = 30g + m2
30g
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução ——x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
Portanto, = 0,25mol/L
2. Calcule a massa de NaOH existente em 200cm3 de 
solução aquosa, de concentração igual a 2 mol/L.
(Dado: M(NaOH) = 40 g/mol)
Resolução:
A princípio, calcularemos a quantidade em mol existente 
em 200 cm3 de solução (0,2L).
Como = 2 mol/L, temos:
 1 L de solução ——––– 2 mols de NaOH
 0,2 L de solução ——– n ⇒ n = 0,4 mol de NaOH
Agora, calcularemos a massa correspondente a 0,4 mol:
(M = 40 g/mol)
 1 mol de NaOH —––— 40 g
 0,4 mol de NaOH ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mol de NaOH.
 1 mol de NaOH —— 40 g
 2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, 
tem- se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200cm3):
 1 L de solução —–— 80 g de NaOH
 0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
Terceira resolução:
2 mol/L = ⇒ m1 = 16g de NaOH
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO 
(P%); TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa 
da solução.
 Como m = m1 + m2, temos
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 ·
{
{
{
{
m1 = ?
 = 2 mol/L
V = 200 cm3 = 0,2 L
M1 = 40 g/mol
Através de fórmula:
40g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15%—— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
massa de solução
massa de soluto = (0 < < 1)
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
m
m1 = 
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
Química 1
Q
U
ÍM
IC
A
 1
5
C
iê
nc
ia
s 
da
 N
at
ur
ez
a 
e 
su
as
 T
ec
no
lo
gi
as
►	 Título em massa e percentagem em massa de soluto na solução; ►			Concentração em ppm.
Soluções
MÓDULO 7
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
PORCENTAGEM	EM	MASSA	DE	SOLUTO	(P%)
TÍTULO	EM	MASSA	(τ)
Título em massa (τ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução.
Pode-se dizer que a fração em massa (τ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem	em	massa	de	soluto	(P%)
P% = 100 · τ
Exemplos	de	cálculo:
1.		 Calcule o título de uma solução e a percentagem em mas-
sa de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC 
em 160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, τ = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
Logo, P% = 20%.
Ou então:
 200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · τ
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
massa de soluto
massa de soluçãoτ =
τ =
(0 < τ < 1)
m1
m Como m = m1 + m2, temos
τ = m1m1 + m2
τ = ⇒ τ = m1m1+ m2
m1
m
τ = ⇒ τ = = 0,240g40g + 16g
2.	 Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
 
 Resolução:
 Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspon-
dem a 15% (a solução corresponde a 100%).
 15% —— 30 g
 100% —— x ⇒ x = 200 g
 Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O): m 
(soluto) + m (H2O) = m (solução) 
 30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
 Outra resolução, através de fórmulas:
 P% = 100 · τ
 15 = 100 · τ ⇒ τ = 0,15
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO	EM	PARTES	POR	MILHÃO	(ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo	de	cálculo:
Calcule a concentração em partes por milhão (ppm), de uma 
solução que apresenta 5 mg de soluto em 100 g de solução.
Resolução:
A princípio, calcularemos a massa de 5 mg em gramas:
(1 g = 1 000 mg)
 1 000 mg ——–– 1 g
 5 mg ——— x ⇒ x = 0,005 g ⇒ x = 5 · 10–3 g
Agora, calcularemos a massa de soluto existente em 1 mi-
lhão de gramas (106 g) de solução:
 100 g de solução —— 5 · 10–3 g de soluto
 106 g de solução —— m ⇒ m = 50 g de soluto
Logo, Concentração = 50 ppm.
τ = ⇒ 0,15 =
m1
m1+ m2
30g
30g + m2
m1(mg)
m (kg)ppm =
massa do soluto (mg)
massa da solução (kg = 106 mg)
ppm =
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DESOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MI-
LHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente 
da mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo de cálculo:
Calcule a concentração em partes por milhão (ppm), 
de uma solução que apresenta 5 mg de soluto em 100 g de 
solução.
Resolução:
A princípio, calcularemos a massa de 5 mg em gramas:
(1 g = 1 000 mg)
 1 000 mg ——–– 1 g
 5 mg ——— x ⇒ x = 0,005 g ⇒ x = 5 · 10–3 g
Agora, calcularemos a massa de soluto existente em 
1 milhão de gramas (106 g) de solução:
 100 g de solução —— 5 · 10–3 g de soluto
 106 g de solução —— m ⇒ m = 50 g de soluto
Logo, Concentração = 50 ppm.
CONCENTRAÇÃO EM mol/Kg DE SOL-
VENTE OU MOLARIDADE (W)
W =
 
W = ⇒ W =
* Exemplo de resolução (4).
Calcule a concentração, em mol/Kg de solvente, de uma 
solução que apresenta 36 g de glicose, C6H12O6, em 500 g 
de água.
Dados: M1(C6H12O6) = 180 g/mol
 M2(H2O) = 18 g/mol
Resolução:
Inicialmente, calculamos a quantidade, em mol, de 
C6H12O6 em 36 g:
 180 g ––––––––– 1 mol
 36 g –––––––––– n
n = 0,2 mol
Agora, calculamos a quantidade, em mol, de C6H12O6 
existente em 1 kg de H2O, sabendo-se que em 500 g de H2O 
existem 36 g de C6H12O6 (0,2 mol de C6H12O6):
 500 g de H2O –––––––– 0,2 mol C6H12O6
 1000 g de H2O ––––––– x
x = 0,4 mol de C6H12O6
Logo, W = 
Química 1
Q
U
ÍM
IC
A
 1
5
C
iê
nc
ia
s 
da
 N
at
ur
ez
a 
e 
su
as
 T
ec
no
lo
gi
as
►	 Título em massa e percentagem em massa de soluto na solução; ►			Concentração em ppm.
Soluções
MÓDULO 7
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
PORCENTAGEM	EM	MASSA	DE	SOLUTO	(P%)
TÍTULO	EM	MASSA	(τ)
Título em massa (τ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução.
Pode-se dizer que a fração em massa (τ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem	em	massa	de	soluto	(P%)
P% = 100 · τ
Exemplos	de	cálculo:
1.		 Calcule o título de uma solução e a percentagem em mas-
sa de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC 
em 160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, τ = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
Logo, P% = 20%.
Ou então:
 200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · τ
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
massa de soluto
massa de soluçãoτ =
τ =
(0 < τ < 1)
m1
m Como m = m1 + m2, temos
τ = m1m1 + m2
τ = ⇒ τ = m1m1+ m2
m1
m
τ = ⇒ τ = = 0,240g40g + 16g
2.	 Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
 
 Resolução:
 Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspon-
dem a 15% (a solução corresponde a 100%).
 15% —— 30 g
 100% —— x ⇒ x = 200 g
 Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O): m 
(soluto) + m (H2O) = m (solução) 
 30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
 Outra resolução, através de fórmulas:
 P% = 100 · τ
 15 = 100 · τ ⇒ τ = 0,15
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO	EM	PARTES	POR	MILHÃO	(ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo	de	cálculo:
Calcule a concentração em partes por milhão (ppm), de uma 
solução que apresenta 5 mg de soluto em 100 g de solução.
Resolução:
A princípio, calcularemos a massa de 5 mg em gramas:
(1 g = 1 000 mg)
 1 000 mg ——–– 1 g
 5 mg ——— x ⇒ x = 0,005 g ⇒ x = 5 · 10–3 g
Agora, calcularemos a massa de soluto existente em 1 mi-
lhão de gramas (106 g) de solução:
 100 g de solução —— 5 · 10–3 g de soluto
 106 g de solução —— m ⇒ m = 50 g de soluto
Logo, Concentração = 50 ppm.
τ = ⇒ 0,15 =
m1
m1+ m2
30g
30g + m2
m1(mg)
m (kg)ppm =
massa do soluto (mg)
massa da solução (kg = 106 mg)
ppm =
massa de solvente (em Kg)
quantidade em mol de soluto
m2(Kg)
n1(mol) m1 ⋅ 1000
M1 ⋅ m2
Kg de H2O
0,4 mol
Outra resolução:
W = ⇒ W =
W =
W =
FRAÇÃO MOLAR OU FRAÇÃO EM MOL 
(X)
A) Fração Molar do Soluto (X1)
• Corresponde à quantidade em mol de soluto, existente 
em 1 mol de solução.
X1 = 
X1 = = =
B) Fração Molar do Solvente (X2)
• Corresponde à quantidade em mol de solvente, exis-
tente em 1 mol de solução.
X2 = = = 
Nota: A soma das frações molares é igual à 1.
* Exercício de resolução (5).
Calcule a fração molar do NaOH, numa solução que 
apresenta 80 g de NaOH em 144 g de H2O.
(M(NaOH) = 40 g/mol; M(H2O) = 18 g/mol))
Resolução:
Inicialmente, calculamos a quantidade, em mol, de so-
luto e de solvente na solução.
Cálculo da quantidade total, em mol, da solução:
2 mol de NaOH + 8 mol de H2O = 10 mol
Cálculo da fração molar do soluto (NaOH):
Devemos calcular quantos mols de NaOH existem em 
1 mol de solução:
 10 mol de solução –––––––– 2 mol de NaOH
 1 mol de solução ––––––––– A
A = 0,2 mol de NaOH Logo, X1 = 02
Outra resolução, através de fórmulas:
X1 = ⇒ X1 = ⇒ X1 =
m2(Kg)
n1 m1 ⋅ 1000
M1 ⋅ m2
36 g ⋅ 1000 g
180 g ⋅ mol–1 ⋅ 500 g ⋅ Kg
Kg de solvente
0,4 mol
massa em mol da solução
quantidade em mol de soluto
n
n1
n1 + n2
n1 M1
m1
M1
m1 + M2
m2
n1 + n2
n2 M2
m2
M1
m1 + M2
m2n
n2
40 g ––––– 1 mol
80 g ––––– 2 mol de NaOH NaOH 
18 g ––––– 1 mol
144 g ––––– 8 mol de H2O
H2O
n
n1
n1 + n2
n1 M1
m1
M1
m1 + M2
m2
03
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
E X E R C Í C I O S P R O P O S TO S
01. (PUCCAMP) A concentração, em g/L, de uma solução 
de hidróxido de sódio que contém 4 g da base em 2 L de 
solução é:
a) 2 g/L.
b) 20 g/L.
c) 0,2 g/L.
d) 200 g/L.
e) 10 g/L.
02. Em um balão volumétrico de 400 mL são colocados 18 g 
de cloreto de sódio e água suficiente para atingir a marca 
do gargalo. A concentração dessa solução é igual a:
a) 18 g/mL.
b) 18 g/L.
c) 45 g/mL.
d) 45 g/L.
e) 4,5 g/L.
03. Admitindo que em 240 mL de suco de laranja haja 
480 mg de íons potássio, determine a concentração do 
potássio presente nesse suco, em gramas por litro.
X1 = ⇒ X1 = 0,2
Se quiséssemos calcular a fração em mol do solvente, 
teríamos:
 10 mol solução –––––––– 8 mol H2O
 1 mol solução ––––––––– B
B = 0,8 mol de H2O ⇒ X2 = 0,8
outra resolução, seria pela fórmula:
X2 = ⇒ X2 =
ou então, X1 + X2 = 1, pois a soma das frações molares é 
sempre igual à unidade (igual a 1).
40 g
80 g
40 g
80 g + 18 g
144 g
n1 + n2
n2
n
n2
04. (FAAP-SP) Calcule a concentração, em gramas por litro, 
de uma solução aquosa de nitrato de sódio, que contém 
30 g do sal em 400 mL de solução. 
05. Calcule a massa de hidróxido de sódio existente em 
250 mL de solução de concentração 80 g/L. 
06. 300 g de açúcar foram adicionados a uma certa quantida-
de de água, obtendo-se uma solução de C = 60 g/L. Qual 
é o volume dessa solução, em cm3? 
07. Calcule a concentração, em g/L, de uma solução aquosa 
que apresenta 100 g de brometo de potássio em 400 cm3 
de solução? 
08. Calcule a massa de cloreto de potássio existente em 
200 cm3 de solução cuja concentração é igual a 20 g/L. 
09. 200 g de iodeto de magnésio foram adicionados a uma 
certa quantidade de água, obtendo-se uma solução de 
C = 40 g/L. Qual é o volume dessa solução, em cm3? 
10. (MACKENZIE-SP) A concentração, em g/L, da solu-
ção obtida ao se dissolverem4 g de cloreto de sódio em 
50 cm3 de água é:
a) 200 g/L.
b) 20 g/L.
c) 0,08 g/L.
d) 12,5 g/L.
e) 80 g/L.
04
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
11. (FAAP-SP) Uma das maneiras de recuperar um soluto 
não volátil de uma solução aquosa consiste no aque-
cimento da solução com o objetivo de evaporar mais 
rapidamente a água nela contida. Numa indústria, um 
recipiente contém 500 litros de uma solução aquosa de 
NaCl de concentração 25,0 g/L. O volume dessa solu-
ção, expresso em litros, que deve sofrer aquecimento 
para propiciar a obtenção de 500 g de NaCl(s) é:
a) 50,0. d) 200.
b) 25,0. e) 500.
c) 20,0.
18. Uma solução aquosa de glicose, apresenta concentração 
igual a 70 g/L. Calcule a massa de glicose existente em 
300 cm3 dessa solução.
05
12. (UFMG) Dissolveu-se 1,0 grama de permanganato de 
potássio em água suficiente para formar 1,0 litro de so-
lução.
 Sabendo-se que 1 mL contém cerca de 20 gotas, a massa 
de permanganato de potássio em uma gota de solução é:
a) 5,0 x 10–3 g. d) 5,0 x 10–5 g. 
b) 1,0 x 10–3 g. e) 2,0 x 10–5 g. 
c) 5,0 x 10–4 g.
13. (VUNESP/FAMECA) Considere que a concentração 
de um princípio ativo num certo medicamento é de 
30 mg/10 mL.
 Essa concentração, quando expressa em g/L, é igual a:
a) 0,03. d) 30.
b) 0,30. e) 300.
c) 3,0.
14. (VUNESP/UNINOVE) Uma dona de casa preparou 
um refresco dissolvendo o conteúdo de um envelope de 
suco em pó em água filtrada completando o volume até 
1,5 L. A concentração comum de íons de sódio em solu-
ção aquosa é:
 Dados: 1 colher de sopa (7,00 g) contém 40,0 mg de Na;
 1 envelope de suco = 35,0 g
a) 0,20 g ⋅ L–1. 
b) 3,3 g ⋅ L–11. 
c) 6,6 ⋅ 10–3 g ⋅ L–11.
d) 0,17 g ⋅ L–1.
e) 0,13 g ⋅ L–1.
15. (FUVEST) Considere duas latas do mesmo refrigerante, 
uma na versão “diet” e outra na versão comum. Ambas 
contêm o mesmo volume de líquido (300 mL) e têm a 
mesma massa quando vazias. A composição do refrige-
rante é a mesma em ambas, exceto por uma diferença: a 
versão comum contém certa quantidade de açúcar, en-
quanto a versão “diet” não contém açúcar (apenas massa 
desprezível de um adoçante artificial). Pesando-se duas 
latas fechadas do refrigerante, foram obtidos os seguin-
tes resultados:
Amostra Massa (g)
Lata com refrigerante comum 331,2
Lata com refrigerante “diet” 316,2
 Por esses dados, pode-se concluir que a concentração, 
em g/L, de açúcar no refrigerante comum é de, aproxi-
madamente:
a) 0,020. d) 20.
b) 0,050. e) 50.
c) 1,1.
16. Um certo remédio contém 30 g de um componente ati-
vo X dissolvido num determinado volume de solvente, 
constituindo 150 mL de solução. Ao analisar o resultado 
do exame de laboratório de um paciente, o médico con-
clui que o doente precisa de 3 g do componente ativo X 
por dia, divididos em três doses, ou seja, de 8 em 8 ho-
ras. Que volume do medicamento deve ser ingerido pelo 
paciente a cada 8 horas para cumprir a determinação do 
médico?
a) 50 mL
b) 100 mL
c) 5 mL
d) 10 mL
e) 12 mL
17. A concentração de sais na água do mar, em média, é 
igual a 35 g/L. Em uma salina, um tanque com dimen-
sões de 10 m ⋅ 5 m ⋅ 1 m foi completamente preenchido 
com água do mar. Após a evaporação, a massa de sal que 
restou no tanque foi de:
 (Dado: 1 m3 = 1000 L)
a) 1 750 g.
b) 17,5 kg.
c) 350 kg.
d) 700 kg.
e) 1 750 kg.
19. Uma solução aquosa de sacarose, apresenta concentra-
ção igual a 80 g/L. Calcule o volume dessa solução, em 
mL, em que são encontradas 32 g de sacarose.
20. (ENEM) Todos os organismos necessitam de água e 
grande parte vive em rios, lagos e oceanos. Os proces-
sos biológicos, como respiração e fotossíntese, exercem 
profrunda influência na química das águas natuaris em 
todo o planeta. O oxigênio é ator dominante na química 
e na bioquímica da hidrosfera. Devido a sua baixa solu-
bilidade em água (9,0 mg/l a 20ºC) a disponibilidade de 
oxigênio nos ecossistemas aquáticos estabelece o limite 
entre a vida aeróbica e anaeróbica. Nesse contexto, um 
parâmetro chamado
 Demanda Bioquímica de Oxigênio (DBO) foi definido 
para medir a quantidade de matérias orgânica presente 
em um sistema hídrico. A DBO corresponde à massa de 
O2 em miligramas necessária para realizar a oxidação 
total do carbono orgânico em um litro de água.
BAIRD, C. Química Ambiental. Ed. Bookman, 2005 (adaptado).
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
21. (ENEM) A varfarina é um fármaco que diminui a agre-
gação plaquetária, e por isso é utilizada como anticoabu-
lante, desde que esteja presente no plasma, com uma 
concentração superior a 1,0 mg/L. Entretanto, concen-
trações plasmáticas superiores a 4,0 mg/L podem desen-
cadear hemorragias. As moléculas desse fármaco ficam 
retidas no espaço intravascular e aproximadamente 60% 
do sangue em volume. Em um medicamento, a varfarina 
é administrada por via intravenosa na forma de solução 
aquosa, com concetração de 3 mg/mL. Um indivíduo 
adulto, com o volume sanguíneo total de 5,0 L, será 
submetido a um tratamento com solução injetável desse 
medicamento.
 Qual é o máximo volume da solução do mediamento que 
pode ser administrado a esse indivíduo, pela via intrave-
nosa, de maneira que não ocorram hemorragias causadas 
pelo anticoagulante?
a) 1,0 mL d) 4,0 mL
b) 1,7 mL e) 6,7 mL
c) 2,7 mL 
06
 Dados: Massas molares em g/mol: C = 12; H = 1; 
O = 16.
 Suponha que 10 mg de açúcar (fórmula mínima CH2O 
e massa molar igual a 30 g/mol) são dissolvidos em um 
litro de água; em quanto a DBO será aumentada?
a) 0,4 mg de O2/litro
b) 1,7 mg de O2/litro
c) 2,7 mg de O2/litro
d) 9,4 mg de O2/litro
e) 10,7 mg de O2/litro
22. 2 L de solução apresentam 49 g de H2SO4.
 Calcule:
a) a concentração da solução em g/L;
b) a concentração da solução em mol/L. 
23. (PUCCAMP) Adicionam-se 20 g de NaOH em água 
suficiente para 2,0 litros de solução. A concentração da 
solução obtida, em mol/L, é igual a:
a) 0,20. d) 1,0.
b) 0,25. e) 1,5.
c) 0,50. 
24. (UFSE) Adicionam-se 49,0 g de ácido sulfúrico, H2SO4, 
em água suficiente para a obtenção de 500 mL de solu-
ção. A concentração da solução, em mol/L, é:
a) 0,10. d) 1,2.
b) 0,50. e) 1,5.
c) 1,0. 
25. (CESGRANRIO) A concentração, em mol/L, de uma 
solução de nitrato de prata, AgNO3, que contém 8,5 g do 
sal em 250 cm3 de solução é:
a) 0,10mol/L. d) 0,25mol/L.
b) 0,15mol/L. e) 0,50mol/L.
c) 0,20mol/L.
26. (VUNESP/FAMECA-SP) 39,2 g de H2SO4 são dissolvi-
dos em água suficiente para 500 mL de solução. A con-
centração, em mol/L, da solução é:
a) 1,2 mol/L.
b) 0,8 mol/L.
c) 1,6 mol/L.
d) 0,95 mol/L.
e) 0,60 mol/L.
27. (UNIP-SP) Qual a massa de ácido sulfúrico, H2SO4, 
contida em 500 mL de solução 0,4 mol/L desse ácido?
a) 49 g. d) 9,8 g.
b) 98 g. e) 19,6 g.
c) 4,9 g.
28. (VUNESP) Uma pastilha contendo 500 mg de áci-
do ascórbico (vitamina C) foi dissolvida em um copo 
contendo 200 mL de água. Dadas as massas molares 
C = 12 g ⋅ mol–1, H = 1 g ⋅ mol–1 e O = 16 g ⋅ mol–1 e a 
fórmula molecular da vitamina C, C6H8O6, a concentra-
ção da solução obtida é:
a) 0,0042 mol ⋅ L–1.
b) 0,0142 mol ⋅ L–1.
c) 2,5 mol ⋅ L–1.
d) 0,5 mol ⋅ L–1.
e) 5,0 mol ⋅ L–1.
29. (VUNESP) Com o objetivo de diminuir a incidência 
de cáries na população, em muitas cidades adiciona-
se fluoreto de sódio à água distribuída pelas estações 
de tratamento, de modo a obter uma concentração de 
2,0 ⋅ 10–5 mol ⋅ L–1. Com base neste valor e dadas as 
massas molares em g ⋅ mol–1: F = 19 e Na = 23, podemos 
dizer que a massa do sal contida em 500 mL desta solu-
ção é:
a) 4,2 ⋅ 10–1 g.
b) 8,4 ⋅ 10–1 g.
c) 4,2 ⋅ 10–4 g.
d) 6,1 ⋅ 10–4 g.
e) 8,4 ⋅ 10–4 g.
30. (UPF-RS) No preparo de solução alvejante de tinturaria, 
521,5 g de hipoclorito de sódio (NaClO) são dissolvidos 
em água suficiente para 10,0 litros de solução. A concen-
tração, em mol/L, da solução obtida é:
a) 7,00. d) 0,35.
b) 3,50. e) 0,70.c) 0,22.
31. (VUNESP-JUNDIAÍ) A N-acetilcisteína, massa molar = 
163g/mol, é indicada para o tratamento de pacientes com 
dificuldade de expectorar e que apresentam secreção 
densa. Um envelope contendo 0,2 g desse medicamento 
foi dissolvido em 200 mL de H2O.
 A concentração dessa solução, em mol/L, é:
a) 2 ⋅ 10–2.
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
07
b) 6 ⋅ 10–2.
c) 1 ⋅ 10–2.
d) 2 ⋅ 10–3.
e) 6 ⋅ 10–3.
32. (VUNESP-UNICID) Uma solução de ácido clorídrico 
concentrado, HCl, pode ser utilizada na fabricação de 
produtos para a indústria de alimentos e farmacêutica, 
entre muitos outros.
 Se for retirada de dentro de um frasco desse ácido de 
concentração 12 mol/L uma amostra de 100 mL dessa 
solução, a massa, em gramas, do ácido existente nessa 
amostra será, aproximadamente:
a) 36,7. d) 80,3.
b) 43,8. e) 97,6.
c) 52,5.
33. (VUNESP) Uma solução foi preparada com 17,5 g de 
sulfatode potássio (K2SO4) e água suficiente para ob-
ter 500 mL desolução. Determine a concentração, em 
mol ⋅ L–1, dos íonssulfato na solução.
 (Massas molares em g ⋅ mol–1: K = 39; S = 32; O = 16)
34. (FUVEST) A concentração de íons fluoreto em uma 
água de uso doméstico é de 5,0 ⋅ 10–5 mol/L. Se uma 
pessoa tomar 3,0 litros dessa água por dia, ao fim de um 
dia, a massa de fluoreto em miligramas, que essa pessoa 
ingeriu é igual a:
 (Dado: massa molar do fluoreto: 19,0 g/mol)
a) 0,9. d) 5,7.
b) 1,3. e) 15.
c) 2,8.
35. (UCS-RS) O engenheiro agrônomo de uma vinícola so-
licitou a avaliação de teor de sacarose contida em um de-
terminado lote de uvas. Para tanto, foi entregue a um quí-
mico uma amostra de 2,0 L de suco de uva a fim de que 
determinasse a concentração da sacarose (C12H22O11). 
O resultado dessa análise indicou que a molaridade do 
suco era de 0,25 mol/L.
 Então, a massa de sacarose contida em 2,0 L de suco de 
uva é:
a) 10 g. d) 150 g.
b) 37 g. e) 171 g.
c) 120 g.
36. (ITA) Qual o valor da massa de sulfato de ferro (III) ani-
dro que deve ser colocada em um balão volumétrico de 
500 mL de capacidade para se obter uma solução aquo-
sa 20 milimol/L em íons férricos após ser completado o 
volume do balão com água destilada? (Fe = 56; S = 32; 
O = 16)
a) 1,5 g.
b) 2,0 g.
c) 4,0 g.
d) 8,0 g.
37. (VUNESP) O teor de vitamina C em uma determina-
da bebida de soja com sabor morango foi determinado 
como sendo de 30 mg em uma porção de 200 mL. Dada 
a massa molar da vitamina C, 176 g ⋅ mol–1, qual sua 
concentração nessa bebida, em mol ⋅ L–1?
a) 0,15.
b) 0,17.
c) 0,85.
d) 17.
38. (UMC-SP) As literaturas médicas citam uma concentra-
ção média de 143 milimols de Na+ por litro de sangue 
humano. A massa em grama do íon sódio (Na = 23) con-
tida em 7 litros de sangue nessa concentração será:
a) 58,5.
b) 1 000.
c) 1,00.
d) 23,0.
e) 3,27.
39. (VUNESP/UNINOVE) Para a realização de um teste de 
condutividade elétrica, utilizando o aparato representado 
pela figura, um aluno em uma aula experimental de quí-
mica preparou e testou três soluções aquosas::
I. 100 mL de solução contendo 5,3 g de carbonato de 
sódio, Na2CO3.
II. 100 mL de solução contendo 17,1 g de sacarose.
III. 100 mL de solução contendo 0,1 mol de ácido sul-
fúrico.
 Calcule a concentração, em mol/L, da solução de carbo-
nato de sódio.
Q
U
ÍM
IC
A
 1
3
C
iê
nc
ia
s 
da
 N
at
ur
ez
a 
e 
su
as
 T
ec
no
lo
gi
as
ATIVIDADE II
01.	(VUNESP) Uma solução foi preparada com 17,5 g de sulfato 
de potássio (K2SO4) e água suficiente para obter 500 mL de 
solução. Determine a concentração, em mol × L–1, dos íons 
sulfato na solução.
 (Massas molares em g ⋅ mol–1: K = 39; S = 32; O = 16)
02. (FUVEST) A concentração de íons fluoreto em uma água de 
uso doméstico é de 5,0 ⋅ 10–5 mol/L. Se uma pessoa tomar 
3,0 litros dessa água por dia, ao fim de um dia, a massa de 
fluoreto em miligramas, que essa pessoa ingeriu é igual a:
 (Dado: massa molar do fluoreto: 19,0 g/mol)
a) 0,9.
b) 1,3.
c) 2,8.
d) 5,7.
e) 15.
03. (UCS-RS) O engenheiro agrônomo de uma vinícola solici-
tou a avaliação de teor de sacarose contida em um deter-
minado lote de uvas. Para tanto, foi entregue a um químico 
uma amostra de 2,0 L de suco de uva a fim de que determi-
nasse a concentração da sacarose (C12H22O11). O resulta-
do dessa análise indicou que a molaridade do suco era de 
0,25 mol/L.
 Então, a massa de sacarose contida em 2,0 L de suco de 
uva é:
a) 10 g.
b) 37 g.
c) 120 g.
d) 150 g.
e) 171 g.
04.	(ITA) Qual o valor da massa de sulfato de ferro (III) anidro 
que deve ser colocada em um balão volumétrico de 500 mL 
de capacidade para se obter uma solução aquosa 20 mi-
limol/L em íons férricos após ser completado o volume do 
balão com água destilada? (Fe = 56; S = 32; O = 16)
a) 1,5 g.
b) 2,0 g.
c) 4,0 g.
d) 8,0 g.
05. (VUNESP) O teor de vitamina C em uma determinada bebi-
da de soja com sabor morango foi determinado como sendo 
de 30 mg em uma porção de 200 mL. Dada a massa molar 
da vitamina C, 176 g ⋅ mol–1, qual sua concentração nessa 
bebida, em mol ⋅ L–1?
a) 0,15.
b) 0,17.
c) 0,85.
d) 17.
06.	(UMC-SP) As literaturas médicas citam uma concentração 
média de 143 milimols de Na+ por litro de sangue humano. A 
massa em grama do íon sódio (Na = 23) contida em 7 litros 
de sangue nessa concentração será:
a) 58,5. 
b) 1 000. 
c) 1,00.
d) 23,0.
e) 3,27.
07.	(VUNESP/UNINOVE) Para a realização de um teste de con-
dutividade elétrica, utilizando o aparato representado pela 
figura, um aluno em uma aula experimental de química pre-
parou e testou três soluções aquosas:
I. 100 mL de solução contendo 5,3 g de carbonato de só-
dio, Na2CO3.
II. 100 mL de solução contendo 17,1 g de sacarose.
III. 100 mL de solução contendo 0,1 mol de ácido sulfúrico.
08. (UFTM) O ácido cítrico é encontrado nas frutas cítricas, 
como limão e laranja. É um dos principais acidulantes utiliza-
dos na indústria alimentícia.
 Um volume de 100 mL de solução foi preparado dissolvendo 
4,8 g de ácido cítrico em água destilada. A concentração de 
ácido cítrico, em mol/L, nesta solução é:
a) 0,20.
b) 0,25.
c) 0,30.
d) 0,35.
e) 0,40.
Calcule a concentração, em mol/L, da solução de carbonato
de sódio.
Q
U
ÍM
IC
A
 1
3
C
iê
nc
ia
s 
da
 N
at
ur
ez
a 
e 
su
as
 T
ec
no
lo
gi
as
ATIVIDADE II
01.	(VUNESP) Uma solução foi preparada com 17,5 g de sulfato 
de potássio (K2SO4) e água suficiente para obter 500 mL de 
solução. Determine a concentração, em mol × L–1, dos íons 
sulfato na solução.
 (Massas molares em g ⋅ mol–1: K = 39; S = 32; O = 16)
02. (FUVEST) A concentração de íons fluoreto em uma água de 
uso doméstico é de 5,0 ⋅ 10–5 mol/L. Se uma pessoa tomar 
3,0 litros dessa água por dia, ao fim de um dia, a massa de 
fluoreto em miligramas, que essa pessoa ingeriu é igual a:
 (Dado: massa molar do fluoreto: 19,0 g/mol)
a) 0,9.
b) 1,3.
c) 2,8.
d) 5,7.
e) 15.
03. (UCS-RS) O engenheiro agrônomo de uma vinícola solici-
tou a avaliação de teor de sacarose contida em um deter-
minado lote de uvas. Para tanto, foi entregue a um químico 
uma amostra de 2,0 L de suco de uva a fim de que determi-
nasse a concentração da sacarose (C12H22O11). O resulta-
do dessa análise indicou que a molaridade do suco era de 
0,25 mol/L.
 Então, a massa de sacarose contida em 2,0 L de suco de 
uva é:
a) 10 g.
b) 37 g.
c) 120 g.
d) 150 g.
e) 171 g.
04.	(ITA) Qual o valor da massa de sulfato de ferro (III) anidro 
que deve ser colocada em um balão volumétrico de 500 mL 
de capacidade para se obter uma solução aquosa 20 mi-
limol/L em íons férricos após ser completado o volume do 
balão com água destilada? (Fe = 56; S = 32; O = 16)
a) 1,5 g.
b) 2,0 g.
c) 4,0 g.
d) 8,0 g.
05. (VUNESP) O teor de vitamina C em uma determinada bebi-
da de soja com sabor morango foi determinado como sendo 
de 30 mg em uma porção de 200 mL. Dada a massa molar 
da vitamina C, 176 g ⋅ mol–1, qual sua concentração nessa 
bebida, em mol ⋅L–1?
a) 0,15.
b) 0,17.
c) 0,85.
d) 17.
06.	(UMC-SP) As literaturas médicas citam uma concentração 
média de 143 milimols de Na+ por litro de sangue humano. A 
massa em grama do íon sódio (Na = 23) contida em 7 litros 
de sangue nessa concentração será:
a) 58,5. 
b) 1 000. 
c) 1,00.
d) 23,0.
e) 3,27.
07.	(VUNESP/UNINOVE) Para a realização de um teste de con-
dutividade elétrica, utilizando o aparato representado pela 
figura, um aluno em uma aula experimental de química pre-
parou e testou três soluções aquosas:
I. 100 mL de solução contendo 5,3 g de carbonato de só-
dio, Na2CO3.
II. 100 mL de solução contendo 17,1 g de sacarose.
III. 100 mL de solução contendo 0,1 mol de ácido sulfúrico.
08. (UFTM) O ácido cítrico é encontrado nas frutas cítricas, 
como limão e laranja. É um dos principais acidulantes utiliza-
dos na indústria alimentícia.
 Um volume de 100 mL de solução foi preparado dissolvendo 
4,8 g de ácido cítrico em água destilada. A concentração de 
ácido cítrico, em mol/L, nesta solução é:
a) 0,20.
b) 0,25.
c) 0,30.
d) 0,35.
e) 0,40.
Calcule a concentração, em mol/L, da solução de carbonato
de sódio.
40. (UFTM) O ácido cítrico é encontrado nas frutas cítricas, 
como limão e laranja. É um dos principais acidulantes 
utilizados na indústria alimentícia.
 Um volume de 100 mL de solução foi preparado dissol-
vendo 4,8 g de ácido cítrico em água destilada. A con-
centração de ácido cítrico, em mol/L, nesta solução é:
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
a) 0,20.
b) 0,25.
c) 0,30.
d) 0,35.
e) 0,40.
41. Ao colocar um pouco de açúcar na água e mexer até 
a obtenção de uma só fase, prepara-se uma solução. O 
mesmo acontece ao se adicionar um pouquinho de sal à 
água e misturar bem. Uma substância capaz de dissolver 
o soluto é denominada solvente; por exemplo, a água é 
um solvente para o açúcar, para o sal e para várias outras 
substâncias. A figura a seguir ilustra essa citação.
 Suponha que uma pessoa, para adoçar seu cafezinho, 
tenha utilizado 3,42 g de sacarose (massa molar igual a 
342 g/ mol) para uma xícara de 50 ml do líquido. Qual é 
a concentração final em mol/l de sacarose nesse cafezi-
nho?
a) 0,02
b) 0,2
c) 2
d) 200
e) 2000
4
ATIVIDADE COMPLEMENTARATIVIDADE ENEM
01.	Ao colocar um pouco de açúcar na água e mexer até a ob-
tenção de uma só fase, prepara-se uma solução. O mes-
mo acontece ao se adicionar um pouquinho de sal à água e 
misturar bem. Uma substância capaz de dissolver o soluto 
é denominada solvente; por exemplo, a água é um solvente 
para o açúcar, para o sal e para várias outras substâncias. A 
figura a seguir ilustra essa citação.
01.	Uma solução aquosa foi preparada dissolvendo-se 294 g de 
H2SO4 em água, e completado o volume até atingir 6 litros.
 Calcule a concentração da solução.
 Dado: Massa molar do H2SO4 = 98 g/mol.
a) em g/L.
b) em mol/L.
02.	Calcule o volume de solução aquosa, em cm3, em que são 
encontrados 185 g de Ca(OH)2, sabendo-se que a concen-
tração dessa solução é igual a 0,5 mol/L.
 Dado: Massa molar do Ca(OH)2 = 74 g/mol.
03.	Calcule a massa de NaOH que deve ser dissolvida em água, 
para se preparar 2L de solução de concentração igual a 0,4 
mol/L.
04.	Uma solução aquosa foi preparada, dissolvendo-se 117g de 
NaC em água, e completando com mais água,a té atingir o 
volume de 8 litros. 
 Suponha que uma pessoa, para adoçar seu cafezinho, te-
nha utilizado 3,42 g de sacarose (massa molar igual a 342 g/
mol) para uma xícara de 50 m do líquido. Qual é a concen-
tração final em mol/ de sacarose nesse cafezinho?
a) 0,02
b) 0,2
c) 2
d) 200
e) 2000
42. Considere 200 g de uma solução aquosa, cuja percenta-
gem de cloreto de sódio é igual a 20%.
a) Calcule a massa de NaCl nessa solução.
b) Calcule a massa de H2O nessa solução.
43. Uma solução contém 8 g de hidróxido de sódio dissolvi-
dos em 42 g de água. Responda:
a) Calcule a percentagem em massa de soluto na solu-
ção.
b) Calcule o título em massa.
44. Uma solução de ácido clorídrico cuja massa é 500 g tem 
36% de HCl. Responda:
a) Calcule a massa de HCl na solução.
b) Calcule a massa de H2O na solução.
45. Que massa de água devemos acrescentar a 9,0 g de 
NaOH sólido para preparar uma solução a 15%?
46. Prepara-se uma solução dissolvendo-se 40 g de soluto 
em 160 g de solvente. Responda:
a) Qual o título da solução obtida?
b) Qual a porcentagem em massa do soluto na solução?
47. Uma xícara contém 90 g de café com leite. Consideran-
do que você adoce essa mistura com duas colheres de 
chá, contendo 5 g de açúcar cada uma, a porcentagem 
em massa de açúcar comum será:
a) 12,5%. d) 10%.
b) 6,25%. e) 5%.
c) 25%.
48. (UFRGS-RS) O soro fisiológico é uma solução aquosa 
que contém 0,9% em massa de NaCl. Calcule a massa 
de NaCl necessária para se preparar 200 mL dessa solu-
ção.
 Nota: Considere a densidade da solução como sendo 
igual a 1 g/mL.
49. Determine a porcentagem, em massa, do soluto em uma 
solução que contém 75 g de nitrato de prata dissolvidos 
em 0,425 kg de água.
50. (UNIP) Porcentagem significa partes por cem partes. 
Assim, 5% significa 5 partes em 100 partes. Quando a 
concentração é muito pequena, utiliza-se a unidade par-
tes por milhão (ppm). Assim, 5 ppm significa 5 partes 
em 1 milhão (106) de partes. Uma solução que contém 
0,05 g de glicose em 1 kg de solução aquosa apresenta 
concentração igual a:
a) 500 ppm. d) 0,5 ppm.
b) 50 ppm. e) 0,05 ppm.
c) 5 ppm.
51. (UNIVALI-SC) A água potável não pode conter mais do 
que 5,0 ⋅ 10–4 mg de mercúrio (Hg) por grama de água. 
Para evitar o inconveniente de usar número tão pequeno, 
o químico utiliza um recurso matemático, surgindo as-
sim uma nova unidade de concentração: ppm (partes por 
milhão).
 A quantidade máxima permitida de mercúrio na água 
potável corresponde a:
a) 0,005 ppm.
b) 0,05 ppm.
c) 0,5 ppm.
d) 5 ppm.
e) 50 ppm.
massa do solvente em Kg
massa do soluto em mgppm =
52. Na cidade de São Paulo (SP), por exemplo, a qualidade 
do ar é considerada inadequada se o teor de monóxido 
de carbono (CO) atingir 15 ppm (V/V). Nessa situação, 
qual é o volume de CO existente em cada metro cúbico 
de ar?
53. Em uma lata de 500 g de atum, informa-se que há mer-
cúrio na concentração de 0,5 ppm. Nesse produto, a 
massa de mercúrio é de:
a) 2,5 ⋅ 10–6 g.
b) 2,5 ⋅ 10–5 g.
08
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
09
c) 2,5 ⋅ 10–4 g.
d) 2,5 ⋅ 10–3 g.
e) 2,5 ⋅ 10–2 g.
54. (UEL-PR) A porcentagem, em massa, da água na solu-
ção produzida pela adição de 9,0 g de ácido acético gla-
cial em 41 g de água é:
a) 82%. d) 18%.
b) 50%. e) 9,0%.
c) 41%.
55. (FEI-SP) Uma dona de casa, ao preparar um refresco, 
tipo Royal, adicionou um envelope de suco de refresco e 
4 colheres de açúcar em 1,5 litro de água fria e homoge-
neizou.
 Qual é a porcentagem dos sólidos dissolvidos na solução 
preparada? Considere:
 • 1 colher de açúcar: 18 g
 • 1 envelope de refresco: 50 g
 • densidade da água: 1.000 g/L
 não ocorre alteração de volume
a) 6,0%. d) 3,0%.
b) 12%. e) 4,5%.
c) 7,5%.
56. (UFOP-MG) Durante uma festa, um convidado ingeriu 
5 copos de cerveja e 3 doses de uísque. A cerveja contém 
5% v/v de etanol e cada copo tem um volume de 0,3 L; 
o uísque contém 40% v/v de etanol e cada dose corres-
ponde a 30 mL. O volume total de etanol ingerido pelo 
convidado durante a festa foi de:
a) 111 mL. c) 15,9 mL.
b) 1,11 L. d) 1,59 L.
57. (PUC/Campinas-SP) Tem-se um frasco de soro glicosa-
do, a 5,0% (solução aquosa de 5,0% em massa de glico-
se). Para preparar 1,0 kg desse soro, quantos gramas de 
glicose devem ser dissolvidos em água?
a) 5,0 ⋅ 10–2. d) 50.
b) 0,50. e) 5,0 ⋅ 102.
c) 5,0.
58. (FAFEOD-MG) Quantos gramas de H2O são necessá-
rios, a fim de se preparar uma solução, a 20% em peso, 
usando 80 g do soluto? 
a) 400. d) 320.
b) 500. e) 480.
c) 180.
59. Que massa de uma solução a 4% em massa de NaCl é 
necessária para se obterem 6,0 miligramas de NaCl?a) 15 mg.
b) 67 mg.
c) 150 mg.
d) 670 mg.
e) 15 g.
60. (UNAERP) Em que quantidade de água devem ser dis-
solvidos 100 g de glicose para obter uma solução 20% 
em massa? 
a) 20 g.
b) 400 g.
c) 40 g.
d) 200 g.
e) 100 g.
61. (UEL-PR) Em 200 g de solução alcoólica de fenolfta-
leína contendo 8,0% em massa de soluto, a massa de 
fenolftaleína, em gramas, contida na solução é igual a: 
a) 16,0.
b) 8,00.
c) 5,00.
d) 4,00.
e) 2,00.
62. (UNISANTOS-SP) A quantidade de sais dissolvidos na 
água do Mar Morto pode chegar a 20% em peso. Dese-
jando-se obter 1 quilograma de sais totalmente secos por 
simples evaporação quantos quilogramas de água serão 
necessários utilizar? 
a) 5 000 kg.
b) 5 kg.
c) 500 kg.
d) 0,5 kg.
e) 0,05 Kg.
63. (PUCC-SP) No rótulo de uma garrafa de “água mineral” 
lê-se, entre outras coisas:
 – Conteúdo 1,5 L.
 – Bicarbonato de cálcio = 20 ppm.
 Com base nesses dados, determine a massa do bicarbo-
nato de cálcio no conteúdo da garrafa. 
64. A água potável pode conter uma quantidade máxima de 
1,0 mg de íons Ba2+ por litro. Sabendo que 1,0 L de água 
potável pesa 1,0 kg, essa concentração de bário corres-
ponde a: 
a) 0,01 ppm.
b) 0,1 ppm.
c) 1,0 ppm.
d) 10 ppm.
e) 100 ppm.
65. (UNICAMP/2017) É muito comum o uso de expressões 
no diminutivo para tentar “diminuir” a quantidade de 
algo prejudicial à saúde. Se uma pessoa diz que ingeriu 
10 latinhas de cerveja (330 mL cada) e se compara a 
outra que ingeriu 6 doses de cachacinha (50 mL cada), 
pode-se afirmar corretamente que, apesar de em ambas 
as situações haver danos à saúde, a pessoa que apresenta 
maior quantidade de álcool no organismo foi a que inge-
riu 
a) as latinhas de cerveja, porque o volume ingerido é 
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
10
G A B A R I TO
01. Alternativa A. 02. Alternativa D.
03. 2 g/L 04. 75 g/L 
05. 20 g 06. 5 000 cm3 
07. 250 g/L 08. 4 g
09. 5 000 cm3 10. Alternativa E 
11. Alternativa C 12. Alternativa D 
13. Alternativa C 14. Alternativa E 
15. Alternativa E 16. Alternativa C. 
17. Alternativa E 18. 210 g
19. 400 mL 
20. Alternativa E 21. Alternativa D
22. a) 24,5 g/L b) 0,25 mol/L
23. Alternativa B 24. Alternativa C
25. Alternativa C 26. Alternativa B
27. Alternativa E 28. Alternativa B
29. Alternativa C 30. Alternativa E
31. Alternativa E 32. Alternativa B
33. 0,2 mol/LC 34. Alternativa C
35. Alternativa E 36. Alternativa B
37. Alternativa C 38. Alternativa D
39. 0,5 mol/L 40. Alternativa B
41. Alternativa B 
42. a) 40 g b) 160 g
43. a) 16% b) 0,16
44. a) 180 g b) 320 g
45. 51 g
46. a) 0,2 b) 20%
47. Alternativa D 48. 1,8 g
49. 15% 50. Alternativa B
51. Alternativa C 52. 15 ⋅ 10–6 m3
53. 2,5 ⋅ 10–4 g 54. Alternativa D
55. Alternativa D 56. Alternativa A
57. Alternativa D 58. Alternativa D
59. Alternativa C 60. Alternativa B
61. Alternativa A 62. Alternativa B
63. 30 mg 64. Alternativa C
65. Alternativa C
66. 0,058
67. 0,5 mol/Kg de solvente
68. Alternativa B
69. Alternativa C
maior neste caso.
b) as cachacinhas, porque a relação entre o teor alcoóli-
co e o volume ingerido é maior neste caso.
c) as latinhas de cerveja, porque o produto entre o teor 
alcoólico e o volume ingerido é maior neste caso.
d) as cachacinhas, porque o teor alcoólico é maior neste 
caso.
Dados: teor alcoólico na cerveja = 5 % v/v
 teor alcoólico na cachaça = 45 % v/v
66. (UNIMEP) Uma quantidade igual a 5 g de NaCl é dis-
solvida em 25 g de água. A fração em mol de NaCl na 
solução é, aproximadamente, igual a:
a) 0,942.
b) 0,058.
c) 0,471.
d) 0,094.
e) 1,112.
67. Qual a concentração em mol/Kg de solvente, de uma so-
lução que contém 18 g de glicose, C6H12O6, dissolvidos 
em 200 g de água?
68. (UNIMEP) Uma massa de 160 g de NaOH foi dissolvida 
em 216 g de água. A fração molar do NaOH e do H2O 
nessa solução é, respectivamente,
 Dados: MA: Na = 23; O = 16; H = 1
a) 0,160 e 0,216.
b) 0,250 e 0,750.
c) 0,426 e 0,574.
d) 4,000 e 12,000.
69. (VUNESP) A fração molar do álcool etílico em uma so-
lução contendo 46 gramas de álcool e 54 gramas de água 
é igual a:
 Dados: H = 1; O = 16; C = 12
a) 0,50.
b) 0,75.
c) 0,25.
d) 0,10.
e) .1
3
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
SOLUÇÕES IICONTEÚDO 3
01
R E S U M O
RELAÇÕES ENTRE UNIDADES DE 
CONCENTRAÇÃO
Relação entre as unidades de concentração: g/L 
e mol/L (C e )
Quando se quer fazer a conversão da unidade de concen-
tração g/L para a unidade mol/L (C para ) ou da unidade 
de concentração em mol/L para a unidade g/L ( para C), 
pode-se usar a relação determinada a seguir, efetuando-se o 
quociente entre as concentrações:
Exemplo de cálculo
Calcule a concentração em mol/L (molaridade ou con-
centração molar), de uma solução aquosa de NaOH, cuja 
concentração comum é igual a 8 g/L.
Dado: M(NaOH) = 40 g/mol
Resolução:
Cálculo da quantidade em mol de NaOH, correspon-
dente a 8g:
 40g —— 1 mol
 8g ——– n
 n = 0,2 mol NaOH
Como a concentração comum é 8g/L, e 8g correspon-
dem a 0,2 mol de NaOH, conclui-se que a concentração em 
mol/L é igual a 0,2 mol/L.
Outra resolução, através de fórmula:
 C = · M1 ⇒ 8g · L–1 = M · 40g · mol–1
 M = 0,2 mol/L
RELAÇÃO ENTRE AS UNIDADES DE CONCEN-
TRAÇÃO: g/L e P%
C = d · ; como C ⇒ g/L e d ⇒ g/ml, tem-se:
C = 1000 · d ·
ou C = 10 · d · P%
RELAÇÃO ENTRE AS UNIDADES DE CONCEN-
TRAÇÃO: mol/L e P%
 ⋅ M1 = 1000 ⋅ d ⋅
8
Química 1
►	 Relações entre unidades de concentração.
Soluções
MÓDULO 8
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
RELAÇÕES	ENTRE	UNIDADES
DE	CONCENTRAÇÃO
Relação entre as unidades de concentração: g/L e mol/L 
(C e )
Quando se quer fazer a converção da unidade de concen-
tração g/L para a unidade mol/L (C para ) ou da unidade de 
concentração em mol/L para a unidade g/L ( para C), pode-
se usar a relação determinada a seguir, efetuando-se o quoci-
ente entre as concentrações:
=
m1
V ⇒ = M1
C
m1
M1 · v
C ⇒ C = · M1
Exemplo	de	cálculo
Calcule a concentração em mol/L (molaridade ou concent-
ração molar), de uma solução aquosa de NaOH, cuja concent-
ração comum é igual a 8 g/L.
Dado: M(NaOH) = 40 g/mol
Resolução:
Cálculo da quantidade em mol de NaOH, correspondente a
8g:
 40g —— 1 mol
 8g ——– n
 n = 0,2 mol NaOH
Como a concentração comum é 8g/L, e 8g correspondem 
a 0,2 mol de NaOH, conclui-se que a concentração em mol/L é 
igual a 0,2 mol/L.
Outra resolução, através de fórmula:
C = · M1 ⇒ 8g · L–1 = M · 40g · mol–1
M = 0,2 mol/L
Relações	entre	unidades	de	concentração
Relação entre C e τ.
=
m1
V ⇒ = ⇒ = d
C
m1
M1 · v
C
τ
m
v
C
τ
C = d · τ ; como C ⇒ g/L e d ⇒ g/ml, tem-se:
C = 1000 · d · τ
ou C = 10 · d · P%
Relação entre e τ
 · M1 = 1000 · d · τ 
Colocando numa única expressão, tem-se:
C = · M1 = 1000 · d · τ = 10 · d · P%
Exemplo	de	cálculo
1.	 Calcule a concentração comum (concentração em g/L), de 
uma solução aquosa de NaOH, sabendo que a mesma apre-
senta densidade 1,20 g/mL e 20% em massa de NaOH.
Dado: M(NaOH) = 40 g/mol
Resolução:
Inicialmente calculamos a massa de 1L de solução:
 (d = 1,20 g/mL)
 1 mL de solução —— 1,20 g
 1000 mL de solução –– m
 m = 1200 g de solução
Agora calculamos a massa de NaOH existente em 1L de so-
lução (1200 g de solução)
 P% (NaOH) = 20%
 100 g de solução —— 20 g de NaOH
 1200 g de solução —– x
 x = 240 g de NaOH
ou
 100% —— 1200 g
 20% ——– y
 y = 240 g de NaOH
Conclui-se, então, que existem 240 g de NaOH em 1200 g 
de solução (1L de solução), logo C = 240 g/L.
Outra	resolução	(através	de	fórmulas)
Cálculo do título em massa:
P% = 100 ⋅ τ
20 = 100 ⋅ τ
 τ = 0,2
Cálculo da concentração comum (g/L):
C = 1000 ⋅ d ⋅ τ
C = 1000 ⋅ 1,2 ⋅ 0,2
 C = 240 g/L
=
m1
M1 · v ⇒ = ⇒ ∙ M1 = d ∙ τ m1
m
τ
d
M1
τ
C
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
=
m1
V
m1
m
⇒ C
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
m
v=
C
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo damassa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
⇒ = d
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
=
m1
M1 ⋅ v 
m1
m
⇒ dM1
= ⇒
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
⋅ M1 = d ⋅
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igualao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
Colocando numa única expressão, tem-se:
C = · M1 = 1000 · d · = 10 · d · P%
Exemplo de cálculo
Calcule a concentração comum (concentração em g/L), 
de uma solução aquosa de NaOH, sabendo que a mesma 
apresenta densidade 1,20 g/mL e 20% em massa de NaOH.
Dado: M(NaOH) = 40 g/mol
Resolução:
Inicialmente calculamos a massa de 1L de solução: 
 (d = 1,20 g/mL)
 1 mL de solução —— 1,20 g
 1000 mL de solução –– m
 m = 1200 g de solução
Agora calculamos a massa de NaOH existente em 1L 
de solução (1200 g de solução)
P% (NaOH) = 20%
 100 g de solução —— 20 g de NaOH
 1200 g de solução —– x
 x = 240 g de NaOH
ou
 100% —— 1200 g
 20% ——– y
 y = 240 g de NaOH
Conclui-se, então, que existem 240 g de NaOH em 
1200 g de solução (1L de solução), logo C = 240 g/L.
Outra resolução (através de fórmulas)
Cálculo do título em massa:
P% = 100 ⋅
20 = 100 ⋅
 = 0,2
Cálculo da concentração comum (g/L):
C = 1000 ⋅ d ⋅
C = 1000 ⋅ 1,2 ⋅ 0,2
C = 240 g/L
--------------------------------------------------------------------
------------------------------------------------------------------------
------------------------------------------------------------------------
------------------------------------------------------------------------
------------------------------------------------------------------------
------------------------------------------------------------------------
------------------------------------------------------------------------
------------------------------------------------------------------------
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1 ⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
6 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
Numa segunda resolução, podemos calcular a massa de 
2 mols de NaOH.
1 mol de NaOH —— 40 g
2 mols de NaOH —— 80 g
Como = 2 mol/L, conclui-se que em 1 L de solução, tem-
-se 80 g de NaOH.
Agora, calculemos a massa de NaOH em 0,2 L (200 cm3):
1 L de solução —–— 80 g de NaOH
0,2 L de solução ——– m ⇒ m = 16 g de NaOH
{
{
{
{
{
{
Terceira resolução:
Através de fórmula: m1 = ?
 = 2 mol/L
 V = 200 cm3 = 0,2 L
 M1 = 40 g/mol
 = –––– ⇒ = ––––––
2 mol/L = ––––––––––––––– ⇒ m1 = 16 g de NaOH
n1
V
m1
40 g ⋅ mol–1 ⋅ 0,2 L
m1
M1⋅ V
PORCENTAGEM EM MASSA DE SOLUTO (P%)
TÍTULO EM MASSA ( )
Título em massa ( ) ou fração em massa
É igual ao quociente entre a massa de soluto e a massa da 
solução. 
 
 = –––––––––––––––– (0 < < 1)
 = –––– . Como m = m1 + m2, temos:
 = –––––––––
Pode-se dizer que a fração em massa ( ), corresponde à 
massa de soluto existente em 1 g de solução.
Percentagem em massa de soluto (P%)
P% = 100 · 
massa de soluto
massa da solução
m1
m
m1
m1 + m2
Exemplos de cálculo:
1. Calcule o título de uma solução e a percentagem em massa 
de soluto nesta solução, que apresenta 40 g de NaC em 
160 g de H2O.
Resolução:
Cálculo da massa da solução:
40 g de NaC + 160 g de H2O = 200 g
Cálculo da massa de soluto (NaC) em 1 g de solução:
200 g de solução —— 40 g de NaC
 1 g de solução —— x ⇒ x = 0,2 g de NaC
Logo, = 0,2.
Cálculo da percentagem em massa de soluto na solução:
 200 g de solução —— 40 g de NaC
 100 g de solução —— y ⇒ y = 20 g de NaC
m1
m1 + m2
40 g
40 g + 16 g
Logo, P% = 20%
Ou então:
200 g —— 100%
 40 g —— P% ⇒ P% = 20%
Outra resolução, através de fórmulas:
 = –––– ⇒ = ––––––––
 = –––––––––– ⇒ = 0,2
P% = 100 · 
P% = 100 · 0,2 ⇒ P% = 20%
m1
m
{
m1
m1 + m2
30 g
30 g + m2
2. Calcule a massa de água numa solução aquosa que apre-
senta 30 g de NaOH, sabendo-se que a percentagem de 
soluto nesta solução, é igual a 15%.
Resolução:
Inicialmente, calcularemos a massa total da solução. Note 
que a mesma apresenta 30 g de soluto, e que correspondem a 
15% (a solução corresponde a 100%).
15% —— 30 g
100% —— x ⇒ x = 200 g
Agora, faremos o cálculo da massa de solvente (H2O):
m (soluto) + m (H2O) = m (solução)
30 g + m (H2O) = 200 g ⇒ m (H2O) = 170 g
Outra resolução, através de fórmulas:
P% = 100 · 
15 = 100 · ⇒ = 0,15
 = ––––––– ⇒ 0,15 = –––––––––
0,15 (30 g + m2) = 30 g
4,5 g + 0,15 m2 = 30 g
0,15 m2 = 25,5 g
Portanto, m2 = 170 g de H2O
CONCENTRAÇÃO EM PARTES POR MILHÃO (ppm)
Corresponde ao número de partes de certo componente da 
mistura, em 1 milhão de partes da mistura (106).
Pode ser expresso de formas diferentes.
Exemplo:
ppm = ––––––––
ppm = –––––––––––––––––––––––––––
m1 (mg)
m (kg)
massa do soluto (mg) 
massa da solução (kg = 106 mg)
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
02
DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES
Diluir uma solução, significa diminuir a sua concentra-
ção, que pode ser feito, adicionando solvente ou retirando 
soluto.
Exemplos de cálculo
1. Uma solução aquosa de NaC, de concentração 90 g/L 
e volume 200 mL, foi diluída através da adição de 400 mL 
de água. Calcule a concentração da solução resultante.
Resolução:
Inicialmente, calculamos a massa de NaC existente em 
200 mL de solução (C = 90 g/L)
 1 L de solução —— 90 g de NaC
 0,2 mL de solução – x
 x = 18 g NaC
Após a adição de 400 mLde H2O, tem-se: 600 mL de 
solução e 18 g de NaC (Note que a massa de NaC não se 
altera com a diluição). Então fica:
 600 mL de solução —––– 18 g de NaC
 1000 mL de solução –––– y
 y = 30 g
Logo, C(FINAL) = 30 g/L
Outra resolução, através de fórmula:
CV = C’V’
90 g/L · 200 mL = C’ · 600 mL
C’ = 30 g/L
2. Uma solução aquosa de HC, de concentração 
0,8 mol/L e volume igual a 20 mL, foi diluída através da 
adição de água, até que sua concentração atingisse o valor 
de 0,2 mol/L.
Calcule o volume de água adicionado à solução inicial.
Resolução:
Inicialmente, faremos o cálculo da quantidade em mol 
de HC existente em 20 mL de solução 0,8 mol/L:
 1 L de solução —— 0,8 mol de HC
 0,02 L de solução — x
 x = 16 · 10–3 mol de HC
Q
UÍ
M
IC
A 
1
11
C
iê
nc
ia
s 
da
 N
at
ur
ez
a 
e 
su
as
 T
ec
no
lo
gi
as
Química 1
►	 Diluição de soluções;
►	 Mistura de soluções de mesmo soluto;
►	 Mistura de soluções de solutos diferentes.
Soluções
MÓDULO 9
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
2.		 Uma solução aquosa de HC, de concentração 0,8 mol/L e 
volume igual a 20 mL, foi diluída através da adição de água, 
até que sua concentração atingisse o valor de 0,2 mol/L. 
Calcule o volume de água adicionado à solução inicial.
Resolução:
Inicialmente, faremos o cálculo da quantidade em mol de 
HC existente em 20 mL de solução 0,8 mol/L:
 1 L de solução —— 0,8 mol de HC
 0,02 L de solução — x
 x = 16 · 10–3 mol de HC
Observe que esta quantidade de matéria permanece cons-
tante, após a diluição.
Agora, faremos o cálculo do volume da solução resultante, 
cuja concentração é igual a 0,2 mol/L, e que contém 16 · 10–3 
mol de HC:
 0,2 mol de HC —— 1 L de solução
 16 · 10–3 mol de HC — V
V(FINAL) = 8 · 10
–2 L ⇒ VF = 80 mL
Logo, o volume de H2O adicionado à solução inicial, foi de 
60 mL de H2O (80 mL – 20 mL)
Outra resolução, através de fórmula:
 · V = ’ · V’
(antes) (depois)
0,8 mol/L · 20 mL = 0,2 mol/L · V’
V’ = 80 mL de solução
V = VF – Vi
V = 80 mL – 20 mL
V = 60 mL
MISTURA	DE	SOLUÇÕES	DE	MESMO	SOLUTO
Solução 1 + Solução 2 ⇒ Solução resultante
 ⇓ ⇓ ⇓
(H2O)
(H2O)
(H2O)
16 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES
Diluir uma solução, significa diminuir a sua concentração, 
que pode ser feito, adicionando solvente ou retirando soluto.
Cálculo da concentração comum (g/L):
C = 1000 ⋅ d ⋅ τ
C = 1000 ⋅ 1,2 ⋅ 0,2
 C = 240 g/L
Exemplos de cálculo
1. Uma solução aquosa de NaC, de concentração 90 g/L e 
volume 200 mL, foi diluída através da adição de 400 mL de 
água. Calcule a concentração da solução resultante.
Resolução:
Inicialmente, calculamos a massa de NaC existente em 200 
mL de solução (C = 90 g/L)
1 L de solução —— 90 g de NaC
0,2 mL de solução – x
x = 18 g NaC
Após a adição de 400 mL de H2O, tem-se: 600 mL de solu-
ção e 18 g de NaC (Note que a massa de NaC não se altera 
com a diluição). Então, fica:
600 mL de solução —– 18 g de NaC
1000 mL de solução — y
y = 30 g
Logo, C(FINAL) = 30 g/L
Outra resolução, através de fórmula:
CV = C’V’
90 g/L · 200 mL = C’ · 600 mL
C’ = 30 g/L
2. Uma solução aquosa de HC, de concentração 0,8 mol/L e 
volume igual a 20 mL, foi diluída através da adição de água, 
até que sua concentração atingisse o valor de 0,2 mol/L. Cal-
cule o volume de água adicionado à solução inicial.
Resolução:
Inicialmente, faremos o cálculo da quantidade em mol de 
HC existente em 20 mL de solução 0,8 mol/L:
1 L de solução —— 0,8 mol de HC
0,02 L de solução — x
x = 16 · 10–3 mol de HC
Observe que esta quantidade de matéria permanece cons-
tante, após a diluição.
Agora, faremos o cálculo do volume da solução resul-
tante, cuja concentração é igual a 0,2 mol/L, e que contém 
16 · 10–3 mol de HC:
0,2 mol de HC —— 1 L de solução
16 · 10–3 mol de HC — V
V(FINAL) = 8 · 10
–2 L ⇒ VF = 80 mL
Logo, o volume de H2O adicionado à solução inicial, foi de 60 
mL de H2O (80 mL – 20 mL)
Outra resolução, através de fórmula:
M · V = M’ · V’
(antes) (depois)
0,8 mol/L · 20 mL = 0,2 mol/L · V’
V’ = 80 mL de solução
V(H2O) = VF – Vi
V(H2O) = 80 mL – 20 mL
V(H2O) = 60 mL
MISTURA DE SOLUÇÕES DE MESMO SOLUTO
Solução 1 + Solução 2 ⇒ Solução resultante
 ⇓ ⇓ ⇓
 m’1 C’ m”1 C” m1 C
 n’1 ’ n”1 ” n1 
C’ = ––––––
m’1
V’
C’ = ––––––
m’’1
V’’
C’ = ––––––
m1
V
Exemplo de Cálculo:
1. Juntam-se duas soluções aquosas de mesmo soluto: 200 
mL de solução aquosa 0,5 mol/L de NaOH com 400 mL de 
solução aquosa de NaOH de concentração 0,2 mol/L.
Calcule a concentração da solução resultante.
Resolução:
Inicialmente, calculamos a quantidade em mol de NaOH em 
cada uma das soluções aquosas.
{
{
{ Para a solução resultante, tem-se: m’1 = C · VComo m1 = m’1 + m”1, temos:
C · V = C’ · V’ + C” · V”
De forma análogo, temos:
 · V = ’ · V’ + ” · V”
m1 = C · Vm’1 = C’ · V’ m”1 = C” · V”
16 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES
Diluir uma solução, significa diminuir a sua concentração, 
que pode ser feito, adicionando solvente ou retirando soluto.
Cálculo da concentração comum (g/L):C = 1000 ⋅ d ⋅ τ
C = 1000 ⋅ 1,2 ⋅ 0,2
 C = 240 g/L
Exemplos de cálculo
1. Uma solução aquosa de NaC, de concentração 90 g/L e 
volume 200 mL, foi diluída através da adição de 400 mL de 
água. Calcule a concentração da solução resultante.
Resolução:
Inicialmente, calculamos a massa de NaC existente em 200 
mL de solução (C = 90 g/L)
1 L de solução —— 90 g de NaC
0,2 mL de solução – x
x = 18 g NaC
Após a adição de 400 mL de H2O, tem-se: 600 mL de solu-
ção e 18 g de NaC (Note que a massa de NaC não se altera 
com a diluição). Então, fica:
600 mL de solução —– 18 g de NaC
1000 mL de solução — y
y = 30 g
Logo, C(FINAL) = 30 g/L
Outra resolução, através de fórmula:
CV = C’V’
90 g/L · 200 mL = C’ · 600 mL
C’ = 30 g/L
2. Uma solução aquosa de HC, de concentração 0,8 mol/L e 
volume igual a 20 mL, foi diluída através da adição de água, 
até que sua concentração atingisse o valor de 0,2 mol/L. Cal-
cule o volume de água adicionado à solução inicial.
Resolução:
Inicialmente, faremos o cálculo da quantidade em mol de 
HC existente em 20 mL de solução 0,8 mol/L:
1 L de solução —— 0,8 mol de HC
0,02 L de solução — x
x = 16 · 10–3 mol de HC
Observe que esta quantidade de matéria permanece cons-
tante, após a diluição.
Agora, faremos o cálculo do volume da solução resul-
tante, cuja concentração é igual a 0,2 mol/L, e que contém 
16 · 10–3 mol de HC:
0,2 mol de HC —— 1 L de solução
16 · 10–3 mol de HC — V
V(FINAL) = 8 · 10
–2 L ⇒ VF = 80 mL
Logo, o volume de H2O adicionado à solução inicial, foi de 60 
mL de H2O (80 mL – 20 mL)
Outra resolução, através de fórmula:
M · V = M’ · V’
(antes) (depois)
0,8 mol/L · 20 mL = 0,2 mol/L · V’
V’ = 80 mL de solução
V(H2O) = VF – Vi
V(H2O) = 80 mL – 20 mL
V(H2O) = 60 mL
MISTURA DE SOLUÇÕES DE MESMO SOLUTO
Solução 1 + Solução 2 ⇒ Solução resultante
 ⇓ ⇓ ⇓
 m’1 C’ m”1 C” m1 C
 n’1 ’ n”1 ” n1 
C’ = ––––––
m’1
V’
C’ = ––––––
m’’1
V’’
C’ = ––––––
m1
V
Exemplo de Cálculo:
1. Juntam-se duas soluções aquosas de mesmo soluto: 200 
mL de solução aquosa 0,5 mol/L de NaOH com 400 mL de 
solução aquosa de NaOH de concentração 0,2 mol/L.
Calcule a concentração da solução resultante.
Resolução:
Inicialmente, calculamos a quantidade em mol de NaOH em 
cada uma das soluções aquosas.
{
{
{ Para a solução resultante, tem-se: m’1 = C · VComo m1 = m’1 + m”1, temos:
C · V = C’ · V’ + C” · V”
De forma análogo, temos:
 · V = ’ · V’ + ” · V”
m1 = C · Vm’1 = C’ · V’ m”1 = C” · V”
DILUIÇÃO	DE	SOLUÇÕES
Diluir uma solução, significa diminuir a sua concentração, 
que pode ser feito, adicionando solvente ou retirando soluto.
Exemplos	de	cálculo
1.		 Uma solução aquosa de NaC, de concentração 90 g/L e 
volume 200 mL, foi diluída através da adição de 400 mL de 
água. Calcule a concentração da solução resultante.
Resolução:
Inicialmente, calculamos a massa de NaC existente em 200 
mL de solução (C = 90 g/L)
 1 L de solução —— 90 g de NaC
 0,2 mL de solução – x
 x = 18 g NaC
Após a adição de 400 mL de H2O, tem-se: 600 mL de solu-
ção e 18 g de NaC (Note que a massa de NaC não se altera 
com a diluição). Então, fica:
 600 mL de solução —– 18 g de NaC
 1000 mL de solução — y
 y = 30 g
Logo, C(FINAL) = 30 g/L
Outra	resolução,	através	de	fórmula:
CV = C’V’
90 g/L · 200 mL = C’ · 600 mL
C’ = 30 g/L
Observe que esta quantidade de matéria permanece 
constante, após a diluição.
Agora, faremos o cálculo do volume da solução resul-
tante, cuja concentração é igual a 0,2 mol/L, e que contém 
16 · 10–3 mol de HC:
 0,2 mol de HC —––— 1 L de solução
 16 · 10–3 mol de HC — V
 V(FINAL) = 8 · 10
–2 L ⇒ VF = 80 mL
Logo, o volume de H2O adicionado à solução inicial, foi 
de 60 mL de H2O (80 mL – 20 mL)
Outra resolução, através de fórmula:
 · V = ’ · V’
(antes) (depois)
0,8 mol/L · 20 mL = 0,2 mol/L · V’
V’ = 80 mL de solução
V = VF – Vi
V = 80 mL – 20 mL
V = 60 mL
MISTURA DE SOLUÇÕES DE MESMO SOLUTO
Solução 1 + Solução 2 ⇒ Solução resultante
 ⇓ ⇓ ⇓
Para a solução resultante, tem-se: m’1 = C · V
Como m1 = m’1 + m”1, temos:
 C · V = C’ · V’ + C” · V”
De forma análoga, temos:
 · V = ’ · V’ + ” · V”
Exemplo de Cálculo:
 1. Juntam-se duas soluções aquosas de mesmo soluto: 
200mL de solução aquosa 0,5 mol/L de NaOH com 
400 mL de solução aquosa de NaOH de concentração 
0,2 mol/L.
Calcule a concentração da solução resultante.
Resolução:
Inicialmente, calculamos a quantidade em mol de NaOH 
em cada uma das soluções aquosas.
1ª solução: v = 200 mL
 M = 0,5 mol/L
 1 L de solução —— 0,5 mol de NaOH
 0,2 L de solução —– A
 A = 0,1 mol de NaOH
(H2O)
(H2O)
(H2O)
Q
U
ÍM
IC
A
 1
11
C
iê
nc
ia
s 
da
 N
at
ur
ez
a 
e 
su
as
 T
ec
no
lo
gi
as
Química 1
►	 Diluição de soluções;
►	 Mistura de soluções de mesmo soluto;
►	 Mistura de soluções de solutos diferentes.
Soluções
MÓDULO 9
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
2.		 Uma solução aquosa de HC, de concentração 0,8 mol/L e 
volume igual a 20 mL, foi diluída através da adição de água, 
até que sua concentração atingisse o valor de 0,2 mol/L. 
Calcule o volume de água adicionado à solução inicial.
Resolução:
Inicialmente, faremos o cálculo da quantidade em mol de 
HC existente em 20 mL de solução 0,8 mol/L:
 1 L de solução —— 0,8 mol de HC
 0,02 L de solução — x
 x = 16 · 10–3 mol de HC
Observe que esta quantidade de matéria permanece cons-
tante, após a diluição.
Agora, faremos o cálculo do volume da solução resultante, 
cuja concentração é igual a 0,2 mol/L, e que contém 16 · 10–3 
mol de HC:
 0,2 mol de HC —— 1 L de solução
 16 · 10–3 mol de HC — V
V(FINAL) = 8 · 10
–2 L ⇒ VF = 80 mL
Logo, o volume de H2O adicionado à solução inicial, foi de 
60 mL de H2O (80 mL – 20 mL)
Outra resolução, através de fórmula:
 · V = ’ · V’
(antes) (depois)
0,8 mol/L · 20 mL = 0,2 mol/L · V’
V’ = 80 mL de solução
V = VF – Vi
V = 80 mL – 20 mL
V = 60 mL
MISTURA	DE	SOLUÇÕES	DE	MESMO	SOLUTO
Solução 1 + Solução 2 ⇒ Solução resultante
 ⇓ ⇓ ⇓
(H2O)
(H2O)
(H2O)
16 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES
Diluir uma solução, significa diminuir a sua concentração, 
que pode ser feito, adicionando solvente ou retirando soluto.
Cálculo da concentração comum (g/L):
C = 1000 ⋅ d ⋅ τ
C = 1000 ⋅ 1,2 ⋅ 0,2
 C = 240 g/L
Exemplos de cálculo
1. Uma solução aquosa de NaC, de concentração 90 g/L e 
volume 200 mL, foi diluída através da adição de 400 mL de 
água. Calcule a concentração da solução resultante.
Resolução:
Inicialmente, calculamos a massa de NaC existente em 200 
mL de solução (C = 90 g/L)
1 L de solução —— 90 g de NaC
0,2 mL de solução – x
x = 18 g NaC
Após a adição de 400 mL de H2O, tem-se: 600 mL de solu-
ção e 18 g de NaC (Note que a massa de NaC não se altera 
com a diluição). Então, fica:
600 mL de solução —– 18 g de NaC
1000 mL de solução — y
y = 30 g
Logo, C(FINAL) = 30 g/L
Outra resolução, através de fórmula:
CV = C’V’
90 g/L · 200 mL = C’ · 600 mL
C’ = 30 g/L
2. Uma solução aquosa de HC, de concentração 0,8 mol/L e 
volume igual a 20 mL, foi diluída através da adição de água, 
até que sua concentração atingisse o valor de 0,2 mol/L. Cal-
cule o volume de água adicionado à solução inicial.
Resolução:
Inicialmente, faremos o cálculo da quantidade em mol de 
HC existente em 20 mL de solução 0,8 mol/L:
1 L de solução —— 0,8 mol de HC
0,02 L de solução — x
x = 16 · 10–3 mol de HC
Observe que esta quantidade de matéria permanece cons-
tante, após a diluição.
Agora, faremos o cálculo do volume da solução resul-
tante, cuja concentração é igual a 0,2 mol/L, e que contém 
16 · 10–3 mol de HC:
0,2 mol de HC —— 1 L de solução
16 · 10–3 mol de HC — V
V(FINAL) = 8 · 10
–2 L ⇒ VF = 80 mL
Logo, o volume de H2O adicionado à solução inicial, foi de 60 
mL de H2O (80 mL – 20 mL)
Outra resolução, através de fórmula:
M · V = M’ · V’
(antes) (depois)
0,8 mol/L ·20 mL = 0,2 mol/L · V’
V’ = 80 mL de solução
V(H2O) = VF – Vi
V(H2O) = 80 mL – 20 mL
V(H2O) = 60 mL
MISTURA DE SOLUÇÕES DE MESMO SOLUTO
Solução 1 + Solução 2 ⇒ Solução resultante
 ⇓ ⇓ ⇓
 m’1 C’ m”1 C” m1 C
 n’1 ’ n”1 ” n1 
C’ = ––––––
m’1
V’
C’ = ––––––
m’’1
V’’
C’ = ––––––
m1
V
Exemplo de Cálculo:
1. Juntam-se duas soluções aquosas de mesmo soluto: 200 
mL de solução aquosa 0,5 mol/L de NaOH com 400 mL de 
solução aquosa de NaOH de concentração 0,2 mol/L.
Calcule a concentração da solução resultante.
Resolução:
Inicialmente, calculamos a quantidade em mol de NaOH em 
cada uma das soluções aquosas.
{
{
{ Para a solução resultante, tem-se: m’1 = C · VComo m1 = m’1 + m”1, temos:
C · V = C’ · V’ + C” · V”
De forma análogo, temos:
 · V = ’ · V’ + ” · V”
m1 = C · Vm’1 = C’ · V’ m”1 = C” · V”
16 Química 1 - 2ª Série do Ensino Médio - 2019
DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES
Diluir uma solução, significa diminuir a sua concentração, 
que pode ser feito, adicionando solvente ou retirando soluto.
Cálculo da concentração comum (g/L):
C = 1000 ⋅ d ⋅ τ
C = 1000 ⋅ 1,2 ⋅ 0,2
 C = 240 g/L
Exemplos de cálculo
1. Uma solução aquosa de NaC, de concentração 90 g/L e 
volume 200 mL, foi diluída através da adição de 400 mL de 
água. Calcule a concentração da solução resultante.
Resolução:
Inicialmente, calculamos a massa de NaC existente em 200 
mL de solução (C = 90 g/L)
1 L de solução —— 90 g de NaC
0,2 mL de solução – x
x = 18 g NaC
Após a adição de 400 mL de H2O, tem-se: 600 mL de solu-
ção e 18 g de NaC (Note que a massa de NaC não se altera 
com a diluição). Então, fica:
600 mL de solução —– 18 g de NaC
1000 mL de solução — y
y = 30 g
Logo, C(FINAL) = 30 g/L
Outra resolução, através de fórmula:
CV = C’V’
90 g/L · 200 mL = C’ · 600 mL
C’ = 30 g/L
2. Uma solução aquosa de HC, de concentração 0,8 mol/L e 
volume igual a 20 mL, foi diluída através da adição de água, 
até que sua concentração atingisse o valor de 0,2 mol/L. Cal-
cule o volume de água adicionado à solução inicial.
Resolução:
Inicialmente, faremos o cálculo da quantidade em mol de 
HC existente em 20 mL de solução 0,8 mol/L:
1 L de solução —— 0,8 mol de HC
0,02 L de solução — x
x = 16 · 10–3 mol de HC
Observe que esta quantidade de matéria permanece cons-
tante, após a diluição.
Agora, faremos o cálculo do volume da solução resul-
tante, cuja concentração é igual a 0,2 mol/L, e que contém 
16 · 10–3 mol de HC:
0,2 mol de HC —— 1 L de solução
16 · 10–3 mol de HC — V
V(FINAL) = 8 · 10
–2 L ⇒ VF = 80 mL
Logo, o volume de H2O adicionado à solução inicial, foi de 60 
mL de H2O (80 mL – 20 mL)
Outra resolução, através de fórmula:
M · V = M’ · V’
(antes) (depois)
0,8 mol/L · 20 mL = 0,2 mol/L · V’
V’ = 80 mL de solução
V(H2O) = VF – Vi
V(H2O) = 80 mL – 20 mL
V(H2O) = 60 mL
MISTURA DE SOLUÇÕES DE MESMO SOLUTO
Solução 1 + Solução 2 ⇒ Solução resultante
 ⇓ ⇓ ⇓
 m’1 C’ m”1 C” m1 C
 n’1 ’ n”1 ” n1 
C’ = ––––––
m’1
V’
C’ = ––––––
m’’1
V’’
C’ = ––––––
m1
V
Exemplo de Cálculo:
1. Juntam-se duas soluções aquosas de mesmo soluto: 200 
mL de solução aquosa 0,5 mol/L de NaOH com 400 mL de 
solução aquosa de NaOH de concentração 0,2 mol/L.
Calcule a concentração da solução resultante.
Resolução:
Inicialmente, calculamos a quantidade em mol de NaOH em 
cada uma das soluções aquosas.
{
{
{ Para a solução resultante, tem-se: m’1 = C · VComo m1 = m’1 + m”1, temos:
C · V = C’ · V’ + C” · V”
De forma análogo, temos:
 · V = ’ · V’ + ” · V”
m1 = C · Vm’1 = C’ · V’ m”1 = C” · V”
DILUIÇÃO	DE	SOLUÇÕES
Diluir uma solução, significa diminuir a sua concentração, 
que pode ser feito, adicionando solvente ou retirando soluto.
Exemplos	de	cálculo
1.		 Uma solução aquosa de NaC, de concentração 90 g/L e 
volume 200 mL, foi diluída através da adição de 400 mL de 
água. Calcule a concentração da solução resultante.
Resolução:
Inicialmente, calculamos a massa de NaC existente em 200 
mL de solução (C = 90 g/L)
 1 L de solução —— 90 g de NaC
 0,2 mL de solução – x
 x = 18 g NaC
Após a adição de 400 mL de H2O, tem-se: 600 mL de solu-
ção e 18 g de NaC (Note que a massa de NaC não se altera 
com a diluição). Então, fica:
 600 mL de solução —– 18 g de NaC
 1000 mL de solução — y
 y = 30 g
Logo, C(FINAL) = 30 g/L
Outra	resolução,	através	de	fórmula:
CV = C’V’
90 g/L · 200 mL = C’ · 600 mL
C’ = 30 g/L
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
03
2ª solução: v = 400 mL
 M = 0,2 mol/L
 1 L de solução —— 0,2 mol NaOH
 0,4 L de solução —– B
 B = 0,08 mol de NaOH
Então, na solução resultante da mistura, teremos 
0,18 mol de NaOH (0,1 mol + 0,08 mol) e volume igual a 
600 mL.
Agora, faremos o cálculo da solução resultante:
 0,6 L de solução —— 0,18 mol NaOH
 1,0 L de solução —— R
 R = 0,3 mol de NaOH
Então, tem-se: = 0,3 mol/L
Logo, (FINAL) = 0,3 mol/L
Outra resolução, através de fórmula:
 F · VF = ’ · V’ + ” · V”
 F · 600mL = 0,5 mol/L · 200 mL + 0,2 mol/L · 400 mL
 F = (100 + 80 / 600) mol/L
 F = 0,3 mol/L
E X E R C Í C I O S P R O P O S TO S
01. Uma solução apresenta concentração 10g/L em relação 
ao NaOH. Calcule a concentração em mol/L.
06. (PUC/MG) Uma solução de brometo de cálcio a 10 g/L 
apresenta uma concentração, em mol/L, igual a:
a) 0,08. d) 0,2.
b) 0,02. e) 0,5.
c) 0,05.
02. (UNICAMP) Num refrigerante do tipo “cola”, a análise 
química determinou uma concentração de íons fosfato 
(PO3– 4 ) igual a 0,15g/L. Qual a concentração de fosfato, 
em mol/L nesse refrigerante?
03. Uma solução aquosa de C6H12O6 apresenta concentração 
0,4mol/L. Calcule a concentração em g/L.
04. Uma solução aquosa de H2SO4 apresenta concentração 
24,5g/L. Calcule a concentração em mol/L.
05. Qual é a molaridade de uma solução de ácido clorídrico 
que apresenta concentração igual a 146 g/L?
 (Massas atômicas: H = 1; C = 35,5)
07. O conteúdo do ácido acético no vinagre é de, aproxi-
madamente, 3% em massa. Sabendo-se que a massa 
molecular do ácido acético é 60u e que a densidade do 
vinagre é 1,0 g/ mL, calcular:
a) A concentração em g/L do ácido acético no vinagre.
b) A concentração em mol/L do ácido acético no vina-
gre.
08. Uma solução aquosa de ácido sulfúrico, H2SO4, apre-
senta 75% em massa de H2SO4 e densidade igual a 
1,7 g/mL. Calcular a concentração dessa solução:
a) em g/mL.
b) em mol/L.
09. (VUNESP-FAMECA) A presença de 70 mg de fenol por 
litro de solução é tóxica para populações microbianas, o 
que significa que a presença de fenol, de fórmula mole-
cular C6H5OH, em efluentes industriais pode ser preju-
dicial para a biodegradação de poluentes orgânicos. Em 
um efluente industrial foi encontrado o dobro do limite 
de toxicidade do fenol para micróbios, o que correspon-
de a uma concentração, em mol ⋅ L–1, igual a:
a) 1,5 ⋅ 10–1. d) 4,0 ⋅ 10–4.
b) 8,0 ⋅ 10–4. e) 1,5 ⋅ 10–3.
c) 8,0 ⋅ 10–1.
10. (PUC/MG) O rótulo de uma determinada água mine-
ral distribuída para o consumo informa que ela contém 
0,05 mg/L de íons fluoreto. Nessa água, qual o valor da 
concentração de íons fluoreto expressa em mol/L?
11. (Cesgranrio/RJ) Num exame laboratorial, foi recolhida 
uma amostra de sangue, sendo o plasma separado dos 
eritrócitos, ou seja, deles isolado antes que qualquer mo-
dificação fosse feita na concentração de gás carbônico. 
Sabendo-se que a concentração de CO2, neste plasma, 
foi de 0,025 mol/L, essa mesma concentração, em g/L, é 
de:
a) 1.760. d) 1,1.
b) 6 ⋅ 10–4. e) 0,70.
c) 2,2.
13. (UFRGS/RS) No processo de fluoretação de água para 
abastecimento de cidades, a concentração recomendada 
de fluoreto é da ordem de 5,0 ⋅ 10–5 mol/L. Se a substân-
cia utilizada é o NaF, sua concentração em mg/L deve 
ser aproximadamente:
a) 0,95. d) 5,0 ⋅ 102. 
b) 2,1. e) 8,4 ⋅ 102. 
c) 4,2.
12. (FGV/SP) A água de abastecimento urbano, depois 
de passar pela estação de tratamento de água (ETA), 
deve conter quantidade de “cloro residual” na forma de 
HCO.A análise de uma amostra de água tratada à saída 
de uma ETA revelou uma concentração de HCO igual 
a 2,0 ⋅ 10–5 mol/L Qual o valor desta concentração em 
mg/L?
 Dados H = 1u; C = 35,5u e O = 16u
14. (VUNESP) Um aditivo para radiadores de automóveis 
é composto de uma solução aquosa de etilenoglicol. 
Sabendo que em um frasco de 500 mL dessa solução 
existem cerca de 5 mol de etilenoglicol (C2H6O2), a con-
centração comum dessa solução, em g/L, é:
a) 0,010. d) 310.
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
19. Aspartame é um edulcorante artificial (adoçante dieté-
tico) que apresenta potencial adoçante 200 vezes maior 
que o açúcar comum, permitindo seu uso em pequenas 
quantidades. Muito usado pela indústria alimentícia, 
principalmente nos refrigerantes diet, tem valor energé-
tico que corresponde a 4 calorias/grama. É contraindica-
do a portadores de fenilcetonúria, uma doença genética 
rara que provoca o acúmulo da fenilalanina no organis-
mo, causando retardo mental. O IDA (índice diário acei-
tável) desse adoçante é 40 mg/kg de massa corpórea.
 Disponível em: http://boaspraticasfarmaceuticas.
blogspot.com. Acesso em: 27 fev. 2012.
 Com base nas informações do texto, a quantidade máxi-
ma recomendada de aspartame, em mol, que uma pessoa 
de 70 kg de massa corporal pode ingerir por dia é mais 
próxima de
 (Dado: massa molar do aspartame = 294 g/mol)
04
15. (UFRGS) Os químicos no passado utilizaram muito o 
benzeno como solvente. Atualmente o uso de benzeno 
é restrito, pois sabe-se que ele é cancerígeno. O limite 
tolerado de exposição ao benzeno é de 3,2 mg por metro 
cúbico de ar.
 Essa concentração é equivalente a:
a) 4,1 ⋅ 10–8 mol/L. d) 2,2 ⋅ 10–3% em massa.
b) 0,041 mol/L. e) 0,022% em massa.
c) 2,2 ⋅ 10–5 mol/L. 
(Dado: massa molar do benzeno = 78 g/mol.)
16. (PUC/PR) A solução aquosa de NaOH (soda cáustica) é 
um produto químico muito utilizado. Uma determinaa 
indústria necessiotu usar uma solução com 20% em uma 
massa de hidróxido de sódio, que apresenta uma densi-
dade de 1,2 kg/L (dados: M(Na) = 23,0 g/mol; M(O) = 
16,0 g/mol; M(H) = 1,0 g/mol. Qual a molaridade dessa 
solução?
a) 12 M. d) 2 M.
b) 6 M. e) 1 M.
c) 3 M. 
17. (FUVEST) Uma dada solução aquosa de hidróxido de 
sódio contém 24% em massa de NaOH. Sendo a den-
sidade da solução 1,25 g/mL, sua concentração em g/L 
será, aproximadamente, igual a :
a) 300. d) 80.
b) 240. e) 1.
c) 125.
18. Uma solução aquosa de ácido nítrico, HNO3, apresen-
ta 63% em massa de HNO3 e tem densidade igual a 
1,4 g/mL. Calcule a concentração dessa solução:
a) em g/L.
b) em mol/L.
20. 0,5L de solução 20g/L foram diluídos pela adição de 
1,5L de água. Qual a concentração em g/L, da solução 
resultante?
21. 2L de solução 0,4mol/L foram diluídos pela adição de 
6L de água. Qual a concentração, em mol/L, da solução 
resultante?
22. 4L de solução de concentração 0,8mol/L são diluídos 
pela adição de água, até que sua concentração atinja o 
valor de 0,2mol/L. Qual o volume de água adicionado?
23. Considerando que 150 mL de solução de glicose, cuja 
concentração é igual a 270 g/L, foram diluídos para 450 
mL de solução, calcule o valor da concentração final.
a) 90 g/L.
b) 810 g/L.
c) 30 g//L.
d) 300 g/L.
e) 135 g/L.
a) 1,3 × 10−4. d) 2,6.
b) 9,5 × 10−3. e) 823.
c) 4 × 10−2.
24. Para diluir 100 mL de solução de HC 1,8 mol/L de 
modo que a concentração diminua para 0,3 mol/L, você 
deverá adicionar:
a) 600 mL de água. d) 300 mL de água.
b) 500 mL de água. e) 200 mL de água.
c) 400 mL de água.
25. Que volume de água deve ser adicionado a 50 mL de so-
lução de CaC2, de concentração 0,4 g/L, para que haja 
diminuição a 0,02 g/L?
a) 950 mL. d) 1050 mL.
b) 1000 mL. e) 550 mL.
c) 800 mL.
26. Calcule a concentração, em g/L da solução obtida pela 
adição de 100mL de solução de NaC de concentração 
20g/L, a 100mL de solução de NaC de concentração 
40g/L.
28. Calcule a concentração, em g/L, da solução obtida pela 
adição de 200mL de solução de HC de concentração 
40g/L, a 400mL de solução de HC de concentração 
17,5g/L.
27. Calcule a concentração em g/L, da solução obtida pela 
adição de 150mL de solução de NaOH de concentração 
30g/L, a 450 mL de solução 60g/L.
b) 0,62. e) 620.
c) 3,1.
(Dado: massa molar do C2H6O2 = 62 g/mol)
29. (FEI/SP) Calcule a concentração em mol/L da solução 
obtida pela adição de 250 mL de solução de H2SO4 
1 mol/L e 600 mL de solução de H2SO4 0,05 mol/L.
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
36. (EEMAUÁ-SP) Tem-se uma solução 0,4 mol/L de um 
ácido que se deseja transformar em solução 0,5 mol/L 
05
31. (FUVEST/SP) Se adicionarmos 80 mL de água a 
20 mL de uma solução 0,20 mol/L de Hidróxido de Po-
tássio, KOH, obteremos uma solução de concentração 
em mol/L igual a:
a) 0,010 mol/L.
b) 0,020 mol/L.
c) 0,25 mol/L.
d) 0,040 mol/L.
e) 0,050 mol/L.
34. (PUC/SP) Ao se prepararem 2 litros de uma solução de 
ácido sulfúrico, foram gastos 19,6 g do referido ácido. 
Calcule:
a) a molaridade da solução.
b) a molaridade obtida pela evaporação dessa solução 
até que o volume final seja de 80 mL.
30. (VUNESP/SP) Pipetaram-se 100 mL de uma solução 
aquosa de NaOH de concentração 1,0 mol/L. Em segui-
da adicionou-se água suficiente para atingir o volume 
final de 500 mL. Qual a concentração da solução resul-
tante em mol/L?
32. (VUNESP) Na preparação de 500mL de uma solução 
aquosa de H2SO4 de concentração 3mol/L, a partir de 
uma solução de concentração 15 mol/L do ácido, deve-
se diluir o seguinte volume da solução concentrada:
a) 10mL. d) 300mL.
b) 100mL. e) 450mL.
c) 150mL.
33. (UFRGS) Uma solução aquosa de ácido sulfúrico 
(H2SO4), para ser utilizada em baterias de chumbo de 
veículos automotivos, deve apresentar concentração 
igual a 4 mol/L. O volume total de uma solução adequa-
da para se utilizar nessas baterias que pode ser obtido a 
partir de 500 mL de solução de H2SO4 de concentração 
18 mol/L é igual a:
a) 0,50 L. d) 4,50 L.
b) 2,00 L. e) 9,00 L
c) 2,25 L.
35. (VUNESP) O ácido sulfúrico (H2SO4) é um líquido vis-
coso, muito corrosivo, oxidante e higroscópico. Além 
da sua utilização em baterias de automóveis, preparação 
de corantes, tintas e explosivos, este ácido pode ser uti-
lizado, 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 1,80 g/mL, sendo 98% 
m/m (massa percentual) em H2SO4.
a) Calcule a concentração, em quantidade de matéria 
(mol/L), da solução concentrada de ácido sulfúrico. 
Massa molar H2SO4 = 98 g/mol.
b) Para se preparar a solução aquosa de ácido sulfúrico 
utilizada como decapante, dilui-se 50 mL da solução 
concentrada para um volume final de 250 mL. Qual a 
concentração, em mol/L, que apresenta esta solução?
37. (VUNESP) Medicamentos, na forma de preparados in-
jetáveis, devem ser soluções isotônicas com relação aos 
fluidos celulares. O soro fisiológico, por exemplo, apre-
senta concentração de cloreto de sódio (NaC) de 0,9% 
em massa (massa do soluto por massa da solução), com 
densidade igual a 1,0 g cm–3.
a) 300
a) Dada a massa molar de NaC, em g ⋅ mol–1: 58,5, 
qual a concentração, em mol ⋅ L–1, do NaC no soro 
fisiológico? Apresente seus cálculos.
b) Quantos litros de soro fisiológico podem ser pre-
parados a partir de 1L de solução que contém 
27 g ⋅ L–1, de NaC (a concentração aproximada 
deste sal na água do mar)? Apresente seus cálculos.
38. (UFAC) Qual a molaridade de uma solução de hidróxido 
de sódio formada pela mistura de 60 mL de solução a 
5 mol/L com 300 mL de solução a 2 mol/L?
a) 1,5 mol/L. d) 3,5 mol/L.
b) 2,0 mol/L. e) 5,0 mol/L.
c) 2,5 mol/L.
39. (UFES/ES) Misturando-se 60,0 mL de solução de HC 
de concentração 2,0 mol/L com 40,0 mL de solução de 
HC de concentração 4,5 mol/L,obtém-se uma solução 
de HC de concentração, em gramas por litro (g/L), 
igual a :
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
06
01. Uma solução aquosa apresenta concentração igual a 
24,5 g/L em relação ao H3PO4.
 Calcule a concentração dessa solução em mol/L.
 Dado: Massa molar ao H3PO4 = 98 g/mol.
02. Uma solução aquosa de CaBr2 apresenta concentração 
igual a 0,4 mol/L. Calcule a concentração dessa solução 
em g/L.
 Dado: Massa molar do CaBr2 = 200 g/mol.
03. Uma solução aquosa de NaOH apresenta 20% de soluto 
e densidade igual a 1,2 g/cm3.
 Calcule:
a) A concentração em g/L.
b) A concentração em mol/L.
04. Uma solução aquosa de H2SO4 apresenta densidade 
igual a 1,225 g/mL e percentagem de H2SO4 igual a 
40%.
 Dado: Massa molar do H2SO4 = 98 g/mol.
 Calcule:
a) A concentração em g/L.
b) A concentração em mol/L.
E X E R C Í C I O S CO M P L E M E N TA R E S
05. Uma solução aquosa de HC, de concentração igual a 
40 g/L e volume 300 mL, foi diluído através da adição 
de 900 mL de água. Calcule a concentração da solução 
resultante em g/L.
06. Uma solução aquosa de H3PO4, de concentração igual 
a 0,8 mol/L, apresenta volume de 200 mL, foi diluída, 
através da adição de água até que sua concentração atin-
gisse o valor de 0,2 mol/L. Calcule o volume de água 
adicionado à solução inicial.
07. Calcule a concentração da solução resultante da mistura 
de 300 mL de solução aquosa 0,6 mol/L de NaOH com 
500 mL de solução aquosa 0,2 mol/L de NaOH.
G A B A R I TO
01. 0,25 mol/L 02. 1,58 ⋅ 10–3 mol/L
03. 72 g/L 04. 0,25 mol/L 
05. 4 mol/L 06. Alternativa C 
07. a)30 g/L b) 0,50 mol/L
08. a) 1,275 ⋅ 106 mg/L b) 13 mol/L 
09. Alternativa E 10. 2,63 ⋅ 10–6 mol/L 
11. Alternativa D 12. 1,05 mg/L 
13. Alternativa B 14. Alternativa E. 
15. Alternativa A 16. Alternativa B
17. Alternativa A 
18. a) 882 g/L b) 14 mol/L
19. Alternativa B 20. 5 g/L
21. 0,1 mol/L 22. 12 L
23. Alternativa A 24. Alternativa B
25. Alternativa A 26. 30 g/L
27. 52,5 g/L 28. 25 g/L
29. 0,33 mol/L 30. 0,20 mol/L
31. Alternativa D 32. Alternativa B
33. Alternativa C 
34. a) 0,1 mol/L b) 0,25 mol/L
35. a) 18 mol/L b) 3,6 mol/L
36. 12,5 mL 
37. a) No soro, temos:
 0,9 soluto 100 g solução
 0,9 soluto 100 mL solução
 a) 16% 
 b) C1V1 = C2V2
 9 ⋅ V1 = 27 ⋅ 1L
 V1 = 3L
 Podem ser preparados 3L de soro.
38. Alternativa C 39. 109,5 g/L
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
PROPRIEDADES COLIGATIVAS
R E S U M O
CONTEÚDO 4
01
PRESSÃO DE VAPOR (PV )
Pressão máxima de vapor de um líquido é a pressão 
exercida por seus vapores (vapores saturados) quando estes 
estão em equilíbrio dinâmico com o líquido.
Existem dois fatores que influem na pressão de vapor:
a) Influência da temperatura
⇒ aumentando-se a temperatura, as partículas do líquido
se agitam mais, logo, o líquido evapora mais in-
tensamente, produzindo então maior pressão de vapor 
(> T → > PV)
b) Influência da natureza do líquido
⇒ líquidos mais voláteis que a água, como o álcool etí-
lico e o éter etílico, evaporam-se mais intensamente, resul-
tando maiores pressões de vapor, à mesma temperatura. As 
curvas desses líquidos estão acima da curva de pressão de 
vapor da água. O inverso ocorre com líquidos menos volá-
teis que a água.
DIAGRAMA DE FASES
O gráfico representado à seguir é chamado diagrama de 
fases ou diagrama de estados.
Uma substância entra em ebulição, quando sua pressão 
de vapor se iguala à pressão que está sendo exercida sobre 
a sua superfície (em recipiente aberto: pressão atmosférica 
do local).
Quanto maior a altitude, menor a pressão atmosférica, 
logo, menor a temperatura de ebulição da substância.
Quanto mais fraca a interação intermolecular, maior a 
pressão de vapor, portanto, menor o ponto de ebulição, en-
tão, mais volátil é a substância.
Líquidos diferentes, quando em ebulição em recipientes
Química 1
Q
U
ÍM
IC
A
 1
1
C
iê
nc
ia
s 
da
 N
at
ur
ez
a 
e 
su
as
 T
ec
no
lo
gi
as
►	 Pressão de vapor e propriedades coligativas;
►		Tonometria;
►		Ebuliometria;
Propriedades	Coligativas
MÓDULO 10
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
►		Criometria;
►		Osmometria.
Pressão	de	Vapor	(PV)
Pressão máxima de vapor de um líquido é a pressão exer-
cida por seus vapores (vapores saturados) quando estes estão 
em equilíbrio dinâmico com o líquido.
Existem dois fatores que influem na pressão de vapor:
a) Influência da temperatura
⇒ aumentando-se a temperatura, as partículas do lí-
quido se agitam mais, logo, o líquido evapora mais in-
tensamente, produzindo então maior pressão de vapor 
(> T → > PV)
b) Influência da natureza do líquido
⇒ líquidos mais voláteis que a água, como o álcool etílico e 
o éter etílico, evaporam-se mais intensamente, resultando maio-
res pressões de vapor, à mesma temperatura. As curvas desses 
líquidos estão acima da curva de pressão de vapor da água. O 
inverso ocorre com líquidos menos voláteis que a água.
Diagrama	de	Fases
O gráfico representado à seguir é chamado diagrama de fa-
ses ou diagrama de estados.
Uma substância entra em ebulição, quando sua pressão 
de vapor se iguala à pressão que está sendo exercida sobre 
PROPRIEDADES	COLIGATIVAS
⇒ dependem somente do número de partículas dispersas.
São elas: tonometria, ebuliometria, criometria e osmometria.
• Tonometria (Tonoscopia)
⇒ é o estudo do abaixamento da pressão de vapor de um 
líquido, que é ocasionado pela dissolução de um soluto 
não volátil.
Quanto maior o número de partículas dispersas, maior o 
abaixamento da Pv, então, menor a Pv.
> [ ] ⇒ > ↓ Pv ⇒ < Pv
Ebuliometria	(Ebulioscopia)
⇒ Corresponde ao aumento da temperatura de ebulição de 
um solvente (líquido), causado pela dissolução de um 
soluto não volátil.
A elevação da temperatura de ebulição (Te) é mais acen-
tuada, quanto maior for o número de partículas dispersas.
a sua superfície (em recipiente aberto: pressão atmosférica 
do local).
Quanto maior a altitude, menor a pressão atmosférica, 
logo, menor a temperatura de ebulição da substância.
Quanto mais fraca a interação intermolecular, maior a pres-
são de vapor, portanto, menor o ponto de ebulição, então, mais 
volátil é a substância.
Líquidos diferentes, quando em ebulição em recipientes 
abertos num mesmo local, apresentam a mesma pressão de 
vapor (que é igual à pressão atmosférica do local), no entanto, 
as temperaturas de ebulição são diferentes (líquido mais vo-
látil: < Te).
Química 1
Q
U
ÍM
IC
A
 1
1
C
iê
nc
ia
s 
da
 N
at
ur
ez
a 
e 
su
as
 T
ec
no
lo
gi
as
►	 Pressão de vapor e propriedades coligativas;
►		Tonometria;
►		Ebuliometria;
Propriedades	Coligativas
MÓDULO 10
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
►		Criometria;
►		Osmometria.
Pressão	de	Vapor	(PV)
Pressão máxima de vapor de um líquido é a pressão exer-
cida por seus vapores (vapores saturados) quando estes estão 
em equilíbrio dinâmico com o líquido.
Existem dois fatores que influem na pressão de vapor:
a) Influência da temperatura
⇒ aumentando-se a temperatura, as partículas do lí-
quido se agitam mais, logo, o líquido evapora mais in-
tensamente, produzindo então maior pressão de vapor 
(> T → > PV)
b) Influência da natureza do líquido
⇒ líquidos mais voláteis que a água, como o álcool etílico e 
o éter etílico, evaporam-se mais intensamente, resultando maio-
res pressões de vapor, à mesma temperatura. As curvas desses 
líquidos estão acima da curva de pressão de vapor da água. O 
inverso ocorre com líquidos menos voláteis que a água.
Diagrama	de	Fases
O gráfico representado à seguir é chamado diagrama de fa-
ses ou diagrama de estados.
Uma substância entra em ebulição, quando sua pressão 
de vapor se iguala à pressão que está sendo exercida sobre 
PROPRIEDADES	COLIGATIVAS
⇒ dependem somente do número de partículas dispersas.
São elas: tonometria, ebuliometria, criometria e osmometria.
• Tonometria (Tonoscopia)
⇒ é o estudodo abaixamento da pressão de vapor de um 
líquido, que é ocasionado pela dissolução de um soluto 
não volátil.
Quanto maior o número de partículas dispersas, maior o 
abaixamento da Pv, então, menor a Pv.
> [ ] ⇒ > ↓ Pv ⇒ < Pv
Ebuliometria	(Ebulioscopia)
⇒ Corresponde ao aumento da temperatura de ebulição de 
um solvente (líquido), causado pela dissolução de um 
soluto não volátil.
A elevação da temperatura de ebulição (Te) é mais acen-
tuada, quanto maior for o número de partículas dispersas.
a sua superfície (em recipiente aberto: pressão atmosférica 
do local).
Quanto maior a altitude, menor a pressão atmosférica, 
logo, menor a temperatura de ebulição da substância.
Quanto mais fraca a interação intermolecular, maior a pres-
são de vapor, portanto, menor o ponto de ebulição, então, mais 
volátil é a substância.
Líquidos diferentes, quando em ebulição em recipientes 
abertos num mesmo local, apresentam a mesma pressão de 
vapor (que é igual à pressão atmosférica do local), no entanto, 
as temperaturas de ebulição são diferentes (líquido mais vo-
látil: < Te).
abertos num mesmo local, apresentam a mesma pressão 
de vapor (que é igual à pressão atmosférica do local), no 
entanto,as temperaturas de ebulição são diferentes (líquido 
mais volátil: < Te).
PROPRIEDADES COLIGATIVAS
⇒ dependem somente do número de partículas dispersas.
São elas: tonometria, ebuliometria, criometria e 
osmometria.
• TONOMETRIA (TONOSCOPIA)
⇒ é o estudo do abaixamento da pressão de vapor de 
um líquido, que é ocasionado pela dissolução de um soluto 
não volátil.
Quanto maior o número de partículas dispersas, maior o 
abaixamento da Pv, então, menor a Pv.
> [ ] ⇒ > ↓ Pv ⇒ < Pv
EBULIOMETRIA (EBULIOSCOPIA)
⇒ Corresponde ao aumento da temperatura de ebulição 
de um solvente (líquido), causado pela dissolução de um so-
luto não volátil.
A elevação da temperatura de ebulição (Te) é mais acen-
tuada, quanto maior for o número de partículas dispersas.
t0 = Te do solvente puro
t = Te do solvente na solução
Δt = t – t0 (aumento da Te)
Química 1
Q
U
ÍM
IC
A
 1
1
C
iê
nc
ia
s 
da
 N
at
ur
ez
a 
e 
su
as
 T
ec
no
lo
gi
as
►	 Pressão de vapor e propriedades coligativas;
►		Tonometria;
►		Ebuliometria;
Propriedades	Coligativas
MÓDULO 10
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
►		Criometria;
►		Osmometria.
Pressão	de	Vapor	(PV)
Pressão máxima de vapor de um líquido é a pressão exer-
cida por seus vapores (vapores saturados) quando estes estão 
em equilíbrio dinâmico com o líquido.
Existem dois fatores que influem na pressão de vapor:
a) Influência da temperatura
⇒ aumentando-se a temperatura, as partículas do lí-
quido se agitam mais, logo, o líquido evapora mais in-
tensamente, produzindo então maior pressão de vapor 
(> T → > PV)
b) Influência da natureza do líquido
⇒ líquidos mais voláteis que a água, como o álcool etílico e 
o éter etílico, evaporam-se mais intensamente, resultando maio-
res pressões de vapor, à mesma temperatura. As curvas desses 
líquidos estão acima da curva de pressão de vapor da água. O 
inverso ocorre com líquidos menos voláteis que a água.
Diagrama	de	Fases
O gráfico representado à seguir é chamado diagrama de fa-
ses ou diagrama de estados.
Uma substância entra em ebulição, quando sua pressão 
de vapor se iguala à pressão que está sendo exercida sobre 
PROPRIEDADES	COLIGATIVAS
⇒ dependem somente do número de partículas dispersas.
São elas: tonometria, ebuliometria, criometria e osmometria.
• Tonometria (Tonoscopia)
⇒ é o estudo do abaixamento da pressão de vapor de um 
líquido, que é ocasionado pela dissolução de um soluto 
não volátil.
Quanto maior o número de partículas dispersas, maior o 
abaixamento da Pv, então, menor a Pv.
> [ ] ⇒ > ↓ Pv ⇒ < Pv
Ebuliometria	(Ebulioscopia)
⇒ Corresponde ao aumento da temperatura de ebulição de 
um solvente (líquido), causado pela dissolução de um 
soluto não volátil.
A elevação da temperatura de ebulição (Te) é mais acen-
tuada, quanto maior for o número de partículas dispersas.
a sua superfície (em recipiente aberto: pressão atmosférica 
do local).
Quanto maior a altitude, menor a pressão atmosférica, 
logo, menor a temperatura de ebulição da substância.
Quanto mais fraca a interação intermolecular, maior a pres-
são de vapor, portanto, menor o ponto de ebulição, então, mais 
volátil é a substância.
Líquidos diferentes, quando em ebulição em recipientes 
abertos num mesmo local, apresentam a mesma pressão de 
vapor (que é igual à pressão atmosférica do local), no entanto, 
as temperaturas de ebulição são diferentes (líquido mais vo-
látil: < Te).
2
t0 = Te do solvente puro
t = Te do solvente na solução
∆t = t – t0 (aumento da Te)
Osmometria
⇒ É o estudo e a medição da pressão osmótica das solu-
ções.
Alguns	conceitos:
– Difusão: é o movimento espontâneo entre partículas de 
substâncias diferentes, que se misturam dando origem a 
uma solução.
– Membrana semipermeável ideal é a que permite a pas-
sagem do solvente e impede a passagem do soluto.
Classificação das soluções: tendo duas soluções, à mesma 
temperatura, com pressões osmóticas pA e pB, dizemos que:
• a solução A é hipertônica em relação à B, quando 
pA > pB.
• a solução A é isotônica em relação à B (igual tonicidade), 
quando pA = pB.
• A solução A é hipotônica em relação à B, quando 
pA < pB.
NOTA: O sangue humano tem várias substâncias dissolvi-
das, que lhe conferem uma pressão osmótica da ordem de 7,8 
atm. O soro fisiológico injetado nas veias dos pacientes deve ser 
isotônico em relação ao sangue.
Exemplo	de	resolução:
01. Considere as soluções a seguir:
A. NaC; 0,4 mol/L
B. C6H12O6; 0,7 mol/L
C. CaC2; 0,3 mol/L
D. A2(SO4)3; 0,2 mol/L
 Coloque as soluções acima em ordem crescente de:
I. Pressão de vapor
II. Temperatura de ebulição
III. Temperatura de congelação
IV. Pressão osmótica
 Resolução:
I. D < C < A < B, pois quanto maior a [ ], maior o efeito 
coligativo, ou seja, maior o abaixamento da Pv.
A. NaC(aq) —→ Na
+
(aq) + C
–
(aq)
 0,4 mol/L 0,4 mol/L 0,4 mol/L
 0,8 mol/L
B. C6H12O6(aq) —→ C6H12O6(aq)
 0,7 mol/L 0,7 mol/L
 
C. CaC2(aq) —→ Ca
2+
(aq) + 2C
–
(aq)
 0,3 mol/L 0,3 mol/L 0,6 mol/L
 0,9 mol/L
{
{
{C. A2(SO4)3(aq) —→ 2A3+(aq) + 3SO2–4(aq) 0,2 mol/L 0,4 mol/L 0,6 mol/L
 1,0 mol/L
II. B < A < C < D (> [ ] : > ↑ Te)
III. D < C < A < B (> [ ] : > ↓ Tc)
IV. B < A < C < D (> [ ] : > ↑ π)
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
02
CRIOMETRIA (CRIOSCOPIA)
⇒ Corresponde à diminuição da temperatura de conge-
lamento do solvente, que é ocasionado pela adição de um 
soluto não volátil.
OSMOMETRIA (OSMOSCOPIA)
⇒ É o estudo e a medição da pressão osmótica das 
soluções.
Quanto maior o número de partículas dissolvidas (maior 
concentração), maior a pressão osmótica (
Alguns conceitos:
– Difusão: é o movimento espontâneo entre partículas 
de substâncias diferentes, que se misturam dando origem a 
uma solução.
– Membrana semipermeável ideal é a que permite a pas-
sagem do solvente e impede a passagem do soluto.
Classificação das soluções: tendo duas soluções, à 
mesma temperatura, com pressões osmóticas pA e pB, di-
zemos que:
• a solução A é hipertônica em relação à B, quando 
p(A) > p(B). 
• a solução A é isotônica em relação à B (igual tonici-
dade), quando p(A) = p(B). 
• A solução A é hipotônica em relação à B, quando 
p(A) < p(B).
NOTA: O sangue humano tem várias substâncias dissol-
vidas, que lhe conferem uma pressão osmótica da ordem de 
7,8 atm. O soro fisiológico injetado nas veias dos pacientes 
deve ser isotônico em relação ao sangue.
Exemplo de resolução:
01. Considere as soluções a seguir:
A. NaC; 0,4 mol/L
B. C6H12O6; 0,7 mol/L
C. CaC2; 0,3 mol/L
D. A2(SO4 )3; 0,2 mol/L
Coloque as soluções acima em ordem crescente de:
I. Pressão de vapor
II. Temperaturade ebulição
2
t0 = Te do solvente puro
t = Te do solvente na solução
∆t = t – t0 (aumento da Te)
Osmometria
⇒ É o estudo e a medição da pressão osmótica das solu-
ções.
Alguns	conceitos:
– Difusão: é o movimento espontâneo entre partículas de 
substâncias diferentes, que se misturam dando origem a 
uma solução.
– Membrana semipermeável ideal é a que permite a pas-
sagem do solvente e impede a passagem do soluto.
Classificação das soluções: tendo duas soluções, à mesma 
temperatura, com pressões osmóticas pA e pB, dizemos que:
• a solução A é hipertônica em relação à B, quando 
pA > pB.
• a solução A é isotônica em relação à B (igual tonicidade), 
quando pA = pB.
• A solução A é hipotônica em relação à B, quando 
pA < pB.
NOTA: O sangue humano tem várias substâncias dissolvi-
das, que lhe conferem uma pressão osmótica da ordem de 7,8 
atm. O soro fisiológico injetado nas veias dos pacientes deve ser 
isotônico em relação ao sangue.
Exemplo	de	resolução:
01. Considere as soluções a seguir:
A. NaC; 0,4 mol/L
B. C6H12O6; 0,7 mol/L
C. CaC2; 0,3 mol/L
D. A2(SO4)3; 0,2 mol/L
 Coloque as soluções acima em ordem crescente de:
I. Pressão de vapor
II. Temperatura de ebulição
III. Temperatura de congelação
IV. Pressão osmótica
 Resolução:
I. D < C < A < B, pois quanto maior a [ ], maior o efeito 
coligativo, ou seja, maior o abaixamento da Pv.
A. NaC(aq) —→ Na
+
(aq) + C
–
(aq)
 0,4 mol/L 0,4 mol/L 0,4 mol/L
 0,8 mol/L
B. C6H12O6(aq) —→ C6H12O6(aq)
 0,7 mol/L 0,7 mol/L
 
C. CaC2(aq) —→ Ca
2+
(aq) + 2C
–
(aq)
 0,3 mol/L 0,3 mol/L 0,6 mol/L
 0,9 mol/L
{
{
{C. A2(SO4)3(aq) —→ 2A3+(aq) + 3SO2–4(aq) 0,2 mol/L 0,4 mol/L 0,6 mol/L
 1,0 mol/L
II. B < A < C < D (> [ ] : > ↑ Te)
III. D < C < A < B (> [ ] : > ↓ Tc)
IV. B < A < C < D (> [ ] : > ↑ π)
III. Temperatura de congelação
IV. Pressão osmótica
Resolução:
I. D < C < A < B, pois quanto maior a [ ], maior o efeito 
coligativo, ou seja, maior o abaixamento da Pv.
A. NaC(aq) Na 
+
(aq) + C 
–
(aq)
 0,4 mol/L 0,4 mol/L 0,4 mol/L
 0,8 mol/L
B. C6H12O6(aq) C6H12O6(aq)
 0,7 mol/L 0,7 mol/L
C. CaC2(aq) Ca
2+
(aq) + 2C 
–
(aq)
 0,3 mol/L 0,3 mol/L 0,6 mol/L
 0,9 mol/L
D. A2(SO4)3(aq) 2A
3+
(aq) + 3SO
2–
4(aq)
 0,2 mol/L 0,4 mol/L 0,6 mol/L
 1,0 mol/L
II. B < A < C < D (> [ ] : > ↑ Te)
III. D < C < A < B (> [ ] : > ↓ Tc)
IV. B < A < C < D (> [ ] : > ↑ π)
01. (FUVEST/SP) As curvas de pressão de vapor de éter 
dietílico (A) e etanol (B) são dadas acima.
a) Quais os pontos de ebulição destas substâncias 
na cidade de São Paulo (Pressão Atmosférica = 
700mmHg)?
b) A 500mm de Hg e 50°C, qual é o estado físico de 
cada uma dessas substâncias? Justifique.
E X E R C Í C I O S P R O P O S TO S
Q
U
ÍM
IC
A
 1
3
C
iê
nc
ia
s 
da
 N
at
ur
ez
a 
e 
su
as
 T
ec
no
lo
gi
as
ATIVIDADE I
01.	(FUVEST/SP) As curvas de pressão de vapor de éter dietíli-
co (A) e etanol (B) são dadas acima.
a) Quais os pontos de ebulição destas substâncias na cida-
de de São Paulo (Pressão Atmosférica = 700mmHg)?
b) A 500mm de Hg e 50°C, qual é o estado físico de cada 
uma dessas substâncias? Justifique.
02.	(CESGRANRIO/RJ) Devido a sua altitude, a pressão atmos-
férica no topo do Pico da Bandeira é menor do que 1 atm. 
Entretanto, ao nível do mar, pode ser considerada igual a 1 
atm. Assinale a alternativa correta.
 Em um recipiente aberto:
a) A água entra em ebulição a 100°C, tanto no topo do Pico 
da Bandeira como ao nível do mar.
b) A temperatura de ebulição da água é maior do que 100°C 
no Pico da Bandeira.
c) A temperatura de ebulição da água é menor do que 
100°C no Pico da Bandeira.
d) A temperatura de ebulição da água é maior do que 100°C 
ao nível do mar.
e) A temperatura de ebulição da água é menor do que 
100°C ao nível do mar.
Pergunta-se:
a) Sob pressão de 1,0 atm, qual a temperatura de ebulição 
de cada um desses líquidos?
b) Qual dos líquidos apresenta maior pressão de vapor a 
50ºC e qual o valor aproximado dessa pressão?
03.	(UNICAMP-SP) As pressões de vapor dos líquidos A e B, 
em função da temperatura, estão representadas no gráfico. 
 No topo do Monte Everest a água entra em ebulição a 76°C. 
Consultanto o gráfico, qual deve ser o ponto de ebulição do 
éter dietílico no mesmo local? Justifique.
04.	(VUNESP-SP)
Considerando a pressão de 1 atmosfera:
a) A que temperatura cada substância entrará em ebuli-
ção?
b) Qual é o efeito da adição de um soluto não volátil sobre 
a pressão de vapor das substâncias?
05.	(VUNESP) A variação das pressões de vapor do HCC3 e 
C2H5C com a temperatura é mostrada no gráfico:
a) I, II e III. 
b) I, III e II. 
c) II, III e I.
d) II, I e III.
e) III, II e I.
06.	(UFSCAR) As curvas de pressão de vapor, em função de 
temperatura, para um solvente puro, uma solução concen-
trada e uma solução diluída são apresentadas na figura.
 Considerando que as soluções foram preparadas com o 
mesmo soluto não volátil, pode-se afirmar que as curvas do 
solvente puro, da solução concentrada e da solução diluída 
são, respectivamente:
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
03
02. (CESGRANRIO/RJ) Devido a sua altitude, a pressão at-
mosférica no topo do Pico da Bandeira é menor do que 
1 atm. Entretanto, ao nível do mar, pode ser considerada 
igual a 1 atm. Assinale a alternativa correta.
 Em um recipiente aberto:
a) A água entra em ebulição a 100°C, tanto no topo do 
Pico da Bandeira como ao nível do mar.
b) A temperatura de ebulição da água é maior do que 
100°C no Pico da Bandeira.
c) A temperatura de ebulição da água é menor do que 
100°C no Pico da Bandeira.
d) A temperatura de ebulição da água é maior do que 
100°C ao nível do mar.
e) A temperatura de ebulição da água é menor do que 
100°C ao nível do mar.
05. ((UF-ES) O gráfico representa as variações de pressão 
de vapor dos líquidos A, B e C em função da temperatu-
ra. Após análise do gráfico pode-se afirmar que:
03. (UNICAMP-SP) As pressões de vapor dos líquidos A 
e B, em função da temperatura, estão representadas no 
gráfico.
 Pergunta-se:
a) Sob pressão de 1,0 atm, qual a temperatura de ebuli-
ção de cada um desses líquidos?
b) Qual dos líquidos apresenta maior pressão de vapor a 
50ºC e qual o valor aproximado dessa pressão?
Q
U
ÍM
IC
A
 1
3
C
iê
nc
ia
s 
da
 N
at
ur
ez
a 
e 
su
as
 T
ec
no
lo
gi
as
ATIVIDADE I
01.	(FUVEST/SP) As curvas de pressão de vapor de éter dietíli-
co (A) e etanol (B) são dadas acima.
a) Quais os pontos de ebulição destas substâncias na cida-
de de São Paulo (Pressão Atmosférica = 700mmHg)?
b) A 500mm de Hg e 50°C, qual é o estado físico de cada 
uma dessas substâncias? Justifique.
02.	(CESGRANRIO/RJ) Devido a sua altitude, a pressão atmos-
férica no topo do Pico da Bandeira é menor do que 1 atm. 
Entretanto, ao nível do mar, pode ser considerada igual a 1 
atm. Assinale a alternativa correta.
 Em um recipiente aberto:
a) A água entra em ebulição a 100°C, tanto no topo do Pico 
da Bandeira como ao nível do mar.
b) A temperatura de ebulição da água é maior do que 100°C 
no Pico da Bandeira.
c) A temperatura de ebulição da água é menor do que 
100°C no Pico da Bandeira.
d) A temperatura de ebulição da água é maior do que 100°C 
ao nível do mar.
e) A temperatura de ebulição da água é menor do que 
100°C ao nível do mar.
Pergunta-se:
a) Sob pressão de 1,0 atm, qual a temperatura de ebulição 
de cada um desses líquidos?
b) Qual dos líquidos apresenta maior pressão de vapor a 
50ºC e qual o valor aproximado dessa pressão?
03.	(UNICAMP-SP) As pressões de vapor dos líquidos A e B, 
em função da temperatura, estão representadas no gráfico. 
 No topo do Monte Everest a água entra emebulição a 76°C. 
Consultanto o gráfico, qual deve ser o ponto de ebulição do 
éter dietílico no mesmo local? Justifique.
04.	(VUNESP-SP)
Considerando a pressão de 1 atmosfera:
a) A que temperatura cada substância entrará em ebuli-
ção?
b) Qual é o efeito da adição de um soluto não volátil sobre 
a pressão de vapor das substâncias?
05.	(VUNESP) A variação das pressões de vapor do HCC3 e 
C2H5C com a temperatura é mostrada no gráfico:
a) I, II e III. 
b) I, III e II. 
c) II, III e I.
d) II, I e III.
e) III, II e I.
06.	(UFSCAR) As curvas de pressão de vapor, em função de 
temperatura, para um solvente puro, uma solução concen-
trada e uma solução diluída são apresentadas na figura.
 Considerando que as soluções foram preparadas com o 
mesmo soluto não volátil, pode-se afirmar que as curvas do 
solvente puro, da solução concentrada e da solução diluída 
são, respectivamente:
04. (VUNESP-SP)
 No topo do Monte Everest a água entra em ebulição a 76°C. 
Consultanto o gráfico, qual deve ser o ponto de ebulição do éter 
dietílico no mesmo local? Justifique.
Q
U
ÍM
IC
A
 1
3
C
iê
n
c
ia
s 
d
a
 N
at
u
re
za
 e
 s
u
a
s 
Te
c
n
o
lo
g
ia
s
ATIVIDADE I
01.	(FUVEST/SP) As curvas de pressão de vapor de éter dietíli-
co (A) e etanol (B) são dadas acima.
a) Quais os pontos de ebulição destas substâncias na cida-
de de São Paulo (Pressão Atmosférica = 700mmHg)?
b) A 500mm de Hg e 50°C, qual é o estado físico de cada 
uma dessas substâncias? Justifique.
02.	(CESGRANRIO/RJ) Devido a sua altitude, a pressão atmos-
férica no topo do Pico da Bandeira é menor do que 1 atm. 
Entretanto, ao nível do mar, pode ser considerada igual a 1 
atm. Assinale a alternativa correta.
 Em um recipiente aberto:
a) A água entra em ebulição a 100°C, tanto no topo do Pico 
da Bandeira como ao nível do mar.
b) A temperatura de ebulição da água é maior do que 100°C 
no Pico da Bandeira.
c) A temperatura de ebulição da água é menor do que 
100°C no Pico da Bandeira.
d) A temperatura de ebulição da água é maior do que 100°C 
ao nível do mar.
e) A temperatura de ebulição da água é menor do que 
100°C ao nível do mar.
Pergunta-se:
a) Sob pressão de 1,0 atm, qual a temperatura de ebulição 
de cada um desses líquidos?
b) Qual dos líquidos apresenta maior pressão de vapor a 
50ºC e qual o valor aproximado dessa pressão?
03.	(UNICAMP-SP) As pressões de vapor dos líquidos A e B, 
em função da temperatura, estão representadas no gráfico. 
 No topo do Monte Everest a água entra em ebulição a 76°C. 
Consultanto o gráfico, qual deve ser o ponto de ebulição do 
éter dietílico no mesmo local? Justifique.
04.	(VUNESP-SP)
Considerando a pressão de 1 atmosfera:
a) A que temperatura cada substância entrará em ebuli-
ção?
b) Qual é o efeito da adição de um soluto não volátil sobre 
a pressão de vapor das substâncias?
05.	(VUNESP) A variação das pressões de vapor do HCC3 e 
C2H5C com a temperatura é mostrada no gráfico:
a) I, II e III. 
b) I, III e II. 
c) II, III e I.
d) II, I e III.
e) III, II e I.
06.	(UFSCAR) As curvas de pressão de vapor, em função de 
temperatura, para um solvente puro, uma solução concen-
trada e uma solução diluída são apresentadas na figura.
 Considerando que as soluções foram preparadas com o 
mesmo soluto não volátil, pode-se afirmar que as curvas do 
solvente puro, da solução concentrada e da solução diluída 
são, respectivamente:
4
07.	(ALFENAS-MG) O gráfico a seguir representa a variação da 
pressão de vapor em função da temperatura para a água e 
para soluções aquosas de um mesmo soluto não volátil em 
diferentes concentrações:
Qual das seguintes afirmações está errada?
a) A curva III corresponde à solução menos concentrada.
b) A curva I corresponde ao solvente puro.
c) A adição de um soluto não volátil à água faz diminuir a 
pressão de vapor.
d) A pressão de vapor aumenta com o aumento da tempe-
ratura.
e) A água ferve quando sua pressão de vapor iguala-se à 
pressão atmosférica.
a) Os pontos de ebulição dos líquidos A, B e C são iguais.
b) O líquido B apresenta o ponto de ebulição maior do que 
o líquido C.
c) O líquido A é mais volátil.
d) Na temperatura de ebulição a pressão de vapor do líqui-
do A é maior do que a pressão de vapor do líquido C.
e) Para cada temperatura a pressão de vapor do líquido B 
permanece constante.
08. (UF-ES) O gráfico representa as variações de pressão de 
vapor dos líquidos A, B e C em função da temperatura. Após 
análise do gráfico pode-se afirmar que:
10.	A água pura tem temperatura de ebulição menor que a da 
água de uma solução aquosa, pois a adição de um soluto 
não volátil ao solvente, promove o abaixamento de sua pres-
são de vapor (tonoscopia), portanto, deve-se aquecer a so-
lução a uma temperatura maior para que o solvente atinja o 
ponto de ebulição, ou seja, a adição de um soluto não volátil 
ao solvente, promove o aumento da temperatura de ebulição 
do solvente, e este fato é uma propriedade coligativa deno-
minada ebulioscopia.
 Baseado no texto acima, e nos conhecimentos sobre o as-
sunto, analise os líquidos dos ítens abaixo, e responda, res-
pectivamente:
a) Qual apresenta menor pressão de vapor, a 25ºC?
b) Qual apresenta maior pressão de vapor, a 25ºC?
c) Qual apresenta maior temperatura de ebulição, conside-
rando pressão atmosférica?
d) Coloque os líquidos em ordem crescente de pontos de 
ebulição, considerando pressão atmosférica.
 Dados os líquidos:
I. Água pura
II. Solução aquosa de sacarose 0,1 mol/L
III. Solução aquosa de sacarose 0,2 mol/L
IV. Solução aquosa de Na+C– 0,2 mol/L
11.	Considere os líquidos abaixo:
I. solução aquosa 0,1 mol/L de Na+C–.
II. solução aquosa 0,1 mol/L de C6H12O6.
III. solução aquosa 0,3 mol/L de C12H22O11.
IV. solução aquosa 0,2 mol/L de Ca2+Br–2 .
V. Água pura
 Responda:
a) Qual dos líquidos apresenta a maior pressão de vapor?
b) Qual dos líquidos apresenta a menor pressão de vapor? 
Justifique.
c) Qual dos líquidos apresenta a menor temperatura de 
ebulição?
d) Qual dos líquidos apresenta a maior temperatura de ebu-
lição? Justifique.
e) Coloque os líquidos em ordem decrescente de pressão 
de vapor.
f) Coloque os líquidos em ordem crescente de pontos de 
ebulição.
g) Coloque os líquidos em ordem crescente de abaixamen-
to de temperatura de congelamento.
h) Coloque os líquidos em ordem crescente de temperatura 
de início de congelamento.
i) Coloque os líquidos em ordem crescente de pressão os-
mótica.
09. (FUVEST) Sob mesma pressão, comparando-se as tem-
peraturas de ebulição e de congelamento de uma solução 
aquosa de áçúcar com as correspondentes para a água pura, 
têm-se:
a) valores maiores para as temperaturas referentes à solu-
ção.
b) valores menores para as temperaturas referentes à solu-
ção.
c) maior temperatura de ebulição e menor temperatura de 
congelamento para a solução.
d) menor temperatura de ebulição e maior temperatura de 
congelamento para a solução.
e) a mesma temperatura de ebulição e diferentes tempera-
turas de congelamento para a solução e a água.
a) Os pontos de ebulição dos líquidos A, B e C são 
iguais.
b) O líquido B apresenta o ponto de ebulição maior do 
que o líquido C.
c) O líquido A é mais volátil.
d) Na temperatura de ebulição a pressão de vapor do lí-
quido A é maior do que a pressão de vapor do líquido 
C.
e) Para cada temperatura a pressão de vapor do líquido 
B permanece constante.
06. (UNIUBE-MG) No gráfico, estão representadas as cur-
vas de pressão de vapor dos líquidos A e B, em função 
da temperatura.
 No topo de uma montanha, a substância A entre em ebu-
lição a 20°C e a substância B, a:
a) 50°C. d) 80°C.
b) 60°C. e) 90°C.
c) 70°C.
6
ATIVIDADE II
 No topo de uma montanha, a substância A entre em ebulição 
a 20°C e a substância B, a:
a) 50°C. 
b) 60°C. 
c) 70°C.
d) 80°C.
e) 90°C.
01.	(UNIUBE-MG) No gráfico, estão representadas as curvas de 
pressão de vapor dos líquidos A e B, em função da tempera-
tura.
02.	(UFMG) Duas panelas de pressão iguais, uma aberta e ou-
tra fechada,foram comparadas quanto às condições de co-
zimento de uma mesma quantidade de certo alimento. Am-
bas estavam ao nível do mar e à mesma temperatura foram 
submetidas à mesma fonte de aquecimento e continham a 
mesma quantidade de água. Observou-se, etnão, que:
• a água, na panela aberta, entrou em ebulição em menos 
tempo que na panela fechada;
• o cozimento do alimento foi mais rápido na panela fecha-
da que na panela aberta.
 Considerando essas obervações é incorreto afirmar que:
a) a panela fechada requer mais tempo para atingir a pres-
são atmosférica em seu interior.
b) a pressão de vapor da água em ebulição na panela fe-
chada é maior que a que a pressão atmosférica.
c) a temperatura de ebulição da água na panela fechada é 
maior que 100°C.
d) o cozimento na panela fechada se passa em temperatu-
ra mais elevada que na panela aberta.
03.	(VUNESP) A uma dada temperatura, possui a menor pres-
são de vapor a solução aquosa:
a) 0,1 mol/L de sacarose;
b) 0,2 mol/L de sacarose;
c) 0,1 mol/L de ácido clorídrico;
d) 0,2 mol/L de ácido clorídrico;
e) 0,1 mol/L de hidróxido de sódio.
 Responda:
a) Qual a curva correspondente ao solvente puro? Justifique.
b) Qual a curva correspondente à solução mais concentra-
da? Justifique.
04.	(VUNESP) Considere o gráfico abaixo que representa as 
variações das pressões máximas de vapor de um solvente 
puro e duas soluções com diferentes concentrações de um 
mesmo soluto nesse solvente, em função da temperatura.
05.	(U.E. LONDRINA/PR) Em cinco frascos contendo a mesma 
quantidade de água são adicionados, separadamente, 0,1 
mol de Sacarose, Frutose, Iodeto de Sódio, Iodeto de Po-
tássio e Iodeto de Magnésio. Qual das soluções obtidas tem 
maior temperatura de ebulição?
a) Sacarose. d) Iodeto de Potássio.
b) Frutose. e) Iodeto de Magnésio.
c) Iodeto de Sódio.
06. (VUNESP) A solução aquosa que apresenta menor ponto de 
congelação é a de:
a) CaBr2 de concentração 0,10 mol/L.
b) KBr de concentração 0,20 mol/L.
c) Na2SO4 de concentração 0,10 mol/L.
d) Glicose (C6H12O6) de concentração 0,50 mol/L.
e) HNO3 de concentração 0,30 mol/L.
07.	(UFRGS) A seguir são arroladas algumas soluções aquo-
sas de solutos iônicos ou moleculares com suas respectivas 
concentrações em mol/L.
I. NaC 0,20 mol/L
II. glicose 0,30 mol/L
III. A(NO3)3 0,25 mol/L
IV. sacarose 0,50 mol/L
V. Ca(NO3)2 0,40 mol/L
 Responda:
a) Coloque as soluções acima em ordem crescente de 
pressão de vapor.
b) Coloque as soluções acima em ordem crescente de tem-
peratura de ebulição.
c) Coloque as soluções acima em ordem crescente de tem-
peratura de congelamento.
08.	(VUNESP) Considerando-se 100mL de cada solução e dis-
sociação completa das substâncias iônicas, apresenta maior 
pressão osmótica a solução aquosa de concentração:
a) 0,010 mol/L de uma proteína não dissociada.
b) 0,500 mol/L de frutose.
c) 0,050 mol/L de cloreto de potássio.
d) 0,025 mol/L de nitrato férrico.
e) 0,100 mol/L de cloreto de cálcio.
07. (UFMG) Duas panelas de pressão iguais, uma aberta e 
outra fechada, foram comparadas quanto às condições de 
cozimento de uma mesma quantidade de certo alimento. 
Ambas estavam ao nível do mar e à mesma temperatu-
ra foram submetidas à mesma fonte de aquecimento e 
continham a mesma quantidade de água. Observou-se, 
etnão, que:
• a água, na panela aberta, entrou em ebulição em me-
nos tempo que na panela fechada;
• o cozimento do alimento foi mais rápido na panela 
fechada que na panela aberta.
 Considerando essas obervações é incorreto afirmar que:
a) a panela fechada requer mais tempo para atingir a 
pressão atmosférica em seu interior.
b) a pressão de vapor da água em ebulição na panela 
fechada é maior que a que a pressão atmosférica.
c) a temperatura de ebulição da água na panela fechada 
é maior que 100°C.
d) o cozimento na panela fechada se passa em tempera-
tura mais elevada que na panela aberta.
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
04
a) A curva III corresponde à solução menos concentra-
da.
b) A curva I corresponde ao solvente puro.
c) A adição de um soluto não volátil à água faz diminuir 
a pressão de vapor.
d) A pressão de vapor aumenta com o aumento da tem-
peratura.
e) A água ferve quando sua pressão de vapor iguala-se 
à pressão atmosférica. 
11. (FUVEST) Sob mesma pressão, comparando-se as tem-
peraturas de ebulição e de congelamento de uma solução 
aquosa de áçúcar com as correspondentes para a água 
pura, têm-se:
a) valores maiores para as temperaturas referentes à so-
lução.
b) valores menores para as temperaturas referentes à 
solução.
c) maior temperatura de ebulição e menor temperatura 
de congelamento para a solução.
d) menor temperatura de ebulição e maior temperatura 
de congelamento para a solução.
e) a mesma temperatura de ebulição e diferentes tempe-
raturas de congelamento para a solução e a água.
08. (VUNESP) A variação das pressões de vapor do HCC3 
e C2H5C com a temperatura é mostrada no gráfico:
 Considerando a pressão de 1 atmosfera:
a) A que temperatura cada substância entrará em ebuli-
ção?
b) Qual é o efeito da adição de um soluto não volátil 
sobre a pressão de vapor das substâncias?
Q
U
ÍM
IC
A
 1
3
C
iê
nc
ia
s 
da
 N
at
ur
ez
a 
e 
su
as
 T
ec
no
lo
gi
as
ATIVIDADE I
01.	(FUVEST/SP) As curvas de pressão de vapor de éter dietíli-
co (A) e etanol (B) são dadas acima.
a) Quais os pontos de ebulição destas substâncias na cida-
de de São Paulo (Pressão Atmosférica = 700mmHg)?
b) A 500mm de Hg e 50°C, qual é o estado físico de cada 
uma dessas substâncias? Justifique.
02.	(CESGRANRIO/RJ) Devido a sua altitude, a pressão atmos-
férica no topo do Pico da Bandeira é menor do que 1 atm. 
Entretanto, ao nível do mar, pode ser considerada igual a 1 
atm. Assinale a alternativa correta.
 Em um recipiente aberto:
a) A água entra em ebulição a 100°C, tanto no topo do Pico 
da Bandeira como ao nível do mar.
b) A temperatura de ebulição da água é maior do que 100°C 
no Pico da Bandeira.
c) A temperatura de ebulição da água é menor do que 
100°C no Pico da Bandeira.
d) A temperatura de ebulição da água é maior do que 100°C 
ao nível do mar.
e) A temperatura de ebulição da água é menor do que 
100°C ao nível do mar.
Pergunta-se:
a) Sob pressão de 1,0 atm, qual a temperatura de ebulição 
de cada um desses líquidos?
b) Qual dos líquidos apresenta maior pressão de vapor a 
50ºC e qual o valor aproximado dessa pressão?
03.	(UNICAMP-SP) As pressões de vapor dos líquidos A e B, 
em função da temperatura, estão representadas no gráfico. 
 No topo do Monte Everest a água entra em ebulição a 76°C. 
Consultanto o gráfico, qual deve ser o ponto de ebulição do 
éter dietílico no mesmo local? Justifique.
04.	(VUNESP-SP)
Considerando a pressão de 1 atmosfera:
a) A que temperatura cada substância entrará em ebuli-
ção?
b) Qual é o efeito da adição de um soluto não volátil sobre 
a pressão de vapor das substâncias?
05.	(VUNESP) A variação das pressões de vapor do HCC3 e 
C2H5C com a temperatura é mostrada no gráfico:
a) I, II e III. 
b) I, III e II. 
c) II, III e I.
d) II, I e III.
e) III, II e I.
06.	(UFSCAR) As curvas de pressão de vapor, em função de 
temperatura, para um solvente puro, uma solução concen-
trada e uma solução diluída são apresentadas na figura.
 Considerando que as soluções foram preparadas com o 
mesmo soluto não volátil, pode-se afirmar que as curvas do 
solvente puro, da solução concentrada e da solução diluída 
são, respectivamente:
09. (UFSCAR) As curvas de pressão de vapor, em função 
de temperatura, para um solvente puro, uma solução 
concentrada e uma solução diluída são apresentadas na 
figura. Considerando que as soluções foram preparadas 
com o mesmo soluto não volátil, pode-se afirmar que 
as curvas do solvente puro, da solução concentrada e da 
solução diluída são, respectivamente:
a) I, II e III.
b) I, III e II.
c) II, III e I.
d) II, I e III.
e) III, II e I.
Q
U
ÍM
IC
A
 1
3
C
iê
nc
ia
s 
da
 N
atur
ez
a 
e 
su
as
 T
ec
no
lo
gi
as
ATIVIDADE I
01.	(FUVEST/SP) As curvas de pressão de vapor de éter dietíli-
co (A) e etanol (B) são dadas acima.
a) Quais os pontos de ebulição destas substâncias na cida-
de de São Paulo (Pressão Atmosférica = 700mmHg)?
b) A 500mm de Hg e 50°C, qual é o estado físico de cada 
uma dessas substâncias? Justifique.
02.	(CESGRANRIO/RJ) Devido a sua altitude, a pressão atmos-
férica no topo do Pico da Bandeira é menor do que 1 atm. 
Entretanto, ao nível do mar, pode ser considerada igual a 1 
atm. Assinale a alternativa correta.
 Em um recipiente aberto:
a) A água entra em ebulição a 100°C, tanto no topo do Pico 
da Bandeira como ao nível do mar.
b) A temperatura de ebulição da água é maior do que 100°C 
no Pico da Bandeira.
c) A temperatura de ebulição da água é menor do que 
100°C no Pico da Bandeira.
d) A temperatura de ebulição da água é maior do que 100°C 
ao nível do mar.
e) A temperatura de ebulição da água é menor do que 
100°C ao nível do mar.
Pergunta-se:
a) Sob pressão de 1,0 atm, qual a temperatura de ebulição 
de cada um desses líquidos?
b) Qual dos líquidos apresenta maior pressão de vapor a 
50ºC e qual o valor aproximado dessa pressão?
03.	(UNICAMP-SP) As pressões de vapor dos líquidos A e B, 
em função da temperatura, estão representadas no gráfico. 
 No topo do Monte Everest a água entra em ebulição a 76°C. 
Consultanto o gráfico, qual deve ser o ponto de ebulição do 
éter dietílico no mesmo local? Justifique.
04.	(VUNESP-SP)
Considerando a pressão de 1 atmosfera:
a) A que temperatura cada substância entrará em ebuli-
ção?
b) Qual é o efeito da adição de um soluto não volátil sobre 
a pressão de vapor das substâncias?
05.	(VUNESP) A variação das pressões de vapor do HCC3 e 
C2H5C com a temperatura é mostrada no gráfico:
a) I, II e III. 
b) I, III e II. 
c) II, III e I.
d) II, I e III.
e) III, II e I.
06.	(UFSCAR) As curvas de pressão de vapor, em função de 
temperatura, para um solvente puro, uma solução concen-
trada e uma solução diluída são apresentadas na figura.
 Considerando que as soluções foram preparadas com o 
mesmo soluto não volátil, pode-se afirmar que as curvas do 
solvente puro, da solução concentrada e da solução diluída 
são, respectivamente:
10. (ALFENAS-MG) O gráfico a seguir representa a varia-
ção da pressão de vapor em função da temperatura para 
a água e para soluções aquosas de um mesmo soluto não 
volátil em diferentes concentrações:
 Qual das seguintes afirmações está errada?
4
07.	(ALFENAS-MG) O gráfico a seguir representa a variação da 
pressão de vapor em função da temperatura para a água e 
para soluções aquosas de um mesmo soluto não volátil em 
diferentes concentrações:
Qual das seguintes afirmações está errada?
a) A curva III corresponde à solução menos concentrada.
b) A curva I corresponde ao solvente puro.
c) A adição de um soluto não volátil à água faz diminuir a 
pressão de vapor.
d) A pressão de vapor aumenta com o aumento da tempe-
ratura.
e) A água ferve quando sua pressão de vapor iguala-se à 
pressão atmosférica.
a) Os pontos de ebulição dos líquidos A, B e C são iguais.
b) O líquido B apresenta o ponto de ebulição maior do que 
o líquido C.
c) O líquido A é mais volátil.
d) Na temperatura de ebulição a pressão de vapor do líqui-
do A é maior do que a pressão de vapor do líquido C.
e) Para cada temperatura a pressão de vapor do líquido B 
permanece constante.
08. (UF-ES) O gráfico representa as variações de pressão de 
vapor dos líquidos A, B e C em função da temperatura. Após 
análise do gráfico pode-se afirmar que:
10.	A água pura tem temperatura de ebulição menor que a da 
água de uma solução aquosa, pois a adição de um soluto 
não volátil ao solvente, promove o abaixamento de sua pres-
são de vapor (tonoscopia), portanto, deve-se aquecer a so-
lução a uma temperatura maior para que o solvente atinja o 
ponto de ebulição, ou seja, a adição de um soluto não volátil 
ao solvente, promove o aumento da temperatura de ebulição 
do solvente, e este fato é uma propriedade coligativa deno-
minada ebulioscopia.
 Baseado no texto acima, e nos conhecimentos sobre o as-
sunto, analise os líquidos dos ítens abaixo, e responda, res-
pectivamente:
a) Qual apresenta menor pressão de vapor, a 25ºC?
b) Qual apresenta maior pressão de vapor, a 25ºC?
c) Qual apresenta maior temperatura de ebulição, conside-
rando pressão atmosférica?
d) Coloque os líquidos em ordem crescente de pontos de 
ebulição, considerando pressão atmosférica.
 Dados os líquidos:
I. Água pura
II. Solução aquosa de sacarose 0,1 mol/L
III. Solução aquosa de sacarose 0,2 mol/L
IV. Solução aquosa de Na+C– 0,2 mol/L
11.	Considere os líquidos abaixo:
I. solução aquosa 0,1 mol/L de Na+C–.
II. solução aquosa 0,1 mol/L de C6H12O6.
III. solução aquosa 0,3 mol/L de C12H22O11.
IV. solução aquosa 0,2 mol/L de Ca2+Br–2 .
V. Água pura
 Responda:
a) Qual dos líquidos apresenta a maior pressão de vapor?
b) Qual dos líquidos apresenta a menor pressão de vapor? 
Justifique.
c) Qual dos líquidos apresenta a menor temperatura de 
ebulição?
d) Qual dos líquidos apresenta a maior temperatura de ebu-
lição? Justifique.
e) Coloque os líquidos em ordem decrescente de pressão 
de vapor.
f) Coloque os líquidos em ordem crescente de pontos de 
ebulição.
g) Coloque os líquidos em ordem crescente de abaixamen-
to de temperatura de congelamento.
h) Coloque os líquidos em ordem crescente de temperatura 
de início de congelamento.
i) Coloque os líquidos em ordem crescente de pressão os-
mótica.
09. (FUVEST) Sob mesma pressão, comparando-se as tem-
peraturas de ebulição e de congelamento de uma solução 
aquosa de áçúcar com as correspondentes para a água pura, 
têm-se:
a) valores maiores para as temperaturas referentes à solu-
ção.
b) valores menores para as temperaturas referentes à solu-
ção.
c) maior temperatura de ebulição e menor temperatura de 
congelamento para a solução.
d) menor temperatura de ebulição e maior temperatura de 
congelamento para a solução.
e) a mesma temperatura de ebulição e diferentes tempera-
turas de congelamento para a solução e a água.
13. Considere os líquidos abaixo:
I. solução aquosa 0,1 mol/L de Na+C–.
II. solução aquosa 0,1 mol/L de C6H12O6.
III. solução aquosa 0,3 mol/L de C12H22O11.
IV. solução aquosa 0,2 mol/L de Ca2+Br –2 .
V. Água pura
Responda:
12. A água pura tem temperatura de ebulição menor que a 
da água de uma solução aquosa, pois a adição de um 
soluto não volátil ao solvente, promove o abaixamento 
de sua pressão de vapor (tonoscopia), portanto, deve-se 
aquecer a solução a uma temperatura maior para que o 
solvente atinja o ponto de ebulição, ou seja, a adição de 
um soluto não volátil ao solvente, promove o aumento 
da temperatura de ebulição do solvente, e este fato é uma 
propriedade coligativa denominada ebulioscopia.
 Baseado no texto acima, e nos conhecimentos sobre o 
assunto, analise os líquidos dos ítens abaixo, e responda, 
respectivamente:
a) Qual apresenta menor pressão de vapor, a 25ºC?
b) Qual apresenta maior pressão de vapor, a 25ºC?
c) Qual apresenta maior temperatura de ebulição, con-
siderando pressão atmosférica?
d) Coloque os líquidos em ordem crescente de pontos 
de ebulição, considerando pressão atmosférica.
Dados os líquidos:
I. Água pura
II. Solução aquosa de sacarose 0,1 mol/L
III. Solução aquosa de sacarose 0,2 mol/L
IV. Solução aquosa de Na+C– 0,2 mol/L
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
05
14. Quando adicionamos um soluto não volátil a um sol-
vente, ocorre uma diminuição da pressão de vapor do 
mesmo (tonoscopia); um aumento da temperatura de 
ebulição do mesmo (ebulioscopia) e um abaixamento da 
temperatura de congelamento do mesmo (crioscopia).
 Baseado no texto acima e nos conhecimentos sobre o 
assunto, analise os líquidos dos ítens abaixo, e responda, 
respectivamente:
a) Qual apresenta maior pressão de vapor numa mesma 
temperatura?
b) Qual apresenta menor pressãode vapor numa mes-
ma temperatura?
c) Qual apresenta maior temperatura de ebulição, numa 
mesma pressão?
d) Qual apresenta menor temperatura de congelamen-
to?
e) Coloque os líquidos em ordem crescente de pressão 
de vapor.
f) Coloque os líquidos em ordem crescente de tempera-
tura de ebulição.
g) Coloque os líquidos em ordem crescente de pontos 
de congelamento.
h) Coloque os líquidos em ordem crescente de pressões 
osmóticas.
Dados os líquidos:
I. Solução aquosa de K+I– 0,4 mol/L
II. Solução aquosa de glicose (C6H12O6) 0,5 mol/L
III. Água pura
IV. Solução aquosa de sacarose (C12H22O11) 0,6 mol/L
V. Solução aquosa de Mg2+C–2 0,3 mol/L
16. Sabe-se que, quando se adiciona um soluto não volátil 
a um solvente, ocorrem as seguintes propriedades coli-
gativas: abaixamento da pressão de vapor do solvente 
(tonoscopia); aumento da temperatura de ebulição do 
solvente (ebulioscopia); abaixamento da temperatura de 
congelação do solvente (crioscopia), e aumento da pres-
são osmótica do solvente (osmoscopia). Sabe-se, ainda, 
que pressão osmótica é a pressão que deve ser exercida 
sobre uma solução para evitar a sua diluição pela passa-
gem de solvente puro, através de uma membrana semi
-permeável.
 Baseado no texto acima e nos conhecimentos sobre o 
assunto, analise os líquidos abaixo, e responda, respecti-
vamente:
 Dados os líquidos:
I. Solução aquosa de NaC 0,3 mol/L.
II. Solução aquosa de KBr 0,2 mol/L.
III. Solução aquosa de C6H12O6 0,7 mol/L.
IV. Solução aquosa de C12H22O11 0,5 mol/L.
V. Solução aquosa de Ca2+F–2 0,3 mol/L.
a) Coloque os líquidos em ordem crescente de pressão 
de vapor.
b) Coloque os líquidos em ordem crescente de pontos 
de ebulição.
c) Coloque os líquidos em ordem crescente de pontos 
de congelamento.
d) Coloque os líquidos em ordem crescente de pressão 
osmóstica.
e) Separando as soluções I e IV através da membrana 
semi-permeável, qual terá o seu volume aumentado 
ou seja, qual sofrerá diluição pela passagem de sol-
vente pela MSP?
17. Considere os seguintes líquidos:
I. Solução aquosa de Ca(NO3 )2 0,1 mol/L.
II. Solução aquosa de AC3 0,1 mol/L.
III. Solução aquosa de NaC 0,1 mol/L.
IV. Solução de C6H12O6 0,1 mol/L.
V. Solução de C12H22O11 0,5 mol/L.
Responda:
a) Qual dos líquidos apresenta a maior pressão de va-
por?
b) Qual dos líquidos apresenta a menor pressão de va-
por? Justifique.
c) Qual dos líquidos apresenta a menor temperatura de 
ebulição?
d) Qual dos líquidos apresenta a maior temperatura de 
ebulição? Justifique.
e) Coloque os líquidos em ordem decrescente de pres-
são de vapor.
f) Coloque os líquidos em ordem crescente de pontos 
de ebulição.
g) Coloque os líquidos em ordem crescente de abaixa-
mento de temperatura de congelamento.
h) Coloque os líquidos em ordem crescente de tempera-
tura de início de congelamento.
i) Coloque os líquidos em ordem crescente de pressão 
osmótica.
15. Considere os seguintes líquidos:
a) Solução aquosa de Na+C– 0,2 mol/L
b) Água pura
c) Solução aquosa de A3+2 (SO4)
2–
3 0,2 mol/L
d) Solução aquosa de C6H12O6 0,2 mol/L
e) Solução aquosa de C12H22O11 0,3 mol/L
Responda:
I. Qual líquido apresenta maior pressão de vapor, numa 
mesma temperatura?
II. Qual líquido apresenta maior abaixamento da pres-
são de vapor?
III. Coloque os líquidos em ordem crescente de pressão 
de vapor.
IV. Qual líquido apresenta maior ponto de ebulição?
V. Coloque os líquidos em ordem crescente de pontos 
de ebulição.
VI. Qual líquido apresenta menor temperatura de con-
gelamento?
VII. Coloque os líquidos em ordem crescente de pontos 
de congelamento.
VIII. Coloque os líquidos em ordem crescente de pres-
sões osmóticas.
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
06
18. (VUNESP) A uma dada temperatura, possui a menor 
pressão de vapor a solução aquosa:
a) 0,1 mol/L de sacarose;
b) 0,2 mol/L de sacarose;
c) 0,1 mol/L de ácido clorídrico;
d) 0,2 mol/L de ácido clorídrico;
e) 0,1 mol/L de hidróxido de sódio.
a) Qual líquido apresenta maior abaixamento da pres-
são de vapor e, portanto, menor pressão de vapor?
b) Coloque os líquidos em ordem crescente de pressão 
de vapor.
c) Qual líquido apresenta maior temperatura de ebuli-
ção?
d) Coloque os líquidos em ordem crescente de ponto de 
ebulição.
e) Qual líquido apresenta maior abaixamento da tempe-
ratura de congelação?
f) Coloque os líquidos em ordem crescente de ponto de 
congelação.
g) Qual líquido possui maior pressão osmótica?
h) Coloque os líquidos em ordem crescente de pressão 
osmótica.
i) Separando os líquidos II e V através de membrana 
semi-permeável, qual solução terá o seu volume au-
mentado, ou seja, qual sofrerá diluição pela passa-
gem de solvente pela MSP?
19. (U.E. LONDRINA/PR) Em cinco frascos contendo a 
mesma quantidade de água são adicionados, separada-
mente, 0,1 mol de Sacarose, Frutose, Iodeto de Sódio, 
Iodeto de Potássio e Iodeto de Magnésio. Qual das solu-
ções obtidas tem maior temperatura de ebulição?
a) Sacarose. d) Iodeto de Potássio.
b) Frutose. e) Iodeto de Magnésio.
c) Iodeto de Sódio.
20. (VUNESP) Considere o gráfico abaixo que representa as 
variações das pressões máximas de vapor de um solven-
te puro e duas soluções com diferentes concentrações de 
um mesmo soluto nesse solvente, em função da tempe-
ratura.
Responda:
a) Qual a curva correspondente ao solvente puro? Justi-
fique.
b) Qual a curva correspondente à solução mais concen-
trada? Justifique.
6
ATIVIDADE II
 No topo de uma montanha, a substância A entre em ebulição 
a 20°C e a substância B, a:
a) 50°C. 
b) 60°C. 
c) 70°C.
d) 80°C.
e) 90°C.
01.	(UNIUBE-MG) No gráfico, estão representadas as curvas de 
pressão de vapor dos líquidos A e B, em função da tempera-
tura.
02.	(UFMG) Duas panelas de pressão iguais, uma aberta e ou-
tra fechada, foram comparadas quanto às condições de co-
zimento de uma mesma quantidade de certo alimento. Am-
bas estavam ao nível do mar e à mesma temperatura foram 
submetidas à mesma fonte de aquecimento e continham a 
mesma quantidade de água. Observou-se, etnão, que:
• a água, na panela aberta, entrou em ebulição em menos 
tempo que na panela fechada;
• o cozimento do alimento foi mais rápido na panela fecha-
da que na panela aberta.
 Considerando essas obervações é incorreto afirmar que:
a) a panela fechada requer mais tempo para atingir a pres-
são atmosférica em seu interior.
b) a pressão de vapor da água em ebulição na panela fe-
chada é maior que a que a pressão atmosférica.
c) a temperatura de ebulição da água na panela fechada é 
maior que 100°C.
d) o cozimento na panela fechada se passa em temperatu-
ra mais elevada que na panela aberta.
03.	(VUNESP) A uma dada temperatura, possui a menor pres-
são de vapor a solução aquosa:
a) 0,1 mol/L de sacarose;
b) 0,2 mol/L de sacarose;
c) 0,1 mol/L de ácido clorídrico;
d) 0,2 mol/L de ácido clorídrico;
e) 0,1 mol/L de hidróxido de sódio.
 Responda:
a) Qual a curva correspondente ao solvente puro? Justifique.
b) Qual a curva correspondente à solução mais concentra-
da? Justifique.
04.	(VUNESP) Considere o gráfico abaixo que representa as 
variações das pressões máximas de vapor de um solvente 
puro e duas soluções com diferentes concentrações de um 
mesmo soluto nesse solvente, em função da temperatura.
05.	(U.E. LONDRINA/PR) Em cinco frascos contendo a mesma 
quantidade de água são adicionados, separadamente, 0,1 
mol de Sacarose, Frutose, Iodeto de Sódio, Iodeto de Po-
tássio e Iodeto de Magnésio. Qual das soluções obtidas tem 
maior temperatura de ebulição?
a) Sacarose. d) Iodeto de Potássio.
b) Frutose. e) Iodeto de Magnésio.
c) Iodeto de Sódio.
06. (VUNESP) A solução aquosa que apresenta menor ponto de 
congelação é a de:
a) CaBr2 de concentração 0,10 mol/L.
b) KBr de concentração 0,20 mol/L.
c) Na2SO4 de concentração 0,10 mol/L.
d) Glicose (C6H12O6) de concentração 0,50 mol/L.
e) HNO3 de concentração 0,30 mol/L.
07.	(UFRGS) A seguir são arroladas algumas soluções aquo-
sas desolutos iônicos ou moleculares com suas respectivas 
concentrações em mol/L.
I. NaC 0,20 mol/L
II. glicose 0,30 mol/L
III. A(NO3)3 0,25 mol/L
IV. sacarose 0,50 mol/L
V. Ca(NO3)2 0,40 mol/L
 Responda:
a) Coloque as soluções acima em ordem crescente de 
pressão de vapor.
b) Coloque as soluções acima em ordem crescente de tem-
peratura de ebulição.
c) Coloque as soluções acima em ordem crescente de tem-
peratura de congelamento.
08.	(VUNESP) Considerando-se 100mL de cada solução e dis-
sociação completa das substâncias iônicas, apresenta maior 
pressão osmótica a solução aquosa de concentração:
a) 0,010 mol/L de uma proteína não dissociada.
b) 0,500 mol/L de frutose.
c) 0,050 mol/L de cloreto de potássio.
d) 0,025 mol/L de nitrato férrico.
e) 0,100 mol/L de cloreto de cálcio.
21. (VUNESP) A solução aquosa que apresenta menor pon-
to de congelação é a de:
 Calcule:
a) CaBr2 de concentração 0,10 mol/L.
b) KBr de concentração 0,20 mol/L.
c) Na2SO4 de concentração 0,10 mol/L.
d) Glicose (C6H12O6) de concentração 0,50 mol/L.
e) HNO3 de concentração 0,30 mol/L.
22. (UFRGS) A seguir são arroladas algumas soluções 
aquosas de solutos iônicos ou moleculares com suas res-
pectivas concentrações em mol/L.
I. NaC 0,20 mol/L
II. glicose 0,30 mol/L
III. A(NO3)3 0,25 mol/L
IV. sacarose 0,50 mol/L
V. Ca(NO3)2 0,40 mol/L
Responda:
a) Coloque as soluções acima em ordem crescente de 
pressão de vapor.
b) Coloque as soluções acima em ordem crescente de 
temperatura de ebulição.
c) Coloque as soluções acima em ordem crescente de 
temperatura de congelamento.
23. (VUNESP) Considerando-se 100mL de cada solução e 
dissociação completa das substâncias iônicas, apresenta 
maior pressão osmótica a solução aquosa de concentra-
ção:
a) 0,010 mol/L de uma proteína não dissociada.
b) 0,500 mol/L de frutose.
c) 0,050 mol/L de cloreto de potássio.
d) 0,025 mol/L de nitrato férrico.
e) 0,100 mol/L de cloreto de cálcio.
24. Sob pressão normal (ao nível do mar), a água entra em 
ebulição à temperatura de 100°C. Tendo por base essa 
afirmação, um garoto residente em uma cidade litorânea 
fez a seguinte experiência:
– Colocou uma caneca metálica contendo água no fo-
gareiro do fogão de sua casa.
– Quando a água começou a ferver, encostou, cuidado-
samente, a extremidade mais estreita de uma seringa 
de injeção, desprovida de agulha, na superfície do lí-
quido e, erguendo o êmbolo da seringa, aspirou certa 
quantidade de água para seu interior, tampando-a em 
seguida.
– Verificando após alguns instantes que a água da se-
ringa havia parado de ferver, ele ergueu o êmbolo da 
seringa, constatando, intrigado, que a água voltou a 
ferver após um pequeno deslocamento do êmbolo.
 Considerando o procedimento anterior, a água volta a 
ferver porque esse deslocamento
a) permite a entrada de calor do ambiente externo para 
o interior da seringa.
b) provoca, por atrito, um aquecimento da água contida 
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
E X E R C Í C I O S CO M P L E M E N TA R E S
07
na seringa.
c) produz um aumento de volume que aumenta o ponto 
de ebulição da água.
d) proporciona uma queda de pressão no interior da se-
ringa que diminui o ponto de ebulição da água.
e) possibilita uma diminuição da densidade da água que 
facilita sua ebulição.
01. Considere o gráfico a seguir, de pressão de vapor (PV) de 
líquidos puros, em função da temperatura.
Responda:
a) Coloque os líquidos A, B e C em ordem crescente de 
pressão de vapor, numa mesma temperatura.
b) Forneça a temperatura de ebulição do líquido B, à 
nível do mar, onde a pressão atmosférica é igual a 
760 mmHg.
c) Qual o líquido mais volátil?
d) Forneça a temperatura de ebulição de cada um dos lí-
quidos num local onde a pressão atmosférica é igual 
a 500 mmHg.
Q
U
ÍM
IC
A
 1
7
C
iê
nc
ia
s 
da
 N
at
ur
ez
a 
e 
su
as
 T
ec
no
lo
gi
as
01. Sob pressão normal (ao nível do mar), a água entra em ebu-
lição à temperatura de 100 °C. Tendo por base essa afir-
mação, um garoto residente em uma cidade litorânea fez a 
seguinte experiência:
– Colocou uma caneca metálica contendo água no fogarei-
ro do fogão de sua casa.
– Quando a água começou a ferver, encostou, cuidadosa-
mente, a extremidade mais estreita de uma seringa de 
injeção, desprovida de agulha, na superfície do líquido e, 
erguendo o êmbolo da seringa, aspirou certa quantidade 
de água para seu interior, tampando-a em seguida.
– Verificando após alguns instantes que a água da seringa 
havia parado de ferver, ele ergueu o êmbolo da seringa, 
constatando, intrigado, que a água voltou a ferver após 
um pequeno deslocamento do êmbolo.
 Considerando o procedimento anterior, a água volta a ferver 
porque esse deslocamento
a) permite a entrada de calor do ambiente externo para o 
interior da seringa.
b) provoca, por atrito, um aquecimento da água contida na 
seringa.
c) produz um aumento de volume que aumenta o ponto de 
ebulição da água.
d) proporciona uma queda de pressão no interior da seringa 
que diminui o ponto de ebulição da água.
e) possibilita uma diminuição da densidade da água que 
facilita sua ebulição.
01.	Considere o gráfico a seguir, de pressão de vapor (PV) de 
líquidos puros, em função da temperatura.
 Responda:
a) Coloque os líquidos A, B e C em ordem crescente de 
pressão de vapor, numa mesma temperatura.
b) Forneça a temperatura de ebulição do líquido B, à nível 
do mar, onde a pressão atmosférica é igual a 760 mmHg.
c) Qual o líquido mais volátil?
d) Forneça a temperatura de ebulição de cada um dos líqui-
dos num local onde a pressão atmosférica é igual a 500 
mmHg.
02.	Considere os seguintes líquidos:
X) Água pura
Y) Solução aquosa de glicose, de concentração igual a 
5g/L.
Z) Solução aquosa de glicose, de concentração igual a 
20g/L.
Responda:
a) qual líquido apresenta maior pressão de vapor?
b) Qual o líquido apresenta maior abaixamento da pressão 
de vapor, e portanto, apresenta menor pressão de va-
por?
c) Coloque os líquidos em ordem crescente de pressão de 
vapor.
d) Coloque os líquidos em ordem crescente de temperatura 
de ebulição.
e) Qual líquido apresenta o maior abaixamento da tempe-
ratura de congelamento e, portanto, apresenta a menor 
temperatura de congelamento?
f) Coloque os líquidos X Y e Z em ordem crescente de tem-
peratura de congelamento.
g) Coloque os líquidos X, Y e Z em ordem crescente de 
pressão osmótica.
ATIVIDADE COMPLEMENTAR
ATIVIDADE ENEM
03.	Considere as soluções aquosas abaixo:
I. Cloreto de sódio, Na+C– : 0,3 mol/L.
II. Glicose, C6H12O6 : 0,3 mol/L.
III. Cloreto de magnésio, Mg2+C2
– : 0,3 mol/L.
IV. Sacarose C12H22O11 : 0,7mol/L.
Responda:
a) coloque as soluções em ordem crescente de pressão de 
vapor:
b) Coloque as soluções em ordem crescente de temperatu-
ra de ebulição.
c) Coloque as soluções em ordem crescente de temperatu-
ra de congelamento.
d) Coloque as soluções em ordem crescente de pressão 
osmótica.
04.	Considere as soluções aquosas a seguir:
I. Cloreto de cálcio, Ca2+C–2 : 0,2 mol/L.
II. Sulfato de alumínio, A3+2 (SO4)
2–
3 : 0,01 mol/L.
III. Glicose, C6H12O6 : 0,7 mol/L.
IV. Cloreto de sódio, Na+C– : 0,4 mol/L.
Responda:
a) coloque as soluções em ordem crescente de pressão de 
vapor:
b) Coloque as soluções em ordem crescente de temperatu-
ra de ebulição.
c) Coloque as soluções em ordem crescente de temperatu-
ra de congelamento.
d) Coloque as soluções em ordem crescente de pressão 
osmótica.
02. Considere os seguintes líquidos:
X) Água pura
Y) Solução aquosa de glicose, de concentração igual a 
5g/L.
Z) Solução aquosa de glicose, de concentração igual a 
20g/L.
Responda:
a) Qual líquido apresenta maior pressão de vapor?
b) Qual o líquido apresenta maior abaixamento da pres-
são de vapor, e portanto, apresenta menor pressão de 
vapor?
c) Coloque os líquidos em ordem crescente de pressão 
de vapor.
d) Coloque os líquidos em ordem crescente de tempera-
tura de ebulição.
e) Qual líquido apresenta omaior abaixamento da tem-
peratura de congelamento e, portanto, apresenta a 
menor temperatura de congelamento?
f) Coloque os líquidos X Y e Z em ordem crescente de 
temperatura de congelamento.
g) Coloque os líquidos X, Y e Z em ordem crescente de 
pressão osmótica.
03. Considere as soluções aquosas abaixo:
I. Cloreto de sódio, Na+C– : 0,3 mol/L.
II. Glicose, C6H12O6 : 0,3 mol/L.
III. Cloreto de magnésio, Mg2+C2
– : 0,3 mol/L.
IV. Sacarose C12H22O11 : 0,7mol/L.
Responda:
a) Coloque as soluções em ordem crescente de pressão 
de vapor:
b) Coloque as soluções em ordem crescente de tempe-
ratura de ebulição.
c) Coloque as soluções em ordem crescente de tempe-
ratura de congelamento.
d) Coloque as soluções em ordem crescente de pressão 
osmótica.
04. Considere as soluções aquosas a seguir:
I. Cloreto de cálcio, Ca2+C –2 : 0,2 mol/L.
II. Sulfato de alumínio, A3+2 (SO4 )
2–
3 : 0,01 mol/L.
III. Glicose, C6H12O6 : 0,7 mol/L.
IV. Cloreto de sódio, Na+C– : 0,4 mol/L.
Responda:
a) Coloque as soluções em ordem crescente de pressão 
de vapor:
b) Coloque as soluções em ordem crescente de tempe-
ratura de ebulição.
c) Coloque as soluções em ordem crescente de tempe-
ratura de congelamento.
d) Coloque as soluções em ordem crescente de pressão 
osmótica.
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 2
G A B A R I TO
01. a) A : 33°C
 B : 78°C
 b) A : Gasoso
 B : Líquido 
02. Alternativa C 03. Alternativa A 
04. 16°C 05. Alternativa C 
06. Alternativa D 07. Alternativa A
08. a) C2H5C : 10ºC
 HCC3 : 60ºC
 b) Promove o abaixamento da pressão de vapor das substân-
cias. 
09. Alternativa B 10. Alternativa A 
11. Alternativa C 
12. a) IV
 b) I
 c) IV
 d) I < II < III < IV 
13. a) V f) V < II < I < III < IV
 b) IV g) V < II < I < III < I
 c) V h) IV < III < I < II < V
 d) IV i) V < II < I < III < IV
 e) V < II < I < III < IV 
14. a) III e) V < I < IV < II < III
 b) V f) III < II < IV < I < V
 c) V g) V < I < IV < II < III
 d) V h) III < II < IV < I < V
15. a) B e) B < D < E < A < C
 b) C f) C
 c) C < A < E < D < B g) C < A < E < D < B
 d) C h) B < D < E < A < C
16. a) V < III < I < IV < II d) II < IV < I < III < V
 b) II < IV < I < III < V e) I
 c) V < III < I < IV < II
17. a) V f) V < II < I < III < IV
 b) V < II < I < III < IV g) V
 c) V h) IV < III < I < II < V
 d) IV < III < I < II < V i) II
 e) V 
18. Alternativa D
19. Alternativa E 
20. a) Curva X, pois apresenta maior Pv.
 b) Curva Z, pois apresenta menor Pv, e consequentemente, 
maior Te.
21. Alternativa E
22. a) V < III < IV < I < II
 b) II < I < IV < III < V
 c) V < III < IV < I < II
23. Alternativa B
24. Alternativa D
08
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 1
OXIRREDUÇÃO
– Oxirredução
R E S U M O
CONTEÚDO 2
NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX)
Nox é a carga real ou imaginária, prevendo-se que na 
ruptura da ligação, o par de elétrons compartilhado fica 
com o elemento mais eletronegativo.
PRINCIPAIS NOX
• Substâncias simples ⇒ Nox = zero
Exs.: F2, O2, Cl2, N2, O3
• Metais alcalinos (1A) ⇒ Nox = +1
Exs.: Li, Na, K, Rb, Cs e Fr
• Metais alcalino-terrosos (2A) ⇒ Nox = +2
Exs.: Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra
• Prata (Ag) ⇒ Nox = +1
• Zinco (Zn) ⇒ Nox = +2
• Alumínio (Al) ⇒ Nox = +3
• Chalcogênios (6A ou 16) ⇒ Nox = –2
Exs.: O, S, Se, Te e Po
• Halogênios (7A ou 17) ⇒ Nox = –1
Exs.: F, Cl, Br, I e At
• Hidrogênio ligado a um metal ⇒ Nox = –1
 ligado a um ametal ⇒ Nox = +1
• Oxigênio nos peróxidos ⇒ Nox = –1
Exs.: H2O2, Na2O2, MgO2, K2O2
• Íons monoatômicos ⇒ O Nox é igual à própria carga 
do íon.
Exs.: Fe3+ ⇒ Nox = +3 S2– ⇒ Nox = –2
Cl– ⇒ Nox = –1 Mn2+ ⇒ Nox = +2
• Íons poliatômicos ⇒ a soma dos Nox (total) é igual 
à carga do íon.
Exs.:
Para se determinar o Nox de cada elemento numa mo-
lécula ou numa fórmula, faz-se a soma do Nox total ser 
igual a zero.
Veja os exemplos a seguir:
Observe que, quando na fórmula do composto, existem 
apenas dois elementos. Sabendo o Nox do elemento da di-
reita, calcula-se o Nox do elemento que está posicionado 
à esquerda da fórmula, fazendo a soma do Nox total ser 
igual a zero.
Quando na fórmula do composto existem três elemen-
tos, calcula-se os Nox totais dos dois elementos das extre-
midades, utilizando os Nox dos principais Nox, e calcula-
se, no final, o Nox total do elemento do centro da fórmula, 
fazendo-se a soma do Nox total ser igual a zero.
Para se determinar o Nox individual do elemento cen-
tral, divide-se o Nox total dele pelo índice do mesmo, ou 
seja, pelo número de átomos dele na fórmula.
Veja alguns exemplos:
OXIDAÇÃO E REDUÇÃO
• Oxidação é a perda de elétrons por uma espécie quí-
mica, que é verificada pelo aumento do número de oxida-
ção (aumento do Nox), numa equação química.
• Redução é o ganho de elétrons por uma espécie quí-
mica, que é verificada pela diminuição do número de oxi-
dação (diminuição do Nox), numa equação química.
01
{
Química 2
Q
U
ÍM
IC
A
 2
19
C
iê
nc
ia
s 
da
 N
at
ur
ez
a 
e 
su
as
 T
ec
no
lo
gi
as
Número de Oxidação
MÓDULO 1
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
►	 Número de oxidação (Nox);
►	 Principais Nox;
►	 Cálculo do Nox de elementos numa fórmula.
Número de oxidação (Nox)
Nox é a carga real ou imaginária, prevendo-se que na rup-
tura da ligação, o par de elétrons compartilhado fica com o ele-
mento mais eletronegativo.
Principais Nox
• Substâncias simples ⇒ Nox = zero
 Exs.: F2, O2, Cl2, N2, O3
• Metais alcalinos (1A) ⇒ Nox = +1
 Exs.: Li, Na, K, Rb, Cs e Fr
• Metais alcalino-terrosos (2A) ⇒ Nox = +2
 Exs.: Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra
• Prata (Ag) ⇒ Nox = +1
• Zinco (Zn) ⇒ Nox = +2
• Alumínio (Al) ⇒ Nox = +3
• Chalcogênios (6A ou 16) ⇒ Nox = –2
 Exs.: O, S, Se, Te e Po
• Halogênios (7A ou 17) ⇒ Nox = –1
 Exs.: F, Cl, Br, I e At
• Hidrogênio ligado a um metal ⇒ Nox = –1
 ligado a um ametal ⇒ Nox = +1
• Oxigênio nos peróxidos ⇒ Nox = –1
 Exs.: H2O2, Na2O2, MgO2, K2O2
• Íons monoatômicos ⇒ O Nox é igual à própria carga do 
íon.
 Exs.: Fe3+ ⇒ Nox = +3 S2– ⇒ Nox = –2
 Cl– ⇒ Nox = –1 Mn2+ ⇒ Nox = +2
• Íons poliatômicos ⇒ a soma dos Nox (total) é igual à 
carga do íon.
 Exs.:
+5 –6
N O1–3
+5 –2
⇒ +5 + (–6) = –1 (carga do íon)
+6 –8
S O2–4
+6 –2
⇒ +6 + (–8) = –2 (carga do íon)
+5 –8
P O3–4
+5 –2
⇒ +6 + (–8) = –3 (carga do íon)
{
Para se determinar o Nox de cada elemento numa molécula 
ou numa fórmula, faz-se a soma do Nox total ser igual a zero.
Veja os exemplos a seguir:
 
Observe que, quando na fórmula do composto, existem 
apenas dois elementos. Sabendo o Nox do elemento da direita, 
calcula-se o Nox do elemento que está posicionado à esquerda 
da fórmula, fazendo a soma do Nox total ser igual a zero.
Quando na fórmula do composto existem três elementos, 
calcula-se os Nox totais dos dois elementos das extremidades, 
utilizando os Nox dos principais Nox, e calcula-se, no final, o 
Nox total do elemento do centro da fórmula, fazendo-se a soma 
do Nox total ser igual a zero.
Para se determinar o Nox individual do elemento central, 
divide-se o Nox total dele pelo índice do mesmo, ou seja, pelo 
número de átomos dele na fórmula.
Veja alguns exemplos:
+4 –4
C O2
+4 –2
⇒ +x + (–4) = 0 ⇒ x = +4
+4 –6
Fe2 O3
+3 –2
⇒ +x + (–6) = 0 ⇒ x = +6
=
x
+1 x
K Mn
+1
⇒ +1 + x + (–8) = 0 x = +7–8
O4
–2
+1 +7
K Mn
+1 +7
+7:1 átomo de Mn = +7 
–8
O4
–2
+2 x
Na2 S
+1
–8
O4
–2
⇒ +2 + x + (–8) = 0 x = +6
+2 +6
Na2 S
+1 +6
+6:1 átomo de S = +6 
–8
O4
–2
Então, fica: 
Então, fica: 
Química 2
Q
U
ÍM
IC
A
 2
19
C
iê
n
c
ia
s 
d
a
 N
at
u
re
za
 e
 s
u
a
s 
T
e
c
n
o
lo
g
ia
s
Número de Oxidação
MÓDULO 1
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
►	 Número de oxidação (Nox);
►	 Principais Nox;
►	 Cálculo do Nox de elementos numa fórmula.
Número de oxidação (Nox)
Nox é a carga real ou imaginária, prevendo-seque na rup-
tura da ligação, o par de elétrons compartilhado fica com o ele-
mento mais eletronegativo.
Principais Nox
• Substâncias simples ⇒ Nox = zero
 Exs.: F2, O2, Cl2, N2, O3
• Metais alcalinos (1A) ⇒ Nox = +1
 Exs.: Li, Na, K, Rb, Cs e Fr
• Metais alcalino-terrosos (2A) ⇒ Nox = +2
 Exs.: Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra
• Prata (Ag) ⇒ Nox = +1
• Zinco (Zn) ⇒ Nox = +2
• Alumínio (Al) ⇒ Nox = +3
• Chalcogênios (6A ou 16) ⇒ Nox = –2
 Exs.: O, S, Se, Te e Po
• Halogênios (7A ou 17) ⇒ Nox = –1
 Exs.: F, Cl, Br, I e At
• Hidrogênio ligado a um metal ⇒ Nox = –1
 ligado a um ametal ⇒ Nox = +1
• Oxigênio nos peróxidos ⇒ Nox = –1
 Exs.: H2O2, Na2O2, MgO2, K2O2
• Íons monoatômicos ⇒ O Nox é igual à própria carga do 
íon.
 Exs.: Fe3+ ⇒ Nox = +3 S2– ⇒ Nox = –2
 Cl– ⇒ Nox = –1 Mn2+ ⇒ Nox = +2
• Íons poliatômicos ⇒ a soma dos Nox (total) é igual à 
carga do íon.
 Exs.:
+5 –6
N O1–3
+5 –2
⇒ +5 + (–6) = –1 (carga do íon)
+6 –8
S O2–4
+6 –2
⇒ +6 + (–8) = –2 (carga do íon)
+5 –8
P O3–4
+5 –2
⇒ +6 + (–8) = –3 (carga do íon)
{
Para se determinar o Nox de cada elemento numa molécula 
ou numa fórmula, faz-se a soma do Nox total ser igual a zero.
Veja os exemplos a seguir:
 
Observe que, quando na fórmula do composto, existem 
apenas dois elementos. Sabendo o Nox do elemento da direita, 
calcula-se o Nox do elemento que está posicionado à esquerda 
da fórmula, fazendo a soma do Nox total ser igual a zero.
Quando na fórmula do composto existem três elementos, 
calcula-se os Nox totais dos dois elementos das extremidades, 
utilizando os Nox dos principais Nox, e calcula-se, no final, o 
Nox total do elemento do centro da fórmula, fazendo-se a soma 
do Nox total ser igual a zero.
Para se determinar o Nox individual do elemento central, 
divide-se o Nox total dele pelo índice do mesmo, ou seja, pelo 
número de átomos dele na fórmula.
Veja alguns exemplos:
+4 –4
C O2
+4 –2
⇒ +x + (–4) = 0 ⇒ x = +4
+4 –6
Fe2 O3
+3 –2
⇒ +x + (–6) = 0 ⇒ x = +6
=
x
+1 x
K Mn
+1
⇒ +1 + x + (–8) = 0 x = +7–8
O4
–2
+1 +7
K Mn
+1 +7
+7:1 átomo de Mn = +7 
–8
O4
–2
+2 x
Na2 S
+1
–8
O4
–2
⇒ +2 + x + (–8) = 0 x = +6
+2 +6
Na2 S
+1 +6
+6:1 átomo de S = +6 
–8
O4
–2
Então, fica: 
Então, fica: 
Química 2
Q
U
ÍM
IC
A
 2
19
C
iê
nc
ia
s 
da
 N
at
ur
ez
a 
e 
su
as
 T
ec
no
lo
gi
as
Número de Oxidação
MÓDULO 1
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
►	 Número de oxidação (Nox);
►	 Principais Nox;
►	 Cálculo do Nox de elementos numa fórmula.
Número de oxidação (Nox)
Nox é a carga real ou imaginária, prevendo-se que na rup-
tura da ligação, o par de elétrons compartilhado fica com o ele-
mento mais eletronegativo.
Principais Nox
• Substâncias simples ⇒ Nox = zero
 Exs.: F2, O2, Cl2, N2, O3
• Metais alcalinos (1A) ⇒ Nox = +1
 Exs.: Li, Na, K, Rb, Cs e Fr
• Metais alcalino-terrosos (2A) ⇒ Nox = +2
 Exs.: Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra
• Prata (Ag) ⇒ Nox = +1
• Zinco (Zn) ⇒ Nox = +2
• Alumínio (Al) ⇒ Nox = +3
• Chalcogênios (6A ou 16) ⇒ Nox = –2
 Exs.: O, S, Se, Te e Po
• Halogênios (7A ou 17) ⇒ Nox = –1
 Exs.: F, Cl, Br, I e At
• Hidrogênio ligado a um metal ⇒ Nox = –1
 ligado a um ametal ⇒ Nox = +1
• Oxigênio nos peróxidos ⇒ Nox = –1
 Exs.: H2O2, Na2O2, MgO2, K2O2
• Íons monoatômicos ⇒ O Nox é igual à própria carga do 
íon.
 Exs.: Fe3+ ⇒ Nox = +3 S2– ⇒ Nox = –2
 Cl– ⇒ Nox = –1 Mn2+ ⇒ Nox = +2
• Íons poliatômicos ⇒ a soma dos Nox (total) é igual à 
carga do íon.
 Exs.:
+5 –6
N O1–3
+5 –2
⇒ +5 + (–6) = –1 (carga do íon)
+6 –8
S O2–4
+6 –2
⇒ +6 + (–8) = –2 (carga do íon)
+5 –8
P O3–4
+5 –2
⇒ +5 + (–8) = –3 (carga do íon)
{
Para se determinar o Nox de cada elemento numa molécula 
ou numa fórmula, faz-se a soma do Nox total ser igual a zero.
Veja os exemplos a seguir:
 
Observe que, quando na fórmula do composto, existem 
apenas dois elementos. Sabendo o Nox do elemento da direita, 
calcula-se o Nox do elemento que está posicionado à esquerda 
da fórmula, fazendo a soma do Nox total ser igual a zero.
Quando na fórmula do composto existem três elementos, 
calcula-se os Nox totais dos dois elementos das extremidades, 
utilizando os Nox dos principais Nox, e calcula-se, no final, o 
Nox total do elemento do centro da fórmula, fazendo-se a soma 
do Nox total ser igual a zero.
Para se determinar o Nox individual do elemento central, 
divide-se o Nox total dele pelo índice do mesmo, ou seja, pelo 
número de átomos dele na fórmula.
Veja alguns exemplos:
+4 –4
C O2
+4 –2
⇒ +x + (–4) = 0 ⇒ x = +4
+6 –6
Fe2 O3
+3 –2
⇒ +x + (–6) = 0 ⇒ x = +6
=
x
+1 x
K Mn
+1
⇒ +1 + x + (–8) = 0 x = +7–8
O4
–2
+1 +7
K Mn
+1 +7
+7:1 átomo de Mn = +7 
–8
O4
–2
+2 x
Na2 S
+1
–8
O4
–2
⇒ +2 + x + (–8) = 0 x = +6
+2 +6
Na2 S
+1 +6
+6:1 átomo de S = +6 
–8
O4
–2
Então, fica: 
Então, fica: 
Química 2
Q
U
ÍM
IC
A
 2
19
C
iê
nc
ia
s 
da
 N
at
ur
ez
a 
e 
su
as
 T
ec
no
lo
gi
as
Número de Oxidação
MÓDULO 1
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
►	 Número de oxidação (Nox);
►	 Principais Nox;
►	 Cálculo do Nox de elementos numa fórmula.
Número de oxidação (Nox)
Nox é a carga real ou imaginária, prevendo-se que na rup-
tura da ligação, o par de elétrons compartilhado fica com o ele-
mento mais eletronegativo.
Principais Nox
• Substâncias simples ⇒ Nox = zero
 Exs.: F2, O2, Cl2, N2, O3
• Metais alcalinos (1A) ⇒ Nox = +1
 Exs.: Li, Na, K, Rb, Cs e Fr
• Metais alcalino-terrosos (2A) ⇒ Nox = +2
 Exs.: Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra
• Prata (Ag) ⇒ Nox = +1
• Zinco (Zn) ⇒ Nox = +2
• Alumínio (Al) ⇒ Nox = +3
• Chalcogênios (6A ou 16) ⇒ Nox = –2
 Exs.: O, S, Se, Te e Po
• Halogênios (7A ou 17) ⇒ Nox = –1
 Exs.: F, Cl, Br, I e At
• Hidrogênio ligado a um metal ⇒ Nox = –1
 ligado a um ametal ⇒ Nox = +1
• Oxigênio nos peróxidos ⇒ Nox = –1
 Exs.: H2O2, Na2O2, MgO2, K2O2
• Íons monoatômicos ⇒ O Nox é igual à própria carga do 
íon.
 Exs.: Fe3+ ⇒ Nox = +3 S2– ⇒ Nox = –2
 Cl– ⇒ Nox = –1 Mn2+ ⇒ Nox = +2
• Íons poliatômicos ⇒ a soma dos Nox (total) é igual à 
carga do íon.
 Exs.:
+5 –6
N O1–3
+5 –2
⇒ +5 + (–6) = –1 (carga do íon)
+6 –8
S O2–4
+6 –2
⇒ +6 + (–8) = –2 (carga do íon)
+5 –8
P O3–4
+5 –2
⇒ +5 + (–8) = –3 (carga do íon)
{
Para se determinar o Nox de cada elemento numa molécula 
ou numa fórmula, faz-se a soma do Nox total ser igual a zero.
Veja os exemplos a seguir:
 
Observe que, quando na fórmula do composto, existem 
apenas dois elementos. Sabendo o Nox do elemento da direita, 
calcula-se o Nox do elemento que está posicionado à esquerda 
da fórmula, fazendo a soma do Nox total ser igual a zero.
Quando na fórmula do composto existem três elementos, 
calcula-se os Nox totais dos dois elementos das extremidades, 
utilizando os Nox dos principais Nox, e calcula-se, no final, o 
Nox total do elemento do centro da fórmula, fazendo-se a soma 
do Nox total ser igual a zero.
Para se determinar o Nox individual do elemento central, 
divide-se o Nox total dele pelo índice do mesmo, ou seja, pelo 
número de átomos dele na fórmula.
Veja alguns exemplos:
+4 –4
C O2
+4 –2
⇒ +x + (–4) = 0 ⇒ x = +4
+6 –6
Fe2 O3
+3 –2
⇒ +x + (–6) = 0 ⇒ x = +6
=
x
+1 x
K Mn
+1
⇒ +1 + x + (–8) = 0 x = +7–8
O4
–2
+1 +7
K Mn
+1 +7
+7:1 átomo de Mn = +7 
–8
O4
–2
+2 x
Na2 S
+1
–8
O4
–2
⇒ +2 + x + (–8) = 0 x = +6
+2 +6
Na2 S
+1 +6
+6:1 átomo de S = +6 
–8
O4
–2
Então, fica: 
Então, fica: 
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 1
REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO
São as que ocorrem com transferência de elétrons de 
uma espécie química para outra espécie química (átomo 
ou íon).
As reações de oxirredução são identificadas facilmente, 
comparando-se o Nox de cada elemento no lado dos rea-
gentes e no lado dos produtos. Se ocorrer variação do Nox 
(de elementos ou íons), a reação é classificada como sendo 
de oxirredução.
Veja o exemplo a seguir:
Observe que o S passou de –2 para 0, ou seja, teve um 
aumento do Nox; então,perdeu elétrons (sofreu oxidação); 
enquanto o I passou de 0 para –1, ou seja, teve uma diminui-
ção do Nox; então, ganhou elétrons (sofreu redução). Logo, 
a reação representada é de oxirredução.
Veja este outro exemplo:
Observe que nenhum elemento químico teve seu Nox 
alterado; logo, não é uma reação de oxirredução.
AGENTE OXIDANTE E AGENTE REDUTOR
• Oxidante ou agente oxidante: substância reagente que 
contém a espécie química que sofre redução.
• Redutor ou agente redutor: substância reagente que 
contém a espécie química que sofre oxidação.
Veja o exemplo a seguir:
Sofre oxidação (oxida-se): C (aumenta o Nox).
Sofre redução (reduz-se): Fe (diminui o Nox).
Oxidante (agente oxidante): Fe2O3.
(Substância reagente que contém o elemento que sofre 
redução).
Redutor (agente redutor): CO.
(Substância reagente que contém o elemento que sofre 
oxidação).
Observe este outro exemplo:
• Sofre oxidação: Br
• Sofre redução: Mn
• Agente oxidante: KMnO4
• Agente redutor: HBr.
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍ-
MICAS, PELO MÉTODO DE OXIRREDUÇÃO
Para efetuar o balanceamento de uma equação química, 
ou seja, para se determinar os coeficientes estequiométricos 
da equação (números do balanceamento), a princípio, de-
termina-se o número de oxidação (Nox) de cada elemento 
químico da equação química.
Veja o exemplo a seguir:
Na sequência, ligam-se os ramais dos elementos cujos 
números de oxidação (Nox) tiveram variações:
A seguir, calcula-se a variação do Nox para cada ele-
mento que apresentou variação de Nox.
Oxi: S : – 2 → + 6 Δ = 8
Red: Br : O → –1 Δ = 1
Depois, determina-se a variação total do Nox para cada 
elemento químico, efetuando-se o produto entre a variação 
de Nox e o maior índice (maior atomicidade) do elemento 
que varia o Nox. Para diminuir a probabilidade de erro, co-
loca-se a substância com maior atomicidade para o elemento 
que varia o Nox, num quadro, como mostrado a seguir:
Oxi: S : – 2 → + 6Δ = 8 H2S Δtotal = 8 ⋅ 1 = 8
Red: Br : 0 → –1Δ = 1 Br2 Δtotal = 1 ⋅ 2 = 2
Após a determinação dos Nox (simplifica-se quando 
possível), faz-se a inversão da seguinte maneira:
Agora, colocam-se os dois coeficientes estequiométricos 
determinados (4 e 1) na equação química. Os demais coefi-
cientes estequiométricos serão determinados por tentativas, 
deixando-se, preferencialmente, o hidrogênio por penúltimo 
e o oxigênio por último. Então, fica:
22
Química 2
Oxirredução
MÓDULO 2
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
►	 Oxidação e redução;
►	 Reações de oxirredução;
►	 Oxidante e redutor.
Sofre oxidação (oxida-se): C (aumenta o Nox).
Sofre redução (reduz-se): Fe (diminui o Nox).
Oxidante (agente oxidante): Fe2O3.
(Substância reagente que contém o elemento que sofre 
redução).
Redutor (agente redutor): CO.
(Substância reagente que contém o elemento que sofre 
oxidação).
Observe este outro exemplo:
OXIDAÇÃO	E	REDUÇÃO
• Oxidação é a perda de elétrons por uma espécie quími-
ca, que é verificada pelo aumento do número de oxida-
ção (aumento do Nox), numa equação química.
• Redução é o ganho de elétrons por uma espécie quími-
ca, que é verificada pela diminuição do número de oxida-
ção (diminuição do Nox), numa equação química.
REAÇÕES	DE	OXIRREDUÇÃO
São as que ocorrem com transferência de elétrons de uma 
espécie química para outra espécie química (átomo ou íon).
As reações de oxirredução são identificadas facilmente, 
comparando-se o Nox de cada elemento no lado dos reagen-
tes e no lado dos produtos. Se ocorrer variação do Nox (de 
elementos ou íons), a reação é classificada como sendo de 
oxirredução.
Veja	o	exemplo	a	seguir:
Observe que o S passou de –2 para 0, ou seja, teve um 
aumento do Nox; então, perdeu elétrons (sofreu oxidação); en-
quanto o I passou de 0 para –1, ou seja, teve uma diminuição do 
Nox; então, ganhou elétrons (sofreu redução). Logo, a reação 
representada é de oxirredução.
Veja	este	outro	exemplo:
AGENTE	OXIDANTE	E	AGENTE	REDUTOR
(oxidante	e	redutor)
• Oxidante ou agente oxidante: substância reagente que 
contém a espécie química que sofre redução.
• Redutor ou agente redutor: substância reagente que 
contém a espécie química que sofre oxidação.
Veja	o	exemplo	a	seguir:
• Sofre oxidação: Br
• Sofre redução: Mn
• Agente oxidante: KMnO4
• Agente redutor: HBr.
KMnO4 + HBr → KBr + MnBr2 + Br2 + H2O
+7
redução(AO)
oxidação(AR)
–1 +2 0
Observe que nenhum elemento químico teve seu Nox alte-
rado; logo, não é uma reação de oxirredução.
22
Química 2
Oxirredução
MÓDULO 2
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
►	 Oxidação e redução;
►	 Reações de oxirredução;
►	 Oxidante e redutor.
Sofre oxidação (oxida-se): C (aumenta o Nox).
Sofre redução (reduz-se): Fe (diminui o Nox).
Oxidante (agente oxidante): Fe2O3.
(Substância reagente que contém o elemento que sofre 
redução).
Redutor (agente redutor): CO.
(Substância reagente que contém o elemento que sofre 
oxidação).
Observe este outro exemplo:
OXIDAÇÃO	E	REDUÇÃO
• Oxidação é a perda de elétrons por uma espécie quími-
ca, que é verificada pelo aumento do número de oxida-
ção (aumento do Nox), numa equação química.
• Redução é o ganho de elétrons por uma espécie quími-
ca, que é verificada pela diminuição do número de oxida-
ção (diminuição do Nox), numa equação química.
REAÇÕES	DE	OXIRREDUÇÃO
São as que ocorrem com transferência de elétrons de uma 
espécie química para outra espécie química (átomo ou íon).
As reações de oxirredução são identificadas facilmente, 
comparando-se o Nox de cada elemento no lado dos reagen-
tes e no lado dos produtos. Se ocorrer variação do Nox (de 
elementos ou íons), a reação é classificada como sendo de 
oxirredução.
Veja	o	exemplo	a	seguir:
Observe que o S passou de –2 para 0, ou seja, teve um 
aumento do Nox; então, perdeu elétrons (sofreu oxidação); en-
quanto o I passou de 0 para –1, ou seja, teve uma diminuição do 
Nox; então, ganhou elétrons (sofreu redução). Logo, a reação 
representada é de oxirredução.
Veja	este	outro	exemplo:
AGENTE	OXIDANTE	E	AGENTE	REDUTOR
(oxidante	e	redutor)
• Oxidante ou agente oxidante: substância reagente que 
contém a espécie química que sofre redução.
• Redutor ou agente redutor: substância reagente que 
contém a espécie química que sofre oxidação.
Veja	o	exemplo	a	seguir:
• Sofre oxidação: Br
• Sofre redução: Mn
• Agente oxidante: KMnO4
• Agente redutor: HBr.
KMnO4 + HBr → KBr + MnBr2 + Br2 + H2O
+7
redução(AO)
oxidação(AR)
–1 +2 0
Observe que nenhum elemento químico teve seu Nox alte-
rado; logo, não é uma reação de oxirredução.
22
Química 2
Oxirredução
MÓDULO 2
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
►	 Oxidação e redução;
►	 Reações de oxirredução;
►	 Oxidante e redutor.
Sofre oxidação (oxida-se): C (aumenta o Nox).
Sofre redução (reduz-se): Fe (diminui o Nox).
Oxidante (agente oxidante): Fe2O3.
(Substância reagente que contém o elemento que sofre 
redução).
Redutor (agente redutor): CO.
(Substância reagente que contém o elemento que sofre 
oxidação).
Observe este outro exemplo:
OXIDAÇÃO	E	REDUÇÃO
• Oxidação é a perda de elétrons por uma espécie quími-
ca, que é verificada pelo aumento do número de oxida-
ção (aumento do Nox), numa equação química.
• Redução é o ganho de elétrons por uma espécie quími-
ca, que é verificada pela diminuição do número de oxida-
ção (diminuição do Nox), numa equação química.
REAÇÕES	DE	OXIRREDUÇÃO
São as que ocorrem com transferência de elétrons de uma 
espécie química para outra espécie química (átomo ou íon).
As reações de oxirredução são identificadas facilmente, 
comparando-se o Nox de cada elemento no lado dos reagen-
tes e no lado dos produtos. Se ocorrer variação do Nox (de 
elementos ou íons), a reação é classificada como sendo de 
oxirredução.
Veja	o	exemplo	a	seguir:
Observe que o S passou de –2 para 0, ou seja, teve um 
aumento do Nox; então, perdeu elétrons (sofreu oxidação); en-
quanto o I passou de 0 para –1, ou seja, teve uma diminuição do 
Nox; então, ganhou elétrons (sofreu redução). Logo, a reação 
representada é de oxirredução.
Veja	este	outro	exemplo:
AGENTEOXIDANTE	E	AGENTE	REDUTOR
(oxidante	e	redutor)
• Oxidante ou agente oxidante: substância reagente que 
contém a espécie química que sofre redução.
• Redutor ou agente redutor: substância reagente que 
contém a espécie química que sofre oxidação.
Veja	o	exemplo	a	seguir:
• Sofre oxidação: Br
• Sofre redução: Mn
• Agente oxidante: KMnO4
• Agente redutor: HBr.
KMnO4 + HBr → KBr + MnBr2 + Br2 + H2O
+7
redução(AO)
oxidação(AR)
–1 +2 0
Observe que nenhum elemento químico teve seu Nox alte-
rado; logo, não é uma reação de oxirredução.
22
Química 2
Oxirredução
MÓDULO 2
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
►	 Oxidação e redução;
►	 Reações de oxirredução;
►	 Oxidante e redutor.
Sofre oxidação (oxida-se): C (aumenta o Nox).
Sofre redução (reduz-se): Fe (diminui o Nox).
Oxidante (agente oxidante): Fe2O3.
(Substância reagente que contém o elemento que sofre 
redução).
Redutor (agente redutor): CO.
(Substância reagente que contém o elemento que sofre 
oxidação).
Observe este outro exemplo:
OXIDAÇÃO	E	REDUÇÃO
• Oxidação é a perda de elétrons por uma espécie quími-
ca, que é verificada pelo aumento do número de oxida-
ção (aumento do Nox), numa equação química.
• Redução é o ganho de elétrons por uma espécie quími-
ca, que é verificada pela diminuição do número de oxida-
ção (diminuição do Nox), numa equação química.
REAÇÕES	DE	OXIRREDUÇÃO
São as que ocorrem com transferência de elétrons de uma 
espécie química para outra espécie química (átomo ou íon).
As reações de oxirredução são identificadas facilmente, 
comparando-se o Nox de cada elemento no lado dos reagen-
tes e no lado dos produtos. Se ocorrer variação do Nox (de 
elementos ou íons), a reação é classificada como sendo de 
oxirredução.
Veja	o	exemplo	a	seguir:
Observe que o S passou de –2 para 0, ou seja, teve um 
aumento do Nox; então, perdeu elétrons (sofreu oxidação); en-
quanto o I passou de 0 para –1, ou seja, teve uma diminuição do 
Nox; então, ganhou elétrons (sofreu redução). Logo, a reação 
representada é de oxirredução.
Veja	este	outro	exemplo:
AGENTE	OXIDANTE	E	AGENTE	REDUTOR
(oxidante	e	redutor)
• Oxidante ou agente oxidante: substância reagente que 
contém a espécie química que sofre redução.
• Redutor ou agente redutor: substância reagente que 
contém a espécie química que sofre oxidação.
Veja	o	exemplo	a	seguir:
• Sofre oxidação: Br
• Sofre redução: Mn
• Agente oxidante: KMnO4
• Agente redutor: HBr.
KMnO4 + HBr → KBr + MnBr2 + Br2 + H2O
+7
redução(AO)
oxidação(AR)
–1 +2 0
Observe que nenhum elemento químico teve seu Nox alte-
rado; logo, não é uma reação de oxirredução.
48
Química 3
Oxidorredução
MÓDULO 19
► Balanceamento de Equações Químicas pelo método de oxidorredução.
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS, 
PELO MÉTODO DE OXIRREDUÇÃO
 Para efetuar o balanceamento de uma equação química, 
ou seja, para se determinar os coeficientes estequiométri-
cos da equação (números do balanceamento), a princípio, 
determina-se os números de oxidação (Nox) de cada ele-
mento químico da equação química. 
 Veja o exemplo a seguir:
 H2S + Br2 + H2O → H2SO4 + HBr
 +1 0 +1 +1 +1 
 –2 –2 +6 –2 –1
 Na sequência, ligam-se os ramais dos elementos cujos nú-
meros de oxidação (Nox) tiveram variações:
H2S + Br2 + H2O −−−−−→ H2SO4 + HBr
 –2 0 +6 –1
 A seguir, calcula-se a variação do Nox para cada elemento 
que apresentou variação de Nox.
Oxi: S : –2 → + 6 ∆ = 8
Red: Br : O → –1 ∆ = 1
Redução
Oxidação
 Depois, determina-se a variação total do Nox para cada 
elemento químico, efetuando-se o produto entre a varia-
ção de Nox e o maior índice (maior atomicidade) do ele-
mento que varia o Nox. Para diminuir a probabilidade de 
erro, coloca-se a substância com maior atomicidade para o 
elemento que varia o Nox, num quadro, como mostrado a 
seguir:
 Oxi: S : – 2 → + 6∆ = 8 H2S ∆total = 8 ⋅1 = 8
 Red: Br : 0 → –1∆ = 1 Br2 ∆total = 1 ⋅ 2 = 2
 Após a determinação dos Nox (simplifica-se quando possí-
vel), faz-se a inversão da seguinte maneira:
 Oxi: S : ∆ = 8 H2S ∆total = 8 ⇒ 4 Br2
 Red: Br : ∆ = 1 Br2 ∆total = 2 ⇒ 1 H2s
 Agora, colocam-se os dois coeficientes estequiométricos 
determinados (4 e 1) na equação química. Os demais coe-
ficientes estequiométricos serão determinados por tentati-
vas, deixando-se, preferencialmente, o hidrogênio por pe-
núltimo e o oxigênio por último. Então, fica:
 1 H2S + 4 Br2 + H2O → H2SO4 + HBr
 Pode-se iniciar o balanceamento com os elementos quí-
micos que já estejam definidos num dos lados da equa-
ção, ou seja, a partir de qualquer elemento químico que 
se saiba o total de átomos nos reagentes ou nos produtos. 
No exemplo dado, poderíamos começar o balanceamento 
equilibrando-se o S ou o Br.
 Existe um átomo de S nos reagentes (1 H2S), assim, colo-
caremos o coeficiente 1 no H2SO4 dos produtos (1 H2SO4). 
Existem 8 átomos de Br nos reagentes (4 Br2), desse modo, 
colocaremos o coeficiente 8 no HBr dos produtos (8 HBr). 
Então, fica:
 1 H2S + 4 Br2 + H2O → 1 H2SO4 + 8 HBr
 Com isso, ficaram balanceados os elementos S e Br. Tem-
-se, agora, 10 átomos de H nos produtos, em seguida, co-
loca-se o coeficiente 4 no H2O dos reagentes (4 H2O), pois 
já existem 2 átomos de H nos reagentes (1 H2S). Assim:
 1 H2S + 4 Br2 + 4 H2O → 1 H2SO4 + 8 HBr
 Observe que o elemento O ficou balanceado, após o balan-
ceamento dos demais elementos químicos, com 4 átomos 
de O nos reagentes (4 H2O) e 4 átomos de O nos produtos 
(1 H2SO4)
ATIVIDADE I
01. Balancear as equações químicas abaixo, pelo método de 
oxirredução, com os coeficientes menores e inteiros, res-
pectivamente:
I. CdS + I2 + HC → S + HI + CdC2
II. NH3 + CuO → Cu + H2O + N2
III. As2S5 + HNO3 + H2O → H2SO4 + H3AsO4 + NO
IV. N2H4 + KIO3 + HC → N2 + IC + KC + H2O
V. K2Cr2O7 + FeC2 + HC → KC + CrC3 + H2O +FeC3
VI. KMnO4 + HBr → KBr + MnBr2 + H2O + Br2
VII. K2Cr2O7 + KI + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + I2 + H2O
48
Química 3
Oxidorredução
MÓDULO 19
► Balanceamento de Equações Químicas pelo método de oxidorredução.
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS, 
PELO MÉTODO DE OXIRREDUÇÃO
 Para efetuar o balanceamento de uma equação química, 
ou seja, para se determinar os coeficientes estequiométri-
cos da equação (números do balanceamento), a princípio, 
determina-se os números de oxidação (Nox) de cada ele-
mento químico da equação química. 
 Veja o exemplo a seguir:
 H2S + Br2 + H2O → H2SO4 + HBr
 +1 0 +1 +1 +1 
 –2 –2 +6 –2 –1
 Na sequência, ligam-se os ramais dos elementos cujos nú-
meros de oxidação (Nox) tiveram variações:
H2S + Br2 + H2O −−−−−→ H2SO4 + HBr
 –2 0 +6 –1
 A seguir, calcula-se a variação do Nox para cada elemento 
que apresentou variação de Nox.
Oxi: S : –2 → + 6 ∆ = 8
Red: Br : O → –1 ∆ = 1
Redução
Oxidação
 Depois, determina-se a variação total do Nox para cada 
elemento químico, efetuando-se o produto entre a varia-
ção de Nox e o maior índice (maior atomicidade) do ele-
mento que varia o Nox. Para diminuir a probabilidade de 
erro, coloca-se a substância com maior atomicidade para o 
elemento que varia o Nox, num quadro, como mostrado a 
seguir:
 Oxi: S : – 2 → + 6∆ = 8 H2S ∆total = 8 ⋅1 = 8
 Red: Br : 0 → –1∆ = 1 Br2 ∆total = 1 ⋅ 2 = 2
 Após a determinação dos Nox (simplifica-se quando possí-
vel), faz-se a inversão da seguinte maneira:
 Oxi: S : ∆ = 8 H2S ∆total = 8 ⇒ 4 Br2
 Red: Br : ∆ = 1 Br2 ∆total = 2 ⇒ 1 H2s
 Agora, colocam-se os dois coeficientes estequiométricos 
determinados (4 e 1) na equação química. Os demais coe-
ficientes estequiométricos serão determinados por tentati-
vas, deixando-se, preferencialmente, o hidrogênio por pe-
núltimo e o oxigênio por último. Então, fica:
 1 H2S + 4 Br2 + H2O → H2SO4 + HBr
 Pode-se iniciar o balanceamentocom os elementos quí-
micos que já estejam definidos num dos lados da equa-
ção, ou seja, a partir de qualquer elemento químico que 
se saiba o total de átomos nos reagentes ou nos produtos. 
No exemplo dado, poderíamos começar o balanceamento 
equilibrando-se o S ou o Br.
 Existe um átomo de S nos reagentes (1 H2S), assim, colo-
caremos o coeficiente 1 no H2SO4 dos produtos (1 H2SO4). 
Existem 8 átomos de Br nos reagentes (4 Br2), desse modo, 
colocaremos o coeficiente 8 no HBr dos produtos (8 HBr). 
Então, fica:
 1 H2S + 4 Br2 + H2O → 1 H2SO4 + 8 HBr
 Com isso, ficaram balanceados os elementos S e Br. Tem-
-se, agora, 10 átomos de H nos produtos, em seguida, co-
loca-se o coeficiente 4 no H2O dos reagentes (4 H2O), pois 
já existem 2 átomos de H nos reagentes (1 H2S). Assim:
 1 H2S + 4 Br2 + 4 H2O → 1 H2SO4 + 8 HBr
 Observe que o elemento O ficou balanceado, após o balan-
ceamento dos demais elementos químicos, com 4 átomos 
de O nos reagentes (4 H2O) e 4 átomos de O nos produtos 
(1 H2SO4)
ATIVIDADE I
01. Balancear as equações químicas abaixo, pelo método de 
oxirredução, com os coeficientes menores e inteiros, res-
pectivamente:
I. CdS + I2 + HC → S + HI + CdC2
II. NH3 + CuO → Cu + H2O + N2
III. As2S5 + HNO3 + H2O → H2SO4 + H3AsO4 + NO
IV. N2H4 + KIO3 + HC → N2 + IC + KC + H2O
V. K2Cr2O7 + FeC2 + HC → KC + CrC3 + H2O +FeC3
VI. KMnO4 + HBr → KBr + MnBr2 + H2O + Br2
VII. K2Cr2O7 + KI + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + I2 + H2O
48
Química 3
Oxidorredução
MÓDULO 19
► Balanceamento de Equações Químicas pelo método de oxidorredução.
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS, 
PELO MÉTODO DE OXIRREDUÇÃO
 Para efetuar o balanceamento de uma equação química, 
ou seja, para se determinar os coeficientes estequiométri-
cos da equação (números do balanceamento), a princípio, 
determina-se os números de oxidação (Nox) de cada ele-
mento químico da equação química. 
 Veja o exemplo a seguir:
 H2S + Br2 + H2O → H2SO4 + HBr
 +1 0 +1 +1 +1 
 –2 –2 +6 –2 –1
 Na sequência, ligam-se os ramais dos elementos cujos nú-
meros de oxidação (Nox) tiveram variações:
H2S + Br2 + H2O −−−−−→ H2SO4 + HBr
 –2 0 +6 –1
 A seguir, calcula-se a variação do Nox para cada elemento 
que apresentou variação de Nox.
Oxi: S : –2 → + 6 ∆ = 8
Red: Br : O → –1 ∆ = 1
Redução
Oxidação
 Depois, determina-se a variação total do Nox para cada 
elemento químico, efetuando-se o produto entre a varia-
ção de Nox e o maior índice (maior atomicidade) do ele-
mento que varia o Nox. Para diminuir a probabilidade de 
erro, coloca-se a substância com maior atomicidade para o 
elemento que varia o Nox, num quadro, como mostrado a 
seguir:
 Oxi: S : – 2 → + 6∆ = 8 H2S ∆total = 8 ⋅1 = 8
 Red: Br : 0 → –1∆ = 1 Br2 ∆total = 1 ⋅ 2 = 2
 Após a determinação dos Nox (simplifica-se quando possí-
vel), faz-se a inversão da seguinte maneira:
 Oxi: S : ∆ = 8 H2S ∆total = 8 ⇒ 4 Br2
 Red: Br : ∆ = 1 Br2 ∆total = 2 ⇒ 1 H2s
 Agora, colocam-se os dois coeficientes estequiométricos 
determinados (4 e 1) na equação química. Os demais coe-
ficientes estequiométricos serão determinados por tentati-
vas, deixando-se, preferencialmente, o hidrogênio por pe-
núltimo e o oxigênio por último. Então, fica:
 1 H2S + 4 Br2 + H2O → H2SO4 + HBr
 Pode-se iniciar o balanceamento com os elementos quí-
micos que já estejam definidos num dos lados da equa-
ção, ou seja, a partir de qualquer elemento químico que 
se saiba o total de átomos nos reagentes ou nos produtos. 
No exemplo dado, poderíamos começar o balanceamento 
equilibrando-se o S ou o Br.
 Existe um átomo de S nos reagentes (1 H2S), assim, colo-
caremos o coeficiente 1 no H2SO4 dos produtos (1 H2SO4). 
Existem 8 átomos de Br nos reagentes (4 Br2), desse modo, 
colocaremos o coeficiente 8 no HBr dos produtos (8 HBr). 
Então, fica:
 1 H2S + 4 Br2 + H2O → 1 H2SO4 + 8 HBr
 Com isso, ficaram balanceados os elementos S e Br. Tem-
-se, agora, 10 átomos de H nos produtos, em seguida, co-
loca-se o coeficiente 4 no H2O dos reagentes (4 H2O), pois 
já existem 2 átomos de H nos reagentes (1 H2S). Assim:
 1 H2S + 4 Br2 + 4 H2O → 1 H2SO4 + 8 HBr
 Observe que o elemento O ficou balanceado, após o balan-
ceamento dos demais elementos químicos, com 4 átomos 
de O nos reagentes (4 H2O) e 4 átomos de O nos produtos 
(1 H2SO4)
ATIVIDADE I
01. Balancear as equações químicas abaixo, pelo método de 
oxirredução, com os coeficientes menores e inteiros, res-
pectivamente:
I. CdS + I2 + HC → S + HI + CdC2
II. NH3 + CuO → Cu + H2O + N2
III. As2S5 + HNO3 + H2O → H2SO4 + H3AsO4 + NO
IV. N2H4 + KIO3 + HC → N2 + IC + KC + H2O
V. K2Cr2O7 + FeC2 + HC → KC + CrC3 + H2O +FeC3
VI. KMnO4 + HBr → KBr + MnBr2 + H2O + Br2
VII. K2Cr2O7 + KI + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + I2 + H2O02
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 1
1 H2S + 4 Br2 + H2O → H2SO4 + HBr
Pode-se iniciar o balanceamento com os elementos quí-
micos que já estejam definidos num dos lados da equação, 
ou seja, a partir de qualquer elemento químico que se saiba o 
total de átomos nos reagentes ou nos produtos.
No exemplo dado, poderíamos começar o balancea-
mento equilibrando-se o S ou o Br.
Existe um átomo de S nos reagentes (1 H2S), assim, co-
locaremos o coeficiente 1 no H2SO4 dos produtos (1 H2SO4).
Existem 8 átomos de Br nos reagentes (4 Br2), desse 
modo, colocaremos o coeficiente 8 no HBr dos produtos 
(8 HBr).
Então, fica:
1 H2S + 4 Br2 + H2O → 1 H2SO4 + 8 HBr
Com isso, ficaram balanceados os elementos S e Br. 
Tem-se, agora, 10 átomos de H nos produtos, em seguida, 
coloca-se o coeficiente 4 no H2O dos reagentes (4 H2O), pois 
já existem 2 átomos de H nos reagentes (1 H2S). 
1 H2S + 4 Br2 + 4 H2O → 1 H2SO4 + 8 HBr
Observe que o elemento O ficou balanceado, após o ba-
lanceamento dos demais elementos químicos, com 4 átomos 
de O nos reagentes (4 H2O) e 4 átomos de O nos produtos 
(1 H2SO4)
E X E R C Í C I O S P R O P O S TO S
02. Vários óxidos de nitrogênio são considerados poluentes 
atmosféricos, como, por exemplo, o NO2. Determine o 
Nox do nitrogênio, nos seguintes compostos:
 NO N2O NO2 N2O5
03. O hidrogênio apresenta Nox igual a –1 quando ligado a 
um metal, e Nox igual a +1 quando ligado a um ametal.
 Baseado no texto acima e nos seus conhecimentos sobre 
o assunto, determine o Nox do hidrogênio, nos compos-
tos abaixo:
 NaH CaH2 NH3 HF
04. O elemento cloro pode originar vários ácidos. O mais 
conhecido é o ácido clorídrico (HCl), presente no suco 
gástrico estomacal. Determine o Nox do cloro, nos se-
guintes ácidos:
 HCl HClO HClO2 HClO3 HClO4
01. As variedades alotrópicas do elemento oxigênio são:
• gás oxigênio (O2), gás vital, comburente (alimenta a 
combustão);
• ozônio (O3), filtra os raios UV, bactericida. Indique o 
Nox do oxigênio, nessas variedades alotrópicas.
20
ATIVIDADE I ATIVIDADE II
01. As variedades alotrópicas do elemento oxigênio são:
• gás oxigênio (O2), gás vital, comburente (alimenta a 
combustão);
• ozônio (O3), filtra os raios UV, bactericida. 
 Indique o Nox do oxigênio, nessas variedades alotrópi-
cas.
02. Vários óxidos de nitrogênio são considerados poluentes at-
mosféricos, como, por exemplo, o NO2. Determine o Nox do 
nitrogênio, nos seguintes compostos:
 NO N2O NO2 N2O5
05. Determine o Nox de cada elemento, nos compostos a se-
guir:
 Na2S Fe2O3 KMnO4
 NaNO3 K2Cr2O7 Al2(SO4)3
03. O hidrogênio apresenta Nox igual a –1 quando ligado a um 
metal, e Nox igual a +1 quando ligado a um ametal.
 Baseado no texto acima e nos seus conhecimentos sobre 
o assunto, determine o Nox do hidrogênio, nos compostos 
abaixo:
 NaH CaH2 NH3 HF
04. O elemento cloro pode originar vários ácidos. O mais conhe-
cido é o ácido clorídrico (HCl), presente no suco gástrico 
estomacal.Determine o Nox do cloro, nos seguintes ácidos:
 HCl HClO HClO2 HClO3 HClO4
06. Determine o Nox de cada elemento, nos seguintes íons po-
liatômicos:
 NO3
– SO 4
2– PO4
3– C2O4
2–
O2 O3
07. Calcule o Nox de cada elemento, nas substâncias abaixo, 
respectivamente:
a) Cl2 j) K2Cr2O7
b) N2O5 k) NaMnO4
c) H2O l) Ag4P2O7
d) HClO4 m) ZnSO4
e) H3PO3 n) Al(NO3)3
f) H2SO3 o) Ca(NO3)2
g) K2S p) Zn(MnO4)2
h) Na2SO4 q) Al2(SO3)3
i) Mg3(PO4)2 r) BaSO4
01. (CESGRANRIO) Dado o grupo de compostos clorados apre-
sentados a seguir, os números de oxidação do cloro são, 
respectivamente:
 KClO4 Mg(ClO3 )2 NaClO AlCl3 Cl2
a) +7, +6, +2, +1, 0.
b) +7, +5, +1, –1, 0.
c) +7, +5, –1, –1, –1.
d) +5, +3, +1, –3, 0.
e) +3, –3, +1, –1, 0.
02. (UF-RN) Determine o número de oxidação do manganês em 
cada um dos compostos abaixo:
 MnF3 K2MnO4 MnO2
 MnO3 K4Mn(CN)6 KMnO4
03. (VUNESP) Os números de oxidação do enxofre nas espé-
cies SO2 e SO4
2– são, respectivamente:
a) zero e +4. d) +4 e +6.
b) +1 e –4. e) –4 e –8.
c) +2 e +8.
04. (U.F.UBERLÂNDIA-MG) Entende-se por corrosão de um 
material a sua deterioração ou destruição, causada por uma 
reação química com o meio no qual se encontra. Essas rea-
ções são de oxidação e redução. Na reação química de oxi-
dação e redução, representada pela equação:
 Al + 3 AgNO3 → Al(NO3)3 + 3 Ag
a) O alumínio é o oxidante, porque é oxidado.
b) O alumínio é o redutor porque é oxidado.
c) A prata do nitrato de prata é o oxidante, porque ela é 
oxidada.
d) A prata do nitrato de prata é o redutor, porque ela é redu-
zida.
e) O alumínio e a prata do nitrato de prata são redutores, 
porque eles são oxidados.
05. (MACK) O número de oxidação (Nox) do P, N, O e Mn, mar-
cados nas substâncias abaixo, é, respectivamente:
 Ca3(PO4 )2, Zn(NO2)2; H2O2; KMnO4
a) +3, +6, –2, –2.
b) +4, +1, 0, +6.
c) +5, +3, –1, + 7.
d) +5, +2, –1, +3.
e) +10, +6, –2, +2.
06. (U.E.LONDRINA-PR) Nas substâncias:
os números de oxidação do carbono são, respectivamente:
a) –4, zero e –4. d) zero, zero e +1.
b) +4, zero e +2. e) +3, –2 e +2.
c) –3, +2 e –2.
05. Determine o Nox de cada elemento, nos compostos a 
seguir:
Na2S Fe2O3 KMnO4
NaNO3 K2Cr2O7 Al2(SO4)3
06. Determine o Nox de cada elemento, nos seguintes íons 
poliatômicos:
 NO3
– SO4
2– PO4
3– C2O4
2–
07. Calcule o Nox de cada elemento, nas substâncias abaixo, 
respectivamente:
a) Cl2 j) K2Cr2O7
b) N2O5 k) NaMnO4
c) H2O l) Ag4P2O7
d) HClO4 m) ZnSO4
e) H3PO3 n) Al(NO3)3
f) H2SO3 o) Ca(NO3)2
g) K2S p) Zn(MnO4)2
h) Na2SO4 q) Al2(SO3)3
i) Mg3(PO4)2 r) BaSO4
08. (CESGRANRIO) Dado o grupo de compostos clorados 
apresentados a seguir, os números de oxidação do cloro 
são, respectivamente:
03
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 1
04
09. (UF-RN) Determine o número de oxidação do manga-
nês em cada um dos compostos abaixo:
MnF3 K2MnO4 MnO2
MnO3 K4Mn(CN)6 KMnO4
10. (VUNESP) Os números de oxidação do enxofre nas es-
pécies SO2 e SO4
2– são, respectivamente:
a) zero e +4. d) +4 e +6.
b) +1 e –4. e) –4 e –8.
c) +2 e +8.
11. (U.F.UBERLÂNDIA-MG) Entende-se por corrosão de 
um material a sua deterioração ou destruição, causada 
por uma reação química com o meio no qual se encontra. 
Essas reações são de oxidação e redução. Na reação quí-
mica de oxidação e redução, representada pela equação:
 Al + 3 AgNO3 → Al(NO3)3 + 3 Ag
a) O alumínio é o oxidante, porque é oxidado.
b) O alumínio é o redutor porque é oxidado.
c) A prata do nitrato de prata é o oxidante, porque ela é 
oxidada.
d) A prata do nitrato de prata é o redutor, porque ela é 
reduzida.
e) O alumínio e a prata do nitrato de prata são reduto-
res, porque eles são oxidados.
14. (VUNESP) O filme Erin Brockovich é baseado num 
fato, em que o emprego de crômio hexavalente numa 
usina termelétrica provocou um número elevado de ca-
sos de câncer entre os habitantes de uma cidade vizinha.
 CrCl3 CrO3 Cr2O3 K2CrO4 K2Cr2O7
 (1) (2) (3) (4) (5)
 pode-se afirmar que não seriam potencialmente cancerí-
genos:
a) o composto 1, apenas.
b) o composto 2, apenas.
c) os compostos 1 e 3, apenas.
d) os compostos 1, 2 e 3, apenas.
e) os compostos 2, 4 e 5, apenas.
15. (CESGRANRIO) Observe os íons abaixo relacionados: 
(HCO3)
1–; NH 4
1+; (S2O7)
2– ; (P2O7)
4– e (ClO4)
1– .
 Com base nas regras de determinação do número de oxi-
dação,o Nox dos elementos sublinhados nesses íons na 
ordem apresentada acima é:
a) +4, –3, +6, +5, +7.
b) +4, +3, +4, +3, +7.
c) +4, +3, +4, +5, +5.
d) –4, –3, +4, +3, +5.
e) –4, –3, +6, +5, +7.
 KClO4 Mg(ClO3 )2 NaClO AlCl3 Cl2
a) +7, +6, +2, +1, 0.
b) +7, +5, +1, –1, 0.
c) +7, +5, –1, –1, –1.
d) +5, +3, +1, –3, 0.
e) +3, –3, +1, –1, 0.
12. (MACK) O número de oxidação (Nox) do P, N, O e Mn, 
marcados nas substâncias abaixo, é, respectivamente:
 Ca3(PO4)2 , Zn(NO2)2; H2O2; KMnO4
a) +3, +6, –2, –2.
b) +4, +1, 0, +6.
c) +5, +3, –1, + 7.
d) +5, +2, –1, +3.
e) +10, +6, –2, +2.
13. (U.E.LONDRINA-PR) Nas substâncias:
 
 os números de oxidação do carbono são, respectivamen-
te:
a) –4, zero e –4. d) zero, zero e +1.
b) +4, zero e +2. e) +3, –2 e +2.
c) –3, +2 e –2.
Cl –– C –– Cl ,
Cl
Cl
H –– C e
O
H
H –– C
O
OH
16. (ENEM) A aplicação excessiva de fertilizantes nitroge-
nados na agriculturam pode acarretar alterações no solo 
e na água pelo acúmulo de compostos nitrogenados, 
principalmente a forma mais oxidada, favorecendo a 
proliferação de algas e plantas aquáticas e alterando o 
ciclo do nitrogênio, rpresentado no esquema. A espécie 
nitrogenada maos oxidada tem sua quantidade controla-
da por ação de microrganismos que promovem a reação 
de redução dessa espécie, no processo denomiado desni-
trificação.
 O processo citado está representado na etapa
a) I.
b) II.
c) III.
d) IV.
e) V.V. 
Q
UÍ
M
IC
A 
2
21
C
iê
nc
ia
s 
da
 N
at
ur
ez
a 
e 
su
as
 T
ec
no
lo
gi
as
07. (VUNESP) O filme Erin Brockovich é baseado num fato, em 
que o emprego de crômio hexavalente numa usina termelé-
trica provocou um número elevado de casos de câncer entre 
os habitantes de uma cidade vizinha.
 CrCl3 CrO3 Cr2O3 K2CrO4 K2Cr2O7
 (1) (2) (3) (4) (5)
 pode-se afirmar que não seriam potencialmente canceríge-
nos:
a) o composto 1, apenas.
b) o composto 2, apenas.
c) os compostos 1 e 3, apenas.
d) os compostos 1, 2 e 3, apenas.
e) os compostos 2, 4 e 5, apenas.
08. (CESGRANRIO) Observe os íons abaixo relacionados:
 (HCO3)
1–; NH4
1+; (S2O7)
2– ; (P2O7)
4– e (ClO4)
1– .
 Com base nas regras de determinação do número de oxida-
ção, o Nox dos elementos sublinhados nesses íons na or-
dem apresentada acima é:
a) +4, –3, +6, +5, +7.
b) +4, +3, +4, +3, +7.
c) +4, +3, +4, +5, +5.
d) –4, –3, +4, +3, +5.
e) –4, –3, +6, +5, +7.
09. Determine o Nox de cada elemento, nos compostos a se-
guir:
I. Al2O3
II. Fe2S3
III. Na2SO3
IV. K3PO4
10. Determine o Nox de cada elemento, nos compostos a se-
guir:
I. Al2(CO3)3
II. Ca3(PO4)2
ATIVIDADE ENEM
01. (ENEM) A aplicação excessiva de fertilizantes nitrogenados 
na agriculturam pode acarretar alterações no solo e na água 
pelo acúmulo de compostos nitrogenados, principalmente a 
forma mais oxidada, favorecendo a proliferação de algas e 
plantas aquáticas e alterando o ciclo do nitrogênio, rpresen-
tado no esquema. A espécie nitrogenada maos oxidada tem 
sua quantidade controlada por ação de microrganismos que 
promovem a reação de redução dessa espécie, no processo 
denomiado desnitrificação.
 O processo citado está representado na etapa
a) I.
b) II.
c) III.
d) IV.
e) V.
ATIVIDADE COMPLEMENTAR
01. Determine o Nox de cada elementonos compostos a seguir:
a) perclórico, cloroso, hipocloroso e clórico.
b) Na2SO4
c) K3PO4
d) Ag2Cr2O7
e) Ca3(PO4 )2
f) Al(ClO3 )3
g) Zn(NO3)2
h) Al2(SO3 )3
i) Ba3(PO4 )2
02. Calcule o Nox de cada elemento nos Íons a seguir:
a) NO –3
b) SO2–4
c) CO 2–3
d) PO 3–4
e) Cr2O 7
2–
f) P2O
4–
7
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 1
17. Calcule o número de oxidação (Nox) de cada elemento 
químico na equação química a seguir e indique:
 K2Cr2O7+FeCl2+ HCl→ KCl + CrCl3 + H2O + FeCl3
a) quem sofre oxidação;
b) quem sofre redução;
c) o agente oxidante;
d) o agente redutor.
18. Considere as equações químicas abaixo, calcule o Nox 
de cada elemento e indique:
a) Qual elemento se oxida?
b) Qual elemento se reduz?
c) Qual o agente oxidante?
d) Qual o agente redutor?
I. Fe2O3 + CO → Fe + CO2
II. H2S + Br2 + H2O → H2SO4 + HBr
III. Ag + HNO3 → AgNO3 + NO + H2O
IV. KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
V. K2Cr2O7+KI+H2SO4→ K2SO4 + Cr2(SO4)3 + I2 + H2O
19. Quando introduzimos uma lâmina de zinco (Zn) em uma 
solução aquosa de sulfato de cobre II (CuSO4), que apre-
senta cor azulada, após certo tempo, observamos o apa-
recimento de uma substância de coloração avermelhada 
sobre a lâmina, ou seja, depósito de cobre metálico (Cu) 
e a solução se torna incolor. Sabendo-se que a equação 
da reação descrita acima é:
 Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu.
 Responda:
a) Qual elemento se oxida?
b) Qual elemento se reduz?
c) Qual é o agente redutor?
d) Qual é o agente oxidante?
20. Uma demonstração em feiras de ciências é feita mer-
gulhando- se um fio limpo de cobre metálico, dobrado 
no formato de um pinheiro, numa solução incolor de 
AgNO3.
 Após algum tempo, observa-se a deposição de agulhas 
esbranquiçadas sobre o fio de cobre, formando um belo 
conjunto, semelhante a uma árvore de Natal. Simulta-
neamente, observa-se que a solução, inicialmente inco-
lor, adquire coloração azulada.
 Responda:
a) Escreva a equação química do processo descrito aci-
ma.
b) Qual elemento se oxida?
c) Qual elemento se reduz?
d) Qual é o oxidante?
e) Qual é o redutor?
21. Quando mergulhamos uma lâmina de níquel (Ni) numa 
solução aquosa de sulfato de cobre II, CuSO4 (de cor 
azul), observa-se, após certo tempo, o desgaste dessa lâ-
mina e o surgimento de um depósito de cor avermelhada 
na mesma, e a solução aquosa adquire coloração verde, 
devido à presença de NiSO4, segundo o esquema abaixo:
 Responda:
a) Escreva a equação da reação indicada pelo esquema.
b) Qual participante se oxida?
c) Qual participante se reduz?
d) Qual participante é o oxidante?
e) Qual participante é o redutor?
Q
U
ÍM
IC
A
 2
23
C
iê
n
c
ia
s 
d
a
 N
a
tu
re
za
 e
 s
u
a
s 
T
e
c
n
o
lo
g
ia
s
ATIVIDADE I
01. Calcule o número de oxidação (Nox) de cada elemento quí-
mico na equação química a seguir e indique:
 K2Cr2O7 + FeC2 + HC → KC + CrC3 + H2O + FeC3
a) quem sofre oxidação;
b) quem sofre redução;
c) o agente oxidante;
d) o agente redutor.
02. Considere as equações químicas abaixo, calcule o Nox de 
cada elemento e indique:
a) Qual elemento se oxida?
b) Qual elemento se reduz?
c) Qual o agente oxidante?
d) Qual o agente redutor?
I. Fe2O3 + CO → Fe + CO2
II. H2S + Br2 + H2O → H2SO4 + HBr
III. Ag + HNO3 → AgNO3 + NO + H2O
IV. KMnO4 + HC → KC + MnC2 + C2 + H2O
V. K2Cr2O7 + KI + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + I2 + H2O
03. Quando introduzimos uma lâmina de zinco (Zn) em uma so-
lução aquosa de sulfato de cobre II (CuSO4), que apresenta 
cor azulada, após certo tempo, observamos o aparecimento 
de uma substância de coloração avermelhada sobre a lâmi-
na, ou seja, depósito de cobre metálico (Cu) e a solução se 
torna incolor. Sabendo-se que a equação da reação descrita 
acima é:
 Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu.
 Responda:
a) Qual elemento se oxida?
b) Qual elemento se reduz?
c) Qual é o agente redutor?
d) Qual é o agente oxidante?
e) Qual é a semirreação de oxidação?
f) Qual é a semi-reação de redução?
04. Uma demonstração em feiras de ciências é feita mergulhan-
do- se um fio limpo de cobre metálico, dobrado no formato 
de um pinheiro, numa solução incolor de AgNO3.
 Após algum tempo, observa-se a deposição de agulhas es-
branquiçadas sobre o fio de cobre, formando um belo con-
junto, semelhante a uma árvore de Natal. Simultaneamente, 
observa-se que a solução, inicialmente incolor, adquire colo-
ração azulada.
 Responda:
a) Escreva a equação química do processo descrito acima.
b) Qual elemento se oxida?
c) Qual elemento se reduz?
d) Qual é o oxidante?
e) Qual é o redutor?
f) Qual é a semirreação de redução?
g) Qual é a semirreação de oxidação?
05. Quando mergulhamos uma lâmina de magnésio (Mg) em 
uma solução aquosa de ácido clorídrico, ocorre desgaste da 
lâmina e efervescência devido à liberação de gás hidrogê-
nio. A reação que ocorre pode ser representada pela equa-
ção:
 Mg(s) + 2 HC(aq) → MgC2(aq) + H2(g)
 Com base nestas informações, responda aos itens abaixo:
a) Qual participante se oxida?
b) Qual participante se reduz?
c) Qual participante é o oxidante?
d) Qual participante é o redutor?
e) Escreva a semirreação de redução.
f) Escreva a semirreação de oxidação.
06. Quando mergulhamos uma lâmina de níquel (Ni) numa so-
lução aquosa de sulfato de cobre II, CuSO4 (de cor azul), 
observa-se, após certo tempo, o desgaste dessa lâmina e o 
surgimento de um depósito de cor avermelhada na mesma, 
e a solução aquosa adquire coloração verde, devido à pre-
sença de NiSO4, segundo o esquema abaixo:
Responda:
a) Escreva a equação da reação indicada pelo esquema.
b) Qual participante se oxida?
c) Qual participante se reduz?
d) Qual participante é o oxidante?
e) Qual participante é o redutor?
f) Escreva a semirreação de oxidação.
g) Escreva a semirreação de redução.
07. (UEL) O bromo é encontrado em níveis de traço em seres 
humanos. Seus compostos possuem diversas aplicações. 
Dentre elas, cita-se o brometo de potássio, que tem sido uti-
lizado no tratamento de epilepsia em humanos e animais. 
Este elemento químico pode apresentar diferentes estados 
de oxidação, sendo encontrado na água do mar e na sal-
moura na forma de brometo. A partir da reação do íon com 
cloro (C2), obtém-se o bromo molecular, conforme equação 
a seguir.
 2 Br– + C2 → Br2 + 2 C–
 Analisando a equação, é correto afirmar que:
Responda:
a) o C2 é o agente redutor que oxida o íon brometo.
b) o Br– é oxidado em função de seu potencial oxidante.
c) o C2 é o agente redutor, sendo oxidado a íons cloreto.
d) o Br– é reduzido em função de seu potencial oxidante.
e) o C2 é o agente oxidante, sendo reduzido a seus íons.
Solução aquosa
de CuSO4 de
cor azul
Lâmina
de níquel
Depósito
de cor
avermelhada
Solução aquosa
de NiSO4 de
cor verde
+
22. (FUVEST) Na reação de oxirredução:
 H2S + I2 → S + 2 HI
 as variações dos números de oxidação do enxofre e do 
iodo são, respectivamente:
a) +2 para zero e zero para +1.
b) zero para +2 e +1 para zero.
c) zero para –2 e –1 para zero.
d) zero para –1 e –1 para zero.
e) –2 para zero e zero para –1.
23. (FUVEST) Na reação
 Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2,
 utilizada na siderurgia, qual é o elemento oxidado e qual 
é o elemento reduzido?
24. (FUVEST) Considere as transformações químicas:
I. 3 NO3 + H2O → 2 HNO3 + NO
II. 2 AgNO3 + 2 NaOH → Ag2O + 2 NaNO3 + H2O
III. CaCO3 → CaO + CO2
 Ocorre oxirredução apenas em:
a) I.
b) II.
c) III.
d) I e III.
25. (VUNESP) A extração industrial do ferro metálico de 
seus minérios pode ser feita utilizando-se monóxido de 
carbono. Supondo-se que o ferro no minério está na for-
ma de Fe2O3:
a) escreva a equação química balanceada da reação do-
Fe2O3 com o monóxido de carbono;
b) indique o oxidante, o redutor e os números de oxida-
ção do elemento químico que se oxidou e do elemen-
to químico que se reduziu.
05
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 1
26. (MACK) 2 KMnO4 + 16 HCl → 2 KCl2 + 8 H2O + 5 Cl2
 Na equação dada, é correto afirmar que:
a) o KMnO4é o agente oxidante;
b) o cloro do HCl se reduz;
c) o HCl é o agente oxidante;
d) o Mn do KMnO4 se oxida;
e) o potássio do KMnO4 sofre oxidação.
27. O titânio é bastante utilizado na confecção de proteses 
para implantes no corpo humano. Na indústria, o titâ-
nio é obtido pelo processo Kroll a partir da ilmenita 
(FeTiO3), composto que tem o ferro no estado de oxi-
dação +2. As reações envolvidas no processo Kroll são 
representadas pelas equações (1) e (2).
 (1) 2 FeTiO3 + 7 Cl2 + 6 C → 2 TiCl4 + 2 FeCl3 + 6 CO
 (2) TiCl4 + 2 Mg → Ti + 2 MgCl2
 O número de oxidação do titânio da ilmenita e o agente 
redutor da equação (2) são, respectivamente,
a) +2 e Mg; d) +2 e TiCl4;
b) +4 e Mg; e) +3 e Mg.
c) +4 e TiCl4;
28. Balancear as equações químicas abaixo, pelo método de 
oxirredução, com os coeficientes menores e inteiros, res-
pectivamente:
I. CdS + I2 + HCl → S + HI + CdCl2
II. NH3 + CuO → Cu + H2O + N2
III. As2S5 + HNO3 + H2O → H2SO4 + H3AsO4 + NO
IV. N2H4 + KIO3 + HCl → N2 + ICl + KCl + H2O
V. K2Cr2O7 + FeCl2 + HCl → KCl + CrCl3 + H2O +FeCl3
VI. KMnO4 + HBr → KBr + MnBr2 + H2O + Br2
VII. K2Cr2O7 + KI + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + I2 + H2O
29. (UESC) Para a equação não balanceada:
 MnO2 + KClO3 + KOH → K2MnO4 + KCl + H2O
 Assinale a alternativa incorreta:
a) A soma de todos os coeficientes estequiométricos, na 
proporção mínima de números inteiros, é 17.
b) O agente oxidante é o KClO3.
c) O agente redutor é o MnO2.
d) O número de oxidação do manganês no MnO2 é duas 
vezes o número de oxidação do hidrogênio.
e) Cada átomo de cloro ganha 6 elétrons.
30. (UFSC) Ajuste os coeficientes da equação, com os me-
nores números inteiros possíveis:
 CrCl3 + NaClO3 + NaOH → Na2CrO4 + NaCl + H2O
31. (UEM) Considerando a reação
 aS + bO2 + cH2O ⇒ dH2SO4, assinale o que for correto.
(01) A soma dos coeficientes a, b, c e d, em menores 
números inteiros, é igual a 9.
(02) O número de oxidação do S no H2SO4 é –6.
(04) 32 gramas de S formarão 98 gramas de H2SO4.
(08) Trata-se de uma reação de decomposição.
(16) O número de oxidação do oxigênio da água é –1.
32. (UFES) KI + KIO3 + HCl → ICl + KCl + H2O
 Equilibrando a equação acima por oxirredução, obtere-
mos, respectivamente, os índices:
a) 2;1;6;3;3;3. d) 10;25;30;15;10;5.
b) 3;8;5;6;15;3. e) 10;5;5;3;3;15.
c) 5;5;15;15;10;15.
33. (VUNESP)
 A maior parte da platina produzida no mundo é utiliza-
da na produção de catalisadores para escapamento de 
veículos automotores. Esse metal apresenta densidade 
21,5 g/cm3 e é muito pouco reativo, não reage com os 
ácidos clorídrico (HCl) e nítrico (HNO3 ), mas é ataca-
do pela mistura de ambos (água régia), na qual se forma 
o ácido hexacloroplatínico (H2PtCl6 ), cuja reação é re-
presentada pela equação:
 a Pt + b HNO3 + c HCl → d H2PtCl6 + e NO2 + f H2O
(http://quese.sbq.org.br. Adaptado.)
 A soma dos coeficientes estequiométricos (a + b + c + d+ 
+ e + f ) da equação química balanceada é:
a) 18.
b) 15.
c) 12.
d) 20.
e) 16.
34. (VUNESP) Considere a reação representada pela equa-
ção química não balanceada:
 H2S + Br2 + H2O → H2SO4 + H Br
 Nesse processo, pode-se afirmar que:
a) o Br2 é o agente redutor.
b) o H2 SO4 é o agente oxidante.
c) a reação é de dupla troca.
d) para cada mol de Br2 consumido, é produzido um 
mol de HBr.
e) os menores coeficientes de H2S e Br2, na equação ba-
lanceada, são 1 e 4, respectivamente.
35. (FUVEST) Escrever a equação da reação entre perman-
ganato de potássio e ácido clorídrico, produzindo cloreto 
de potássio, cloreto de manganês II, cloro e água.
 Obs.: Efetuar o balanceamento dessa equação.
36. (MACK) Escolha o conjunto de coeficientes estequio-
métricos que balanceia corretamente a equação:
 Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO + H2O
a) 1, 2, 2, 1, 1. 
b) 2, 1, 2, 1, 1. 
c) 1, 1, 1, 1, 2.
d) 1, 2, 1, 1, 1.
e) 2, 1, 1, 1, 1.
06
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 1
37. (UNISINOS-RS) A Equação Química:
 CrCl3 + xNaOH + H2O2 → Na2CrO4 + NaCl + yH2O
 depois de balanceada com os menores coeficientes intei-
ros possíveis, apresenta os valores de x e y, respectiva-
mente, iguais a:
a) 5 e 4. d) 9 e 6.
b) 10 e 8. e) 18 e 12.
c) 20 e 16.
38. (UFV-MG/MED) Considere a seguinte equação:
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
 A soma dos coeficientes mínimos inteiros da equação 
representada, após o balanceamento, é:
a) 21. c) 36.
b) 40. d) 15.
39. UFMS-MS) O cobre metálico sofre oxidação na presen-
ça de ácido nítrico, de acordo com a equação não balan-
ceada:
 Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O. A respeito dessa 
reação, é correto afirmar:
a) 21. c) 36.
b) 40. d) 15.
40. (OLIMPÍADA DE QUÍMICA) Considere a equação 
química que representa a oxidação de cloreto por per-
manganato, em meio ácido:
 MnO –4 + H
+ + Cl– → Mn2+ + Cl2 + H2O
 Após o balanceamento desta equação, o coeficiente este-
quiométrico para o íon MnO –4 é 2 e para o H
+ é:
a) 4. d) 14.
b) 8. e) 16.
c) 10.
41. (FUVEST) A pirolusita reage com ácido clorídrico se-
gundo a equação a seguir. Balanceie a equação,
 MnO2 + H3O
+ + Cl – → Mn2+ + Cl2 + H2O
42. (FUVEST) Na reação representada pela equação:
 MnO–4 + xFe
2+ + yH+ → Mn2+ + zFe3+ + wH2O
 determine os coeficientes x, y, z e w.
G A B A R I TO
01. 
02. 
03. 
04. 
05. 
06. 
07.
07
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 1
08. Alternativa B.
09. 
10. Alternativa D. 11. Alternativa B. 
12. Alternativa C. 13. Alternativa B. 
14. Alternativa C. 15. Alternativa A. 
16. Alternativa E.
17. a) Fe c) K2Cr2O7
 b) Cr d) FeCl2
18. 
19. 
 a) Zn d) Zn
 b) Cu e) CuSO4
20. 
 a) Zn c) Zn
 b) Ag d) CuSO4
21. 
22. Alternativa E
23. Elemento oxidado: C Elemento reduzido: Fe
24. Alternativa A
25. a)
 b)
26. Alternativa A
27. Alternativa B
28. I. 1, 1, 2 → 1, 2, 1
 II. 2, 3 → 3, 3, 1
 III. 3, 40, 4 → 15, 6, 40
 IV. 1, 1, 2 → 1, 1, 1, 3
 V. 1, 6, 14 → 2, 2, 7, 6
 VI. 2, 16 → 2, 2, 8 e 5 
29. Alternativa D 31. Resp.: 05 
30. 2, 1, 10 → 2, 7, 5 32. Alternativa A
33. Alternativa D
34. Alternativa E
35. 2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O
36. Alternativa D
37. Alternativa B
38. Alternativa C
39. Resp.: 26
40. Alternativa E
41. 1, 4, 2 → 1, 1, 6
42. x = 5; y = 8; z = 5 e w = 4
08
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 1
ELETROQUÍMICA I
R E S U M O
CONTEÚDO 3
REAÇÕES DE DESLOCAMENTO OU SIM-
PLES TROCA
Ocorre quando uma substância simples reage com uma 
substância composta e desloca desta última uma substância 
simples.
Exemplo:
Mg + 2 HC → MgC2 + H2
As reações de deslocamento ou simples troca podem 
ocorrer entre um metal e um composto, ou entre um ametal 
e um composto.
a) Metal + composto
M + A+B– → MB + A
⇒ Pode ser que o metal desloque o cátion do composto.
Condição de ocorrência: o metal deslocante (M) deve 
ser mais reativo que o metal a ser deslocado (ou hidrogê-
nio), que constitui o cátion do composto (A+).
Fila de reatividade dos metais
lA > 2A > A > Mn > Zn > Cr > Fe > Co > Ni > Sn > Pb 
> H2 > Sb > Bi > Cu > Hg > Ag > Pd > Pt > Au
Veja os exemplos a seguir:
• Zn0 + Cu2+SO4
2– → Zn2+SO4
2– + Cu0
⇒ Zn é mais reativo que o Cu, logo, consegue 
deslocá-lo.
• Mg0 + Fe2+C2
– → Mg2+C2
– + Fe0
⇒ O Mg é mais reativo que o Fe, logo, consegue 
deslocá-lo.
• Ag0 + Na+C– → Não ocorre
⇒ O Ag é menos reativo que o Na, logo, não consegue 
deslocá-lo.
• Fe0 + Ni2+Br–2 → Fe
2+Br–2 + Ni
0
⇒ O Fe é mais reativo que o Ni, logo, consegue 
deslocá-lo.
• A0 + Fe3+C–3 → A
3+C –3 + Fe
0
⇒ O A é mais reativo que o Fe, logo, consegue 
deslocá-lo.
b) Ametal + composto
A2 + 2 P
+Q– → 2 P+A– + Q2
⇒ Pode ser que o ametal desloque o ânion do composto.
01
Condição de ocorrência: O ametal deslocante (A) deve 
ser mais reativo que o ametal a ser deslocado (Q–), que cons-
titui o ânion do composto.
Fila de reatividade dos ametais
F2 > O2 > C2 > Br2 > I2 > S > C
Exemplos:
• C2+ 2 Na
+Br– → 2 NaC + Br2
⇒ O C2 é mais reativo que o Br2, logo, consegue 
deslocá-lo.
• F2 + 2 K
+I– → 2 KF + I2
⇒ O F2 é a mais reativo que o I2, logo, consegue 
deslocá-lo.
• Br2 + NaF → Não ocorre
⇒ O Br2 é menos reativo que o F2, logo, não consegue 
deslocá-lo.
Nota: As reações de deslocamento ou simples troca são 
sempre de oxirredução.
Observe que o íon SO4
2– não participa da reação, e é 
denominado íon espectador. A equação acima pode ser es-
crita assim:
 Zn0 + Cu2+ → Zn2+ + Cu0
PILHAS ELETROQUÍMICAS
⇒ PILHAS, CÉLULAS OU CELAS ELETRO-
QUÍMICAS, VOLTAICAS, GALVÂNICAS OU 
ELÉTRICAS.
São dispositivos que convertem energia química em 
energia elétrica, ou seja, através de uma reação de oxirre-
dução, que ocorre espontaneamente, ocorre a produção de 
corrente elétrica.
Numa pilha elétrica, deve-se separar o oxidante do re-
dutor, de tal modo que os elétrons sejam cedidos pelo redu-
tor (espécie que sofre oxidação) ao oxidante (espécie que 
sofre redução), através de um fio condutor externo à pilha.
Foi o físico italiano Alesandro Volta quem construiu, 
em 1800, a primeira pilha elétrica, empilhando (daí o nome 
pilha) discos de cobre e zinco, alternadamente e separa-
dos por pedaços de tecido embebidos em solução de ácido 
sulfúrico.
Em 1836, o químico inglês John Frederic Daniell aper-
feiçoou as pilhas, substituindo as soluções ácidas, que pro-
duziam gases tóxicos, por soluções salinas.
26
Química 2
Reações de Deslocamento
MÓDULO 3
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
►	 Reações de deslocamento.
REAÇÕES DE DESLOCAMENTO OU SIMPLES TROCA
Ocorre quando uma substância simples reage com uma 
substância composta e desloca desta última uma substância 
simples.
Exemplo:
Mg + 2 HC → MgC2 + H2
As reações de deslocamento ou simples troca podem ocor-
rer entre um metal e um composto, ou entre um ametal e um 
composto.
a) Metal + composto
M + A+B– → MB + A
⇒ Pode ser que o metal desloque o cátion do composto.
Condição de ocorrência: o metal deslocante (M) deve ser 
mais reativo que o metal a ser deslocado (ou hidrogênio), que 
constitui o cátion do composto (A+).
Fila de reatividade dos metais
lA > 2A > A > Mn > Zn > Cr > Fe > Co > Ni > Sn > Pb > H2 >
Sb > Bi > Cu > Hg > Ag > Pd > Pt > Au
Veja os exemplos a seguir:
• Zn0 + Cu2+SO4
2– → Zn2+SO4
2– + Cu0
⇒ Zn é mais reativo que o Cu, logo, consegue deslocá-lo.
• Mg0 + Fe2+C2
– → Mg2+C2
– + Fe0
⇒ O Mg é mais reativo que o Fe, logo, consegue deslocá-lo.
• Ag0 + Na+C– → Não ocorre
⇒ O Ag é menos reativo que o Na, logo, não consegue 
deslocá-lo.
• Fe0 + Ni2+Br–2 → Fe
2+Br–2 + Ni
0
⇒ O Fe é mais reativo que o Ni, logo, consegue deslocá-lo.
• A0 + Fe3+C–3 → A
3+C–3 + Fe
0
⇒ O A é mais reativo que o Fe, logo, consegue deslocá-lo.
b) Ametal + composto
A2 + 2 P
+Q– → 2 P+A– + Q2
⇒ Pode ser que o ametal desloque o ânion do composto.
Condição de ocorrência: O ametal deslocante (A) deve ser 
mais reativo que o ametal a ser deslocado (Q–), que constitui o 
ânion do composto.
Fila de reatividade dos ametais
F2 > O2 > C2 > Br2 > I2 > S > C
Exemplos:
• C2 + 2 Na
+Br– → 2 NaC + Br2
⇒ O C2 é mais reativo que o Br2, logo, consegue deslocá-lo.
• F2 + 2 K
+I– → 2 KF + I2
⇒ O F2 é a mais reativo que o I2, logo, consegue deslocá-lo.
• Br2 + NaF → Não ocorre
⇒ O Br2 é menos reativo que o F2, logo, não consegue 
deslocá-lo.
Nota: As reações de deslocamento ou simples troca são 
sempre de oxirredução.
Observe que o íon SO4
2– não participa da reação, e é de-
nominado íon espectador. A equação acima pode ser escrita 
assim:
 Zn0 + Cu2+ → Zn2+ + Cu0
Zn0 + Cu2+SO 2–4 → Zn
2+SO 2–4 + Cu
2
0
OXI
0+2 +2
RED
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 1
02
⇒ PILHA DE DANIELL
Baseia-se na reação de oxirredução a seguir:
ou abreviadamente:
No dispositivo, os elétrons que passam do Zn0 ao Cu2+, 
através do fio externo, produzem a corrente elétrica.
Observe o esquema da pilha de Daniell:
Observe que, neste dispositivo, existem dois comparti-
mentos: a semicélula (ou meia-célula) de zinco e a semi-
célula de cobre, separados por porcelana porosa, que per-
mite a passagem de íons, de uma semicélula para a outra 
semicélula.
Na semicélula de zinco, existe uma chapa de zinco mer-
gulhada em uma solução aquosa de sulfato de zinco, de con-
centração 1 mol/L. Este eletrodo de zinco sofre oxidação 
(perda de elétrons) e, neste processo, os átomos de Zn trans-
formam-se em íons Zn2+, concentrando a solução aquosa, 
que já contém íons Zn2+. Este eletrodo (Zn0) recebe o nome 
de ânodo (eletrodo negativo, onde ocorre a oxidação).
Na semicélula de cobre, existe uma chapa de cobre mer-
gulhada em uma solução aquosa de sulfato de cobre (II), 
também de concentração 1 mol/L; na superfície deste ele-
trodo, ocorre uma reação de redução dos íons Cu2+, que se 
transformam em Cu0, que se depositam no eletrodo de co-
bre, aumentando a sua massa. Este eletrodo (Cu0) recebe o 
nome de cátodo (eletrodo positivo, onde ocorre a redução).
Os elétrons se movimentam do eletrodo de Zn (ânodo) 
para o eletrodo de Cu (cátodo), através do fio condutor (cir-
cuito externo).
As semirreações que ocorrem durante o funcionamento 
da pilha, e a equação global, estão representadas a seguir:
S.R. Oxi (ânodo (–)) Zn0 Zn2+ + 2e–
S.R. Red (cátodo (+)) Cu2+ + 2e– Cu0
Equação global: Zn0(s) + Cu
2+
(aq) Zn
2+
(aq)+ Cu
0
(s)
Convencionou-se representar a pilha de Daniell (e as de-
mais pilhas), esquematicamente, da seguinte maneira:
Q
U
ÍM
IC
A
 2
29
C
iê
nc
ia
s 
da
 N
at
ur
ez
a 
e 
su
as
 T
ec
no
lo
gi
as
Química 2
Eletroquímica I
MÓDULO 4
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
►	 Pilhas eletroquímicas;
►	 Metais e sacrifício.
PILHAS OU CÉLULAS ELETROQUÍMICAS
São dispositivos que convertem energia química em ener-
gia elétrica, ou seja, através de uma reação de oxirredução, 
que ocorre espontaneamente, ocorre a produção de corrente 
elétrica.
Numa pilha elétrica, deve-se separar o oxidante do redu-
tor, de tal modo que os elétrons sejam cedidos pelo redutor 
(espécie que sofre oxidação) ao oxidante (espécie que sofre 
redução), através de um fio condutor externo à pilha.
Foi o físico italiano Alesandro Volta quem construiu, em 
1800, a primeira pilha elétrica, empilhando (daí o nome pilha) 
discos de cobre e zinco, alternadamente e separados por pe-
daços de tecido embebidos em solução de ácido sulfúrico.
Em 1836, o químico inglês John Frederic Daniell aper-
feiçoou as pilhas, substituindo as soluções ácidas, que produ-
ziam gases tóxicos, por soluções salinas.
PILHA OU CÉLULA ELETROQUÍMICA DE DANIELL
Baseia-se na reação de oxirredução a seguir:
Zn0 + CuSO4 ZnSO4 + Cu
0
0 +2 +2 0
OXI
RED
ou abreviadamente:
Zn0 + Cu2+ → Zn2+ + Cu0
2e–
No dispositivo, os elétrons que passam do Zn0 ao Cu2+, atra-
vés do fio externo, produzem a corrente elétrica.
Observe o esquema da pilha de Daniell:
Observe que, neste dispositivo, existem dois compartimen-
tos: a semicélula (ou meia-célula) de zinco e a semicélula de co-
bre, separados por porcelana porosa, que permite a passagem 
de íons, de uma semicélula para a outra semicélula.
Na semicélula de zinco, existe uma chapa de zinco mergu-
lhada em uma solução aquosa de sulfato de zinco, de concen-
tração 1 mol/L. Este eletrodo de zinco sofre oxidação (perda de 
elétrons) e, neste processo, os átomos de Zn transformam-se 
em íons Zn2+, concentrando a solução aquosa, que já contém 
íons Zn2+. Este eletrodo (Zn0) recebe o nome de ânodo (eletrodo 
negativo, onde ocorre a oxidação).
Na semicélula de cobre, existe uma chapa de cobre mergu-
lhada em uma solução aquosa de sulfato de cobre (II), também 
de concentração 1 mol/L; na superfície deste eletrodo, ocorre 
uma reação de redução dos íons Cu2+, que se transformam em 
Cu0, que se depositam no eletrodo de cobre, aumentando a sua 
massa. Este eletrodo (Cu0) recebe o nome de cátodo (eletrodo 
positivo, onde ocorre a redução).
Os elétrons se movimentamdo eletrodo de Zn (ânodo) 
para o eletrodo de Cu (cátodo), através do fio condutor (circuito 
externo).
As semirreações que ocorrem durante o funcionamento da 
pilha, e a equação global, estão representadas a seguir:
 S.R. Oxi (ânodo (–)) Zn0 Zn2+ + 2e–
 S.R. Red (cátodo (+)) Cu2+ + 2e– Cu0
 Equação global: Zn0(s) + Cu
2+
(aq) Zn
2+
(aq)+ Cu
0 
(s)
+
Convencionou-se representar a pilha de Daniell (e as demais 
pilhas), esquematicamente, da seguinte maneira:
Zn0(s) / Zn
2+ (1 mol/L) // Cu2+ (1 mol/L) / Cu0(s) (25°C)
DIFERENÇA DE POTENCIAL (ddp) OU FORÇA
ELETROMOTRIZ (fem) OU VARIAÇÃO DE VOLTAGEM
(ΔV)	DE	UMA	PILHA	ELÉTRICA
Depende da natureza dos metais utilizados; das concentra-
ções das soluções e da temperatura de cada semicélula.
Consideram-se como condições-padrão de uma pilha 
elétrica:
• concentração 1 mol/L para as soluções;
• temperatura de 25°C para a pilha.
O eletrodo-padrão de hidrogênio foi escolhido arbitraria-
mente como padrão de referência, ao qual foi atribuído o po-
tencial (E0) zero volt (também arbitrariamente) → E0 oxi = E
0
red = 
0 volt.
Para se determinar os potenciais-padrão (∈0) de redução 
ou de oxidação dos metais, foram construídas pilhas elétricas 
com eletrodos de hidrogênio e dos metais, e verificada a ddp 
num voltímetro colocado no dispositivo, respectivamente. A se-
guir, ilustra-se a determinação dos potenciais de redução do 
Zn e do Cu.
A figura a seguir mostra um esquema da determinação do 
potencial de redução do eletrodo de zinco, em relação ao ele- Q
U
ÍM
IC
A
 2
29
C
iê
nc
ia
s 
da
 N
at
ur
ez
a 
e 
su
as
 T
ec
no
lo
gi
as
Química 2
Eletroquímica I
MÓDULO 4
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
►	 Pilhas eletroquímicas;
►	 Metais e sacrifício.
PILHAS OU CÉLULAS ELETROQUÍMICAS
São dispositivos que convertem energia química em ener-
gia elétrica, ou seja, através de uma reação de oxirredução, 
que ocorre espontaneamente, ocorre a produção de corrente 
elétrica.
Numa pilha elétrica, deve-se separar o oxidante do redu-
tor, de tal modo que os elétrons sejam cedidos pelo redutor 
(espécie que sofre oxidação) ao oxidante (espécie que sofre 
redução), através de um fio condutor externo à pilha.
Foi o físico italiano Alesandro Volta quem construiu, em 
1800, a primeira pilha elétrica, empilhando (daí o nome pilha) 
discos de cobre e zinco, alternadamente e separados por pe-
daços de tecido embebidos em solução de ácido sulfúrico.
Em 1836, o químico inglês John Frederic Daniell aper-
feiçoou as pilhas, substituindo as soluções ácidas, que produ-
ziam gases tóxicos, por soluções salinas.
PILHA OU CÉLULA ELETROQUÍMICA DE DANIELL
Baseia-se na reação de oxirredução a seguir:
Zn0 + CuSO4 ZnSO4 + Cu
0
0 +2 +2 0
OXI
RED
ou abreviadamente:
Zn0 + Cu2+ → Zn2+ + Cu0
2e–
No dispositivo, os elétrons que passam do Zn0 ao Cu2+, atra-
vés do fio externo, produzem a corrente elétrica.
Observe o esquema da pilha de Daniell:
Observe que, neste dispositivo, existem dois compartimen-
tos: a semicélula (ou meia-célula) de zinco e a semicélula de co-
bre, separados por porcelana porosa, que permite a passagem 
de íons, de uma semicélula para a outra semicélula.
Na semicélula de zinco, existe uma chapa de zinco mergu-
lhada em uma solução aquosa de sulfato de zinco, de concen-
tração 1 mol/L. Este eletrodo de zinco sofre oxidação (perda de 
elétrons) e, neste processo, os átomos de Zn transformam-se 
em íons Zn2+, concentrando a solução aquosa, que já contém 
íons Zn2+. Este eletrodo (Zn0) recebe o nome de ânodo (eletrodo 
negativo, onde ocorre a oxidação).
Na semicélula de cobre, existe uma chapa de cobre mergu-
lhada em uma solução aquosa de sulfato de cobre (II), também 
de concentração 1 mol/L; na superfície deste eletrodo, ocorre 
uma reação de redução dos íons Cu2+, que se transformam em 
Cu0, que se depositam no eletrodo de cobre, aumentando a sua 
massa. Este eletrodo (Cu0) recebe o nome de cátodo (eletrodo 
positivo, onde ocorre a redução).
Os elétrons se movimentam do eletrodo de Zn (ânodo) 
para o eletrodo de Cu (cátodo), através do fio condutor (circuito 
externo).
As semirreações que ocorrem durante o funcionamento da 
pilha, e a equação global, estão representadas a seguir:
 S.R. Oxi (ânodo (–)) Zn0 Zn2+ + 2e–
 S.R. Red (cátodo (+)) Cu2+ + 2e– Cu0
 Equação global: Zn0(s) + Cu
2+
(aq) Zn
2+
(aq)+ Cu
0 
(s)
+
Convencionou-se representar a pilha de Daniell (e as demais 
pilhas), esquematicamente, da seguinte maneira:
Zn0(s) / Zn
2+ (1 mol/L) // Cu2+ (1 mol/L) / Cu0(s) (25°C)
DIFERENÇA DE POTENCIAL (ddp) OU FORÇA
ELETROMOTRIZ (fem) OU VARIAÇÃO DE VOLTAGEM
(ΔV)	DE	UMA	PILHA	ELÉTRICA
Depende da natureza dos metais utilizados; das concentra-
ções das soluções e da temperatura de cada semicélula.
Consideram-se como condições-padrão de uma pilha 
elétrica:
• concentração 1 mol/L para as soluções;
• temperatura de 25°C para a pilha.
O eletrodo-padrão de hidrogênio foi escolhido arbitraria-
mente como padrão de referência, ao qual foi atribuído o po-
tencial (E0) zero volt (também arbitrariamente) → E0 oxi = E
0
red = 
0 volt.
Para se determinar os potenciais-padrão (∈0) de redução 
ou de oxidação dos metais, foram construídas pilhas elétricas 
com eletrodos de hidrogênio e dos metais, e verificada a ddp 
num voltímetro colocado no dispositivo, respectivamente. A se-
guir, ilustra-se a determinação dos potenciais de redução do 
Zn e do Cu.
A figura a seguir mostra um esquema da determinação do 
potencial de redução do eletrodo de zinco, em relação ao ele-
Q
U
ÍM
IC
A
 2
29
C
iê
nc
ia
s 
da
 N
at
ur
ez
a 
e 
su
as
 T
ec
no
lo
gi
as
Química 2
Eletroquímica I
MÓDULO 4
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
►	 Pilhas eletroquímicas;
►	 Metais e sacrifício.
PILHAS OU CÉLULAS ELETROQUÍMICAS
São dispositivos que convertem energia química em ener-
gia elétrica, ou seja, através de uma reação de oxirredução, 
que ocorre espontaneamente, ocorre a produção de corrente 
elétrica.
Numa pilha elétrica, deve-se separar o oxidante do redu-
tor, de tal modo que os elétrons sejam cedidos pelo redutor 
(espécie que sofre oxidação) ao oxidante (espécie que sofre 
redução), através de um fio condutor externo à pilha.
Foi o físico italiano Alesandro Volta quem construiu, em 
1800, a primeira pilha elétrica, empilhando (daí o nome pilha) 
discos de cobre e zinco, alternadamente e separados por pe-
daços de tecido embebidos em solução de ácido sulfúrico.
Em 1836, o químico inglês John Frederic Daniell aper-
feiçoou as pilhas, substituindo as soluções ácidas, que produ-
ziam gases tóxicos, por soluções salinas.
PILHA OU CÉLULA ELETROQUÍMICA DE DANIELL
Baseia-se na reação de oxirredução a seguir:
Zn0 + CuSO4 ZnSO4 + Cu
0
0 +2 +2 0
OXI
RED
ou abreviadamente:
Zn0 + Cu2+ → Zn2+ + Cu0
2e–
No dispositivo, os elétrons que passam do Zn0 ao Cu2+, atra-
vés do fio externo, produzem a corrente elétrica.
Observe o esquema da pilha de Daniell:
Observe que, neste dispositivo, existem dois compartimen-
tos: a semicélula (ou meia-célula) de zinco e a semicélula de co-
bre, separados por porcelana porosa, que permite a passagem 
de íons, de uma semicélula para a outra semicélula.
Na semicélula de zinco, existe uma chapa de zinco mergu-
lhada em uma solução aquosa de sulfato de zinco, de concen-
tração 1 mol/L. Este eletrodo de zinco sofre oxidação (perda de 
elétrons) e, neste processo, os átomos de Zn transformam-se 
em íons Zn2+, concentrando a solução aquosa, que já contém 
íons Zn2+. Este eletrodo (Zn0) recebe o nome de ânodo (eletrodo 
negativo, onde ocorre a oxidação).
Na semicélula de cobre, existe uma chapa de cobre mergu-
lhada em uma solução aquosa de sulfato de cobre (II), também 
de concentração 1 mol/L; na superfície deste eletrodo, ocorre 
uma reação de redução dos íons Cu2+, que se transformam em 
Cu0, que se depositam no eletrodo de cobre, aumentando a sua 
massa. Este eletrodo (Cu0) recebeo nome de cátodo (eletrodo 
positivo, onde ocorre a redução).
Os elétrons se movimentam do eletrodo de Zn (ânodo) 
para o eletrodo de Cu (cátodo), através do fio condutor (circuito 
externo).
As semirreações que ocorrem durante o funcionamento da 
pilha, e a equação global, estão representadas a seguir:
 S.R. Oxi (ânodo (–)) Zn0 Zn2+ + 2e–
 S.R. Red (cátodo (+)) Cu2+ + 2e– Cu0
 Equação global: Zn0(s) + Cu
2+
(aq) Zn
2+
(aq)+ Cu
0 
(s)
+
Convencionou-se representar a pilha de Daniell (e as demais 
pilhas), esquematicamente, da seguinte maneira:
Zn0(s) / Zn
2+ (1 mol/L) // Cu2+ (1 mol/L) / Cu0(s) (25°C)
DIFERENÇA DE POTENCIAL (ddp) OU FORÇA
ELETROMOTRIZ (fem) OU VARIAÇÃO DE VOLTAGEM
(ΔV)	DE	UMA	PILHA	ELÉTRICA
Depende da natureza dos metais utilizados; das concentra-
ções das soluções e da temperatura de cada semicélula.
Consideram-se como condições-padrão de uma pilha 
elétrica:
• concentração 1 mol/L para as soluções;
• temperatura de 25°C para a pilha.
O eletrodo-padrão de hidrogênio foi escolhido arbitraria-
mente como padrão de referência, ao qual foi atribuído o po-
tencial (E0) zero volt (também arbitrariamente) → E0 oxi = E
0
red = 
0 volt.
Para se determinar os potenciais-padrão (∈0) de redução 
ou de oxidação dos metais, foram construídas pilhas elétricas 
com eletrodos de hidrogênio e dos metais, e verificada a ddp 
num voltímetro colocado no dispositivo, respectivamente. A se-
guir, ilustra-se a determinação dos potenciais de redução do 
Zn e do Cu.
A figura a seguir mostra um esquema da determinação do 
potencial de redução do eletrodo de zinco, em relação ao ele-
+
Zn0(s) / Zn
2+ (1 mol/L) // Cu2+ (1 mol/L) / Cu0(s) (25°C)
 
DIFERENÇA DE POTENCIAL (ddp) OU FORÇA 
ELETROMOTRIZ (fem) OU VARIAÇÃO DE 
VOLTAGEM (ΔV) DE UMA PILHA ELÉTRICA 
Depende da natureza dos metais utilizados; das concen-
trações das soluções e da temperatura de cada semicélula.
Consideram-se como condições-padrão de uma pilha 
elétrica:
• concentração 1 mol/L para as soluções;
• temperatura de 25°C para a pilha.
O eletrodo-padrão de hidrogênio foi escolhido arbitra- 
riamente como padrão de referência, ao qual foi atribuído 
o potencial (E0) zero volt (também arbitrariamente) → 
E0oxi = E
0
red = 0 volt.
Para se determinar os potenciais-padrão (∈0) de re-
dução ou de oxidação dos metais, foram construídas 
pilhas elétricas com eletrodos de hidrogênio e dos metais, 
e verificada a ddp num voltímetro colocado no dispositivo, 
respectivamente. A seguir, ilustra-se a determinação dos 
potenciais de redução do Zn e do Cu.
A figura a seguir mostra um esquema da determinação 
do potencial de redução do eletrodo de zinco, em relação 
ao eletrodo de hidrogênio, que é utilizado como eletrodo de 
referência e que, por convenção, tem potencial de redução 
igual a zero.
Utilizando os dados indicados na figura, determinamos o 
potencial de redução do zinco.
ΔV = Eoxi + Ered
 (oxida) (reduz)
ΔV = Eoxi (Zn) + Ered (H2)
+0,76 V = Eoxi (Zn) + 0
Eoxi (Zn) = 0,76V
Logo: Ered (Zn) = –0,76V
30
trodo de hidrogênio, que é utilizado como eletrodo de referência 
e que, por convenção, tem potencial de redução igual a zero.
a) Zn0
b) Ag
c) Zn00
d) Ag0
e) Zn
f) Ag0
g) Zn2+(aq)
h) Ag+(aq)
i) Zn0 → Ag0
j) Zn0 Zn2+ + 2e– Eoxi = +0,76V
k) Ag+ + e– Ag0 Ered = + 0,80V
l) Zn0 + 2Ag+ Zn2+ + 2Ag0
m) ΔV = +1,56V.
Utilizando os dados indicados na figura, determinamos o po-
tencial de redução do zinco.
ΔV = Eoxi + Ered
 (oxida) (reduz)
ΔV = Eoxi (Zn) + Ered (H2)
+0,76 V = Eoxi (Zn) + 0
Eoxi (Zn) = 0,76V
Logo: Ered (Zn) = –0,76V
A figura a seguir mostra um esquema da determinação do 
potencial de redução do eletrodo de cobre.
Com os dados apresentados pela figura, calcule o potencial
de redução do eletrodo de cobre.
ΔV = Eoxi + Ered
 (oxida) (reduz)
ΔV = Eoxi (H2) + Ered (Cu)
+0,34 V = 0 + Ered (Cu)
Logo: Ered (Cu) = +0,34V
Na pilha elétrica, o elemento que apresenta maior potencial 
de redução (E0red), sofrerá redução, aliás, o íon positivo desse 
metal é que sofrerá redução ao redor do metal, que constituirá 
o cátodo da pilha (reação de redução), enquanto o metal que 
apresenta o menor potencial de redução (E0red) e consequente 
ente o maiorpotencial de oxidação (E 0oxi), sofrerá oxidação, e 
constituirá o ânodo da pilha (reação de oxidação).
Para determinar a ddp (fem ou ΔV) da pilha, soma-se o E0oxi
(redutor) com o E0red (oxidante). Na pilha elétrica, sempre a 
ddp (fem ou ΔV) apresenta um valor positivo, o que indica que a 
reação é espontânea (ddp > 0).
EXEMPLO DE RESOLUÇÃO
Faça o esquema da pilha formada por eletrodos de zinco e 
prata e responda os itens a seguir, respectivamente.
Dados:
Zn2+ + 2e– Zn0 E0red = –0,76V
Ag+ + e– Ag0 E0red = +0,80V
a) Qual eletrodo é o ânodo?
b) Qual eletrodo é o cátodo?
c) Em qual eletrodo ocorre oxidação?
d) Em qual eletrodo ocorre redução?
e) Qual eletrodo sofre desgastes (corrosão)?
f) Qual eletrodo sofre deposição?
g) Qual solução se concentra?
h) Qual solução dilui?
i) Qual o sentido do fluxo de elétrons?
j) Qual a semi-reação de oxidação?
k) Qual a semi-reação de redução?
l) Qual a equação global da pilha?
m) Qual a ddp (ΔV ou fem) da pilha?
Resolução:
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 1
03
A figura a seguir mostra um esquema da determi-
nação do potencial de redução do eletrodo de cobre.
Com os dados apresentados pela figura, calcule o 
potencial de redução do eletrodo de cobre.
ΔV = Eoxi + Ered
 (oxida) (reduz)
ΔV = Eoxi (H2) + Ered (Cu)
+0,34 V = 0 + Ered (Cu)
Logo: Ered (Cu) = +0,34V
Na pilha elétrica, o elemento que apresenta maior 
potencial de redução (E 0red), sofrerá redução, aliás, o 
íon positivo desse metal é que sofrerá redução ao re-
dor do metal, que constituirá o cátodo da pilha (reação 
de redução), enquanto o metal que apresenta o me-
nor potencial de redução (E 0red) e consequentemente 
o maior potencial de oxidação (E 0oxi), sofrerá oxidação, 
e constituirá o ânodo da pilha (reação de oxidação).
Para determinar a ddp (fem ou ΔV) da pilha, so-
ma-se o E 0oxi (redutor) com o E 
0
red (oxidante). Na pilha 
elétrica, sempre a ddp (fem ou ΔV) apresenta um va-
lor positivo, o que indica que a reação é espontânea 
(ddp > 0).
EXEMPLO DE RESOLUÇÃO
Faça o esquema da pilha formada por eletro-
dos de zinco e prata e responda os itens a seguir, 
respectivamente.
Dados:
Zn2+ + 2e– Zn0 E 0red = –0,76V
Ag+ + e– Ag0 E 0red = +0,80V
a) Qual eletrodo é o ânodo?
b) Qual eletrodo é o cátodo?
c) Em qual eletrodo ocorre oxidação?
d) Em qual eletrodo ocorre redução?
e) Qual eletrodo sofre desgastes (corrosão)?
f) Qual eletrodo sofre deposição?
g) Qual solução se concentra?
h) Qual solução dilui?
i) Qual o sentido do fluxo de elétrons?
j) Qual a semi-reação de oxidação?
30
trodo de hidrogênio, que é utilizado como eletrodo de referência 
e que, por convenção, tem potencial de redução igual a zero.
a) Zn0
b) Ag
c) Zn00
d) Ag0
e) Zn
f) Ag0
g) Zn2+(aq)
h) Ag+(aq)
i) Zn0 → Ag0
j) Zn0 Zn2+ + 2e– Eoxi = +0,76V
k) Ag+ + e– Ag0 Ered = + 0,80V
l) Zn0 + 2Ag+ Zn2+ + 2Ag0
m) ΔV = +1,56V.
Utilizando os dados indicados na figura, determinamos o po-
tencial de redução do zinco.
ΔV = Eoxi + Ered
 (oxida) (reduz)
ΔV = Eoxi (Zn) + Ered (H2)
+0,76 V = Eoxi (Zn) + 0
Eoxi (Zn) = 0,76V
Logo: Ered (Zn) = –0,76V
A figura a seguir mostra um esquema da determinação do 
potencial de redução do eletrodo de cobre.
Com os dados apresentados pela figura, calcule o potencial
de redução do eletrodo de cobre.
ΔV = Eoxi + Ered
 (oxida) (reduz)
ΔV = Eoxi (H2) + Ered (Cu)
+0,34 V = 0 + Ered (Cu)
Logo: Ered (Cu) = +0,34V
Na pilha elétrica, o elemento que apresenta maior potencial 
de redução (E0red), sofrerá redução, aliás, o íon positivo desse 
metal é que sofrerá redução ao redor do metal, que constituirá 
o cátodo da pilha (reação de redução),enquanto o metal que 
apresenta o menor potencial de redução (E0red) e consequente 
ente o maiorpotencial de oxidação (E 0oxi), sofrerá oxidação, e 
constituirá o ânodo da pilha (reação de oxidação).
Para determinar a ddp (fem ou ΔV) da pilha, soma-se o E0oxi
(redutor) com o E0red (oxidante). Na pilha elétrica, sempre a 
ddp (fem ou ΔV) apresenta um valor positivo, o que indica que a 
reação é espontânea (ddp > 0).
EXEMPLO DE RESOLUÇÃO
Faça o esquema da pilha formada por eletrodos de zinco e 
prata e responda os itens a seguir, respectivamente.
Dados:
Zn2+ + 2e– Zn0 E0red = –0,76V
Ag+ + e– Ag0 E0red = +0,80V
a) Qual eletrodo é o ânodo?
b) Qual eletrodo é o cátodo?
c) Em qual eletrodo ocorre oxidação?
d) Em qual eletrodo ocorre redução?
e) Qual eletrodo sofre desgastes (corrosão)?
f) Qual eletrodo sofre deposição?
g) Qual solução se concentra?
h) Qual solução dilui?
i) Qual o sentido do fluxo de elétrons?
j) Qual a semi-reação de oxidação?
k) Qual a semi-reação de redução?
l) Qual a equação global da pilha?
m) Qual a ddp (ΔV ou fem) da pilha?
Resolução:
DV = +0,34 Volt
Referência
Eoxi = 0
Ered = ?25°C
1 atm
k) Qual a semi-reação de redução?
l) Qual a equação global da pilha?
m) Qual a ddp (ΔV ou fem) da pilha?
Resolução:
a) Zn0
b) Ag
c) Zn00
d) Ag0
e) Zn
f) Ag0
g) Zn 2+(aq)
h) Ag +(aq)
i) Zn0 → Ag0
j) Zn0 Zn2+ + 2e– Eoxi = +0,76V
k) Ag+ + e– Ag0 Ered = + 0,80V
l) Zn0 + 2Ag+ Zn2+ + 2Ag0
m) ΔV = +1,56V.
Pilha seca ou pilha de Leclanché
⇒ A pilha seca foi inventada em 1865 por George 
Leclanché.
É usada em aparelhos eletrônicos portáteis, como 
rádios, brinquedos, etc., e também em lanternas.
A pilha seca contém um invólucro de zinco, envol-
vendo uma pasta úmida contendo NH4C e MnO2, e 
apresenta uma ddp (DV ou fem) de aproximadamente 
1,5 volt.
Veja o esquema dessa pilha:
30
trodo de hidrogênio, que é utilizado como eletrodo de referência 
e que, por convenção, tem potencial de redução igual a zero.
a) Zn0
b) Ag
c) Zn00
d) Ag0
e) Zn
f) Ag0
g) Zn2+(aq)
h) Ag+(aq)
i) Zn0 → Ag0
j) Zn0 Zn2+ + 2e– Eoxi = +0,76V
k) Ag+ + e– Ag0 Ered = + 0,80V
l) Zn0 + 2Ag+ Zn2+ + 2Ag0
m) ΔV = +1,56V.
Utilizando os dados indicados na figura, determinamos o po-
tencial de redução do zinco.
ΔV = Eoxi + Ered
 (oxida) (reduz)
ΔV = Eoxi (Zn) + Ered (H2)
+0,76 V = Eoxi (Zn) + 0
Eoxi (Zn) = 0,76V
Logo: Ered (Zn) = –0,76V
A figura a seguir mostra um esquema da determinação do 
potencial de redução do eletrodo de cobre.
Com os dados apresentados pela figura, calcule o potencial
de redução do eletrodo de cobre.
ΔV = Eoxi + Ered
 (oxida) (reduz)
ΔV = Eoxi (H2) + Ered (Cu)
+0,34 V = 0 + Ered (Cu)
Logo: Ered (Cu) = +0,34V
Na pilha elétrica, o elemento que apresenta maior potencial 
de redução (E0red), sofrerá redução, aliás, o íon positivo desse 
metal é que sofrerá redução ao redor do metal, que constituirá 
o cátodo da pilha (reação de redução), enquanto o metal que 
apresenta o menor potencial de redução (E0red) e consequente 
ente o maiorpotencial de oxidação (E 0oxi), sofrerá oxidação, e 
constituirá o ânodo da pilha (reação de oxidação).
Para determinar a ddp (fem ou ΔV) da pilha, soma-se o E0oxi
(redutor) com o E0red (oxidante). Na pilha elétrica, sempre a 
ddp (fem ou ΔV) apresenta um valor positivo, o que indica que a 
reação é espontânea (ddp > 0).
EXEMPLO DE RESOLUÇÃO
Faça o esquema da pilha formada por eletrodos de zinco e 
prata e responda os itens a seguir, respectivamente.
Dados:
Zn2+ + 2e– Zn0 E0red = –0,76V
Ag+ + e– Ag0 E0red = +0,80V
a) Qual eletrodo é o ânodo?
b) Qual eletrodo é o cátodo?
c) Em qual eletrodo ocorre oxidação?
d) Em qual eletrodo ocorre redução?
e) Qual eletrodo sofre desgastes (corrosão)?
f) Qual eletrodo sofre deposição?
g) Qual solução se concentra?
h) Qual solução dilui?
i) Qual o sentido do fluxo de elétrons?
j) Qual a semi-reação de oxidação?
k) Qual a semi-reação de redução?
l) Qual a equação global da pilha?
m) Qual a ddp (ΔV ou fem) da pilha?
Resolução:
Química 3
Q
U
ÍM
IC
A
 3
59
C
iê
nc
ia
s 
da
 N
at
ur
ez
a 
e 
su
as
 T
ec
no
lo
gi
as
► Pilhas, Celas ou Células Eletroquímicas, Elétricas, Galvânicas ou Voltaicas.
MÓDULO 22
O QUE ESTUDAR?
RESUMO DA AULA
Eletroquímica ( III )
PILHAS, CELAS OU CÉLULAS ELETROQUÍMICAS
⇒	São dispositivos que convertem energia química em ener-
gia elétrica, ou seja, uma reação química de oxirredução, 
que ocorre espontaneamente, produzindo corrente elétrica.
 Numa pilha elétrica, deve-se separar o oxidante do redutor, 
de tal modo que os elétrons sejam transferidos do redutor 
(espécie que sofre oxidação) ao oxidante (espécie que so-
fre redução), através de um fio condutor externo à pilha.
Diferença de Potencial (ddp)
⇒	Força eletromotriz (fem) ou variação de voltagem (∆V) das 
pilhas elétricas.
 Depende da natureza dos metais utilizados, das concentra-
ções das soluções e da temperatura de cada semicélula.
 Consideram-se como condições padrão de uma pilha elé-
trica:
• Concentração 1 mol/L para as soluções.
• Temperatura de 25 °C para a pilha.
 O eletrodo-padrão de hidrogênio foi escolhido arbitra-
riamente como padrão de referência, ao qual foi atribuí-
do o potencial (E0) zero volt. (Também arbitrariamente). 
Eoxi = Ered = 0.
 Na pilha elétrica, o elemento, que apresenta maior poten-
cial de redução (Ered), sofrerá redução, aliás, o íon positivo 
(cátion) desse metal é quem sofrerá redução ao redor do 
metal, que constituirá o cátodo da pilha (reação de redu-
ção), enquanto o metal que apresenta o menor potencial 
de redução (Ered) e, consequentemente, o maior potencial 
de oxidação (Eoxi), sofrerá oxidação, e constituirá o ânodo 
da pilha (reação de oxidação).
 Para determinar a ddp (fem ou ∆V) da pilha, soma-se o Eoxi 
(redutor) com o Ered (oxidante), ou seja, soma-se o Eoxi de 
quem cede elétrons ( > Eoxi ou < Ered) com o Ered de quem 
recebe elétrons (> Ered).
 ∆V = Eoxi (cede) + Ered (recebe)
 Numa pilha eletroquímica, sempre a ddp (fem ou ∆V) apre-
sentará um valor positivo, o que indica que a reação sem-
pre é espontânea (∆V > 0).
Pilha seca ou pilha de Leclanché
⇒	A pilha seca foi inventada em 1865 por George Leclanché.
 É usada em aparelhos eletrônicos portáteis, como rádios, 
brinquedos, etc., e também em lanternas.
 A pilha seca contém um invólucro de zinco, envolvendo 
uma pasta úmida contendo NH4Cl e MnO2, e apresenta 
uma ddp (∆V ou fem) de aproximadamente 1,5 volt.
 Veja o esquema dessa pilha:
 O próprio invólucro da pilha, que é de zinco, constitui o âno-
do da pilha, ou seja, é o polo negativo da pilha.
 O MnO2 em pó que está presente na pasta interna, constitui 
o cátodo da pilha, ou seja, é o polo positivo da pilha. O bas-
tão de carvão acaba sendo considerado como polo positi-
vo, pois o Mn do MnO2 sofrerá redução, em contato com o 
bastão de grafita, que conduz os elétrons perdidos pelo Zn.
 A pasta úmida contendo NH4Cl apresenta caráter ácido, 
devido à hidrólise dos íons NH+4, pois é um sal de base 
fraca e ácido forte.
 As reações que ocorrem são:
 No anodo (polo ):
 Zn → Zn2+ + 2 e–
 No catodo (polo ): 
 2 MnO2 + 2 NH
+
4 + 2 e
– →	Mn2O3 + 2 NH3 + H2O
 Reação global:
 Zn + 2 MnO2 + 2 NH
+
4 →	Zn
2+ + Mn2O3 + 2 NH3 + H2O
Pilha alcalina
⇒	É muito parecida com a pilha comum, trocando o eletrólito 
NH4Cl pelo KOH, que é alcalino, daí a denominação de 
pilha alcalina.
 As reações que ocorrem são:
 No anodo (polo ): Zn + 2 OH– → Zn(OH)2 + 2 e
–
 No catodo (polo ): 2 MnO2 + H2O + 2 e
– →	Mn2O3 + 2 OH
–
 Reação global: Zn + 2 MnO2 + H2O →	Zn(OH)2 + Mn2O3
Fundo de aço
Tampa de aço
Piche
Papelão
Brindagem 
de aço
Barra de grafite 
(polo positivo)
Recipiente de zinco 
(polo negativo)
Pasta externa 
(ZnCl2 + NH4Cl + H2O 
+ amido)
Pasta interna 
(MnO2 + NH4Cl + H2O 
+ grafite + amido)
CELTASCELTAS
Segunda Série do Ensino Médio / 2022
QUÍMICA - Frente 1
E X E R C Í C I O S P R O P O S TO S
01. (VUNESP) Mergulha-se uma