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Soluções – PARTE I 1 
INTRODUÇÃO – SOLUÇÕES 
 
Na natureza, raramente encontramos substâncias puras. O 
mundo que nos rodeia é constituído por sistemas formados 
por mais de uma substância: as misturas. 
Soluções são as misturas resultantes da união de duas ou 
mais substâncias diferentes, que se apresentam 
obrigatoriamente em uma única fase no seu aspecto visual 
(sob a ótica da visão humana ou da microscopia), como a 
água do mar (formada pela associação de água e diferentes 
sais). 
Por se tratar de misturas homogêneas, as soluções são 
formadas pela associação de pelo menos um material capaz 
de ser dissolvido por outro. Esse material dissolvido é 
denominado soluto (apresenta menor quantidade em mol) e o 
que dissolve é denominado solvente (maior quantidade em 
mol). 
 
A água do mar é uma solução em que o solvente é a água e os sais 
são os solutos 
A propriedade mais importante da matéria nas soluções é a 
solubilidade, já que nesse tipo de mistura existe a dissolução 
de um material por outro. Porém, vale ressaltar que cada 
solvente apresenta uma solubilidade para cada tipo de soluto 
devido ao grau e tipo de interação química e de acordo com a 
temperatura, o que resulta no denominado coeficiente de 
solubilidade (máxima quantidade de soluto que pode ser 
dissolvida em uma determinada quantidade de solvente a 
uma dada temperatura). 
As soluções podem ser classificadas de acordo com alguns 
critérios: 
- Quanto ao estado físico do solvente: 
• Sólidas: soluções em que o solvente está no estado 
sólido. Exemplo: ouro 18 quilates; 
• Líquidas: soluções em que o solvente está no estado 
líquido. Exemplo: água gaseificada; 
• Gasosas: soluções em que o solvente está no estado 
gasoso. Exemplo: ar atmosférico. 
- Quanto à natureza do soluto dissolvido: 
• Iônica: é a solução que apresenta um soluto de natureza 
iônica, ou seja, é capaz de sofrer o fenômeno da dissociação 
ou ionização. 
Exemplo: cloreto de sódio; 
• Molecular: é a solução que apresenta um soluto de 
natureza molecular, ou seja, não é capaz de íons na solução 
(não sofre ionização ou dissociação iônica). 
Exemplo: glicose. 
CONCENTRAÇÃO DE UM SOLUÇÃO 
A determinação das quantidades de soluto ou solvente, na 
forma de volume, massa ou qualquer outra medida 
quantitativa relacionada a uma solução é denominada 
concentração, como nos seguintes casos: 
• Concentração comum: é a relação entre a massa do 
soluto em gramas e o volume da solução em L. 
• Densidade: é a relação entre a massa e o volume da 
solução; 
• Título em massa: é a relação entre a massa do soluto ou 
do solvente e a massa da solução; 
• Título em volume: é a relação entre o volume do soluto 
ou do solvente e o volume da solução; 
• Ppm: é a relação de uma parte do soluto existente em um 
milhão de partes da solução; 
• Concentração em mol/L ou molaridade: é a relação 
entre o número de mol do soluto e o volume da solução em L. 
• Molalidade: é a relação entre o número de mol do soluto 
e a massa do solvente em Kg. 
• Fração molar: é a relação entre o número de mol do 
soluto ou do solvente e o número de mol da solução. 
DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES 
É o procedimento realizado com uma solução que consiste 
em adicionar ou retirar (por meio de evaporação ou ebulição) 
solvente de uma solução preexistente, o que pode resultar 
em: 
• Adição de solvente a uma solução: a solução passa a 
apresentar uma concentração menor que a apresentada 
antes de receber nova quantidade de solvente; 
• Retirada de solvente de uma solução: a solução passa 
a apresentar uma concentração maior que a apresentada 
antes de perder certa quantidade de solvente. 
MISTURA DE SOLUÇÕES 
É o procedimento em que duas ou mais soluções são 
reunidas em um mesmo recipiente, como nos seguintes 
casos: 
• Mistura de soluções de mesmo soluto: resulta em uma 
solução que apresenta um valor de concentração 
intermediário ao das soluções que foram misturadas; 
• Mistura de soluções de solutos diferentes sem reação 
química: resulta em uma solução que apresenta novo valor 
de concentração para cada um dos solutos presentes; é 
como realizar uma diluição. 
• Mistura de soluções de solutos diferentes com reação 
química: resulta em uma solução que apresenta um ou mais 
solutos diferentes dos que estavam anteriormente nas 
soluções misturadas. 
 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/soluto-solvente.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/soluto-solvente.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/solucoes.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/solubilidade-curvas-solubilidade.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/coeficiente-solubilidade.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/coeficiente-solubilidade.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/concentracao-comum-c.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/densidade.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/titulo-ou-porcentagem-massa.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/titulo-volume-uma-solucao-quimica.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/partes-por-milhao-ppm.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/concentracao-mol-l-ou-molaridade.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/molalidade.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/fracao-molar.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/diluicao-solucoes.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/mistura-solucoes-mesmo-soluto-sem-reacao-quimica.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/mistura-solucoes-com-ocorrencia-reacoes-quimicas.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/mistura-solucoes-com-ocorrencia-reacoes-quimicas.htm
 
 
Soluções – PARTE I 2 
 MISTURAS HETEROGÊNEAS (DISPERSÃO) 
 
 
Apresentam duas ou mais fases, onde a superfície de 
separação entre os diferentes aspectos pode ser identificada 
a olho nu ou com o uso da microscopia (óptica ou eletrônica). 
 
Numa mistura heterogênea, o componente em menor 
quantidade é denominado de disperso e em maior 
quantidade é denominado de dispersante (dispergente). 
 
A mistura heterogênea se subdivide em duas classificações: 
 
- Grosseira: quando as fases são identificadas a olho nu ou 
com o uso do microscópio óptico 
 
Exemplo: água + areia 
 
- Coloidal: quando as fases são identificadas com o uso do 
microscópio eletrônico 
 
Exemplo: manteiga 
 
Vamos estudar as diferenças dispersões coloidais e 
grosseiras antes de nos aprofundarmos no principal tópico: 
soluções. 
 
 DISPERSÃO GROSSEIRA 
 
Em uma dispersão grosseira, as partículas do disperso são 
grandes agregados de átomos, íons ou moléculas, ou ainda 
agregados de macromoléculas ou macroíons, cujo diâmetro 
médio é maior do que 1 000 ângstrom ou 1 000 A 
(1 A° = 10-8cm ou 10-10 m). 
 
Nesse caso, as partículas do disperso possuem as seguintes 
características: 
 
+ São observadas a olho nu ou com a ajuda de um 
microscópio comum. 
+ São facilmente separadas do dispergente por um filtro 
comum. 
+ Sofrem sedimentação espontânea no caso de terem 
densidade maior que a do dispergente, o que pode ser 
acelerado pelo uso de uma centrífuga comum. 
+ Podemos utilizar um filtro comum como mecanismo de 
separação 
 
Exemplo: areia em água. 
 
 DISPERSÃO COLOIDAL 
 
O termo dispersão coloidal ou colóide (que em grego significa 
cola) foi proposto pelo químico escocês Thomas Graham 
(1805-1869) para indicar misturas com características 
específicas e, de certa forma, intermediárias às dispersões 
grosseiras e às soluções. Nas dispersões coloidais, as 
partículas do disperso são pequenos agregados (micelas) de 
átomos, íons ou moléculas, ou ainda macromoléculas ou 
macroíons, cujo diâmetro médio varia entre 10 A e 1 000 A. 
Isso corresponde a partículas maiores do que as de um 
átomo ou de uma molécula e menores do que as que podem 
ser vistas a olho nu. 
Nesse caso, as partículas do disperso possuem as seguintes 
características: 
 
+ Só podem ser observadas em um ultramicroscópio. No 
M.E, a iluminação é feita lateralmente, ou seja, só chegam ao 
observador os raios de luz difundidospela amostra 
examinada. 
+ São separadas do dispergente apenas por um ultrafiltro. 
(poros muito pequenos, formando um colódio-nitrato de 
celulose) 
+ Sofrem sedimentação somente pela ação de uma 
ultracentrífuga. 
Por exemplo, o leite é um coloide no qual vemos apenas uma 
fase branca, mas, sob o olhar do microscópio, percebemos 
que existem gorduras dispersas na água. 
 
O tamanho das partículas dispersas nos 
coloides está entre 10A° e 1000A° e elas não se sedimentam 
sob ação da gravidade, mas ficam dispersas em toda a 
extensão da dispersão. Para separá-las, pode-se usar uma 
ultracentrífuga. 
O sangue é outro exemplo de coloide. A seguir, temos uma 
amostra de sangue que a olho nu parece ser homogênea, 
mas no microscópio vemos os seus componentes. 
 
 
 
 
 
Soluções – PARTE I 3 
Uma das propriedades que os coloides apresentam é a de 
dispersar a luz que atravessa suas partículas. O efeito óptico 
de espalhamento ou dispersão da luz provocada pelas 
partículas de uma dispersão coloidal é denominado de efeito 
Tyndall. 
 
Na ilustração acima podemos perceber que o laser atravessa 
a solução à esquerda sem sofrer dispersão, mas quando 
passa pelo recipiente B, a luz é dispersa (espalhada) e ao 
mesmo tempo refletida, o que nos permite vê-la. Por que o 
mesmo efeito não ocorre em A e B? O líquido presente no 
recipiente A é uma solução, enquanto o presente em B se 
refere a uma suspensão. 
Soluções se referem a misturas homogêneas, as partículas 
que as constituem são muito pequenas, se referem a íons, 
átomos ou moléculas. Já as partículas que compõem a 
solução B são denominadas suspensões coloidais ou 
simplesmente coloides. Estas são grandes o suficiente para 
refletir e dispersar a luz. 
Essa dispersão da luz é conhecida como efeito Tyndall, os 
coloides se apresentam translúcidos. A luz incidente é 
perceptível em razão das partículas que a reflete. 
Este fenômeno foi descrito pela primeira vez em 1857, pelo 
físico e químico inglês Michael Faraday (1791-1867). Mas ele 
foi explicado pelo físico irlandês John Tyndall (1820-1893) e 
por isto este efeito leva o seu nome. 
O efeito Tyndall é o que torna possível, por exemplo, 
observar as partículas de poeira suspensas no ar por meio de 
uma réstia de luz, observar as gotículas de água que formam 
a neblina por meio do farol do carro ou, ainda, observar o 
feixe luminoso de uma lanterna por meio de um recipiente 
contendo gelatina. Esse espalhamento da luz é seletivo, isto 
é, depende das dimensões das partículas dispersas e do 
comprimento de onda da radiação. Dessa forma, é possível 
que uma determinada cor de luz se manifeste de maneira 
mais acentuada do que outras. 
Mediante a mesma experiência, é possível detectar também 
o movimento aleatório das partículas na mistura. Esse é 
chamado de movimento Browniano. O movimento browniano 
é o movimento aleatório de partículas num fluido (líquido ou 
gás) como consequência dos choques entre todas as 
moléculas ou átomos presentes no fluido. O termo movimento 
browniano pode ser usado para se referir a uma grande 
diversidade de movimentos com partículas, com moléculas, e 
com ambos presentes em estados desde micro até 
macroscópicos em situações de organização caóticas, 
semicaóticas, ou de proporções matemáticas, principalmente 
em casos de modelagem, todos estes na área denominada 
Física de partículas. 
Exemplo: suspensão de grãos de pólen em água 
 
 
Existem vários tipos de misturas que são dispersões 
coloidais, por isso foi feita uma classificação desses coloides 
de acordo com o tipo de solvente e soluto que o compõem. 
Segundo essa classificação, temos cinco tipos de coloides, 
que são: 
1- Espuma: Gás disperso em sólido ou líquido. Exemplos: 
pedra-pome, clara em neve, chantilly, esponja. 
2- Emulsão: Líquido disperso em outro líquido ou sólido. 
Exemplos: leite, maionese, queijo e manteiga. 
3- Sol: Sólido disperso num líquido. Exemplos: sangue, rubis, 
pérolas e solução de goma. 
4- Gel: Líquido disperso num sólido. Exemplos: gel de 
cabelo, gelatina. 
5- Aerossol: Sólido ou líquido disperso em gás. Exemplos: 
fumaça, neblina, nevoeiros, spray e umidificador de ar. 
 
 Você sabe como se faz maionese? 
Para fazer maionese, basta colocar uma gema do ovo em um 
liquidificador, bater vigorosamente e acrescentar um pouco 
de óleo. Forma-se, assim, uma emulsão estável. Mas como 
isso acontece? Como o óleo e a água podem ser misturados? 
A razão fundamental está na presença das proteínas da 
gema. As moléculas de proteína envolvem as gotas de óleo, 
formando uma película hidrófila, ou seja, que possui afinidade 
com a água. A essas proteínas chamamos de coloides 
protetores ou agentes emulsificantes ou tensoativos. 
 
 
Soluções – PARTE I 4 
O coloide protetor é uma dispersão coloidal liófila. adequada 
que, ao ser misturada a uma dispersão coloidal liófoba, atua 
como uma camada de solvatação. 
Exemplo: água + óleo + detergente (o detergente possui uma 
parte polar na cadeia e uma apolar , dissolvendo , assim , as 
duas substâncias) 
Muitas vezes, o mesmo sistema se enquadra em várias 
classificações. O leite, por exemplo, é uma solução aquosa 
de sais e açúcares; um coloide sol em relação às proteínas e 
uma emulsão em relação às gorduras. No leite, o agente 
emulsificante é uma proteína chamada caseína. Além disto, 
algumas partículas de gordura, grandes o suficiente para 
serem vistas ao microscópio comum, estão em suspensão.) 
 MISTURA HOMOGÊNEA (SOLUÇÃO) 
 
 
As soluções encontram-se constantemente presentes na 
nossa vida. O ar que respiramos, a água que bebemos, os 
combustíveis que utilizamos, as ligas com as quais são 
fabricadas nossas joias e utensílios domésticos são todos 
exemplos de soluções. De modo geral, soluções são misturas 
homogêneas de duas ou mais substâncias. 
 
Apresentam uma única fase, possui todas as propriedades 
organolépticas e algumas propriedades físicas, como a 
densidade, constantes em toda sua extensão. Numa solução, 
o componente em menor quantidade em mol é denominado 
de soluto e o componente em maior quantidade em mol é 
denominado de solvente. 
 
solução = soluto + solvente 
 
 
 
De modo geral, para soluções de gás ou de 
sólido dissolvido em um líquido, o soluto é o gás ou o sólido, 
e o solvente, o líquido. 
 
Do ponto de vista químico, a água nem sempre 
é o solvente. Depende, portanto, da proporção em mol e das 
substâncias analisadas. Porém, forma a maior parte das 
soluções, originando as soluções aquosas. 
 
Existem substâncias que formam soluções em 
qualquer proporção, apresentando o que denominamos de 
miscibilidade infinita, como por exemplo a mistura de água e 
álcool. Podemos também citar as misturas gasosas, porém 
tendo a ressalva que a mistura de dois gases cujas 
densidades sejam bem distintas podem originar misturas não 
homogêneas (raro). 
 
Em uma solução, as partículas do soluto são átomos, íons ou 
moléculas, cujo diâmetro médio é menor do que 10 A e 
encontram-se totalmente dissolvidas no solvente 
(uniformemente distribuídas e espalhadas).Esse processo, 
denominado dissolução (dizemos que o soluto se dissolve no 
solvente ou que o solvente dissolve o soluto), está 
relacionado ao estabelecimento forças de atração entre as 
partículas das substâncias que constituem a solução. Como 
regra geral (portanto, sujeita a exceções) de solubilidade, 
temos: Substância polar é solúvel em substância polar e 
substância apoiar é solúvel em substância apolar 
(semelhante dissolve semelhante). Nesse caso, as partículas 
do soluto possuem as seguintes características: 
 
+ Não podem ser observadas nem com a ajuda de um 
ultramicroscópio, embora atualmente exista um aparelho 
denominado microscópio de tunelamento eletrônico capaz de 
simular por computador a imagem dos átomos que compõem 
determinadas soluções sólidas (como o ouro de 18 quilates, 
por exemplo). 
+ Não podem ser separadas do solvente por nenhum 
processo mecânico, como a ultracentrifugação ou a 
ultrafiltração.+ Só podem ser separadas do solvente por processos físicos, 
como a destilação, por exemplo. 
 
 MECANISMO DA DISSOLUÇÃO 
 
Por que certas substâncias se misturam tão intimamente, a 
ponto de formar soluções, enquanto outras não se misturam? 
Por que a água se mistura com o álcool comum e não com a 
gasolina? Isso ocorre devido às forças intermoleculares que 
unem as partículas formadoras de cada substância, como 
citado anteriormente. Vamos acompanhar a visão 
microscópica da dissolução em alguns exemplos a seguir: 
 
EXEMPLO: CASO DA ÁGUA E DO ÁLCOOL COMUM 
 
Na água pura existem moléculas de água polares; 
No álcool comum (C2H5OH ) há moléculas também polares: 
 
Na gasolina há moléculas de C8H18 apolares: 
 
 
 
 
 
Soluções – PARTE I 5 
Misturando água e álcool e água e gasolina, teremos duas 
situações: 
 
- Misturando água e álcool, forma-se uma solução, onde as 
moléculas se ligam por pontes de hidrogênio 
 
 
- Misturando água e gasolina, não se forma solução; as 
moléculas de água não encontram nas moléculas de gasolina 
“pontos de polaridade” onde possam de unir. 
 
EXEMPLO: DISSOLUÇÃO DO SAL COMUM EM ÁGUA 
 
 
 
Colocando-se sal de cozinha na água, a “extremidade 
negativa” de algumas moléculas de água tende a atrair os 
íons Na+ do reticulado cristalino do sal; e a “extremidade 
positiva” de outras moléculas de água tende a atrair os íons 
Cl- do reticulado. Desse modo, a água vai desfazendo o 
reticulado cristalino do NaCl , e os íons sódio e cloreto entram 
em solução, cada um deles envolvido por várias moléculas de 
água. Esse fenômeno é denominado solvatação dos íons. 
 
 
 
É importante notar que muitas soluções são coloridas e isso 
se deve a seus íons. Assim, por exemplo, são coloridas as 
soluções com os cátions: Cu+2(azul); Fe+3(amarelo); etc. e 
também as soluções com os ânions: MnO4-(violeta); 
Cr2O7-2(laranja); etc.. 
 
Será mais solúvel o sal em que, na sua 
respectiva dissolução, predominarem as forças de 
dissolução e solvatação exercidas pela água (ou outro 
solvente) em relação as forças de coesão entre os íons 
no estado sólido 
 
 
 
 
 
 
 CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES 
 
1) QUANTO AO ESTADO FÍSICO: 
 
Depende do estado físico do solvente 
 
• Solução sólida: Bronze (liga entre cobre e estanho) 
• Solução líquida: água + sal de cozinha 
• Solução gasosa: ar atmosférico 
 
Nas soluções líquidas, tendo como soluto um gás 
(bebida gaseificada) , temos como parâmetro de solubilidade 
a LEI DE HENRY : 
 
- quanto maior a pressão, maior a solubilidade 
- quanto maior a temperatura, menor a solubilidade 
 
Pontos de nucleação = fissuras do vidro ou 
impurezas da superfície propiciam a formação e retenção de 
pequenas bolhas, quebrando a homogeneidade. O mesmo 
acontece se houver acréscimo de sal, açúcar ou gelo, pois 
possuindo muitos poros, favorecem a formação desses 
pontos. 
 
Em rios e lagos, o aumento de temperatura 
provoca uma menor solubilidade do gás oxigênio dissolvido, 
causando a morte de peixes, etc.. Denominamos de poluição 
térmica 
 
Outro exemplo prático é em relação ao 
mergulho. Quanto maior a profundidade, o ar expirado se 
dissolve nos fluidos e tecidos do corpo (maior pressão), 
cresce a taxa de oxigênio e nitrogênio dissolvidos no sangue. 
Então, é preciso subir lentamente para que haja a 
descompressão e não ocorra a formação de bolhas - embolia. 
 
2) QUANTO À CONDUÇÃO DE CORRENTE ELÉTRICA 
 
• iônica → conduz a corrente (presença de eletrólitos – íons 
com movimentação livre e intensa) 
 
 H2O 
Ex : NaCl → Na+(aq) + Cl-(aq) 
 
 
 
 
 
Soluções – PARTE I 6 
• molecular → não conduz a corrente a corrente (não-
eletrólitos) 
 
 H2O 
Ex : C12H22O11 → C12H22O11(aq) 
 
 
 
3) QUANTO À CONCENTRAÇÃO DO SOLUTO 
 
• diluída: quantidade pequena de soluto em relação à solução 
(no máximo 0,1mol de soluto por litro de solução) 
 
• concentrada: quantidade elevada de soluto em relação à 
solução 
 
 SOLUBILIDADE 
 
A maior parte das propriedades das soluções depende da 
quantidade relativa de seus componentes, tornando-se, 
portanto, importante retomar o conceito de solubilidade. É 
uma ideia quantitativa que indica a propriedade que uma 
substância possui de se dissolver em outra. Desta forma diz-
se que o sal de cozinha é solúvel em água. A 20°C 
conseguimos dissolver 360 gramas de sal de cozinha em um 
litro de água. Esta quantidade varia com a temperatura. Esta 
quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvida em 
uma quantidade fixa de solvente, em determinada 
condições de temperatura e pressão é chamada de 
coeficiente de solubilidade ou ponto de saturação. Este 
coeficiente de solubilidade é geralmente expresso em massa 
do soluto (em gramas) que pode ser dissolvido em um litro de 
solvente (ou massa do solvente) quando o solvente é sólido 
ou líquido. 
 
Exemplos: 
 
360 gramas de cloreto de sódio (sal de cozinha) em 1000 
gramas de água a temperatura de 20°C. 
 
2050 gramas de sacarose (açúcar comum) em 1000 
mililitros (1litro) de água a temperatura de 20°C. 
 
0,0334 gramas de naftalina em 1000mL (1litro) de água a 
temperatura de 20°C. 
 
A quantidade de uma substância que se dissolve em outra 
varia significativamente conforme a natureza das substâncias 
envolvidas. A solubilidade de uma substância em um 
determinado solvente sofre ainda o efeito de fatores externos 
como a temperatura e a pressão. A temperatura quase 
sempre influi na solubilidade, enquanto a pressão torna seu 
efeito considerável quando o soluto é um gás. 
 
 
PODEMOS CLASSIFICAR AS SOLUÇÕES 
DE ACORDO COM O COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE 
(C.S): 
 
- Quando o soluto adicionado a um solvente atinge o seu 
máximo de solubilidade em uma quantidade limite de 
solvente diz-se que a solução assim preparada está 
saturada. 
 
Se adicionarmos uma quantidade maior que o C.S, mantendo 
à temperatura constante, iremos originar uma quantidade em 
excesso que irá se depositar no fundo do recipiente e vai ser 
denominado de corpo de fundo ou corpo de chão ou 
“excesso”. 
 
- Se a quantidade de soluto dissolvida é inferior ao valor 
estipulado pelo coeficiente de solubilidade ela será 
classificada como insaturada. 
 
Se a solução insaturada apresenta uma quantidade de soluto 
elevada, dissolvida, sem, no entanto, atingir o ponto de 
saturação podemos chamá-la de concentrada. Se apresentar 
uma pequena quantidade de soluto em relação ao solvente, 
ou seja, uma quantidade de soluto muito afastado do máximo 
que pode ser solubilizado, vamos classificá-la de diluída. 
 
- Certas condições especiais e artificiais de preparação 
são possíveis, em alguns casos, conseguir a 
solubilização de uma quantidade de soluto maior que a 
prevista pelo coeficiente de solubilidade. A solução 
assim obtida é denominada supersaturada, sendo 
extremamente instável, ou seja, facilmente ocorre a 
precipitação do excesso que estava dissolvido. 
 
Exemplos: Mel de abelha, água mineral com gás, 
refrigerantes, solução aquosa de acetato de sódio. 
 
O preparo de uma solução supersaturada é baseado no 
princípio que quanto maior a temperatura, maior a 
solubilidade. Aquecemos o sistema até que todo o excesso 
se dissolva, e resfriamos lentamente (sem que haja 
perturbação externa) para que o excesso continue dissolvido. 
Se acrescentarmos um grão do soluto analisado 
(chamado de gérmen de cristalização) irá precipitar todo o 
excesso. 
 
 
 
 
 
 
Soluções – PARTE I 7 
 
 
 
 
 
 CURVAS DE SOLUBILIDADE 
 
São gráficos que mostram a variação do coeficiente de 
solubilidade de uma substância, em um determinado 
solvente, em função da temperatura. É importante salientar 
que a variação de solubilidade apresentada por um soluto 
não pode ser prevista teoricamente, uma vez que, não se 
observaregularidades de comportamentos, portanto, a 
determinação do coeficiente de solubilidade deve ser 
realizada experimentalmente para cada substância. As 
curvas de solubilidade são significativas quando o soluto é 
um sólido e o solvente é líquido, pois neste caso a 
temperatura é o fator físico que influi de maneira perceptível 
na solubilidade. A tabela abaixo mostra a variação do 
coeficiente de solubilidade do açúcar (sacarose) em relação à 
temperatura para uma quantidade fixa de solvente (água): 
 
 
 
As tabelas de solubilidade podem ser transformadas em 
gráficos. 
 
Observe: 
 
1) Se fizermos um gráfico do coeficiente de solubilidade do 
nitrato de potássio, KNO3, em água, iremos obter uma curva 
ascendente, característica de dissolução endotérmica. 
 
+ temperatura 
+ solubilidade 
 
 
 
 
 
As curvas de solubilidade são muito importantes, pois 
caracterizam cada substância pura. Duas substâncias puras 
diferentes podem ter a mesma solubilidade em um mesmo 
solvente, em dada temperatura, mas jamais terão a mesma 
curva de solubilidade. Então, podemos separar dois solutos 
em um solvente através da cristalização fracionada, 
baseado no princípio de que o resfriamento da solução iria 
provocar a cristalização de um dos solutos primeiramente. 
 
2) Se fizermos um gráfico do coeficiente de solubilidade do 
hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, em água, em função da 
temperatura, iremos obter uma curva descendente, 
característica de dissolução exotérmica. 
 
+ temperatura 
– solubilidade 
 
 
 
. 
 
A dissolução de um gás em um líquido trata-se de 
dissoluções exotérmicas, onde quanto maior a temperatura e 
menor a pressão = menor a solubilidade (LEI DE HENRY) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Soluções – PARTE I 8 
Observe a dissolução de algumas substâncias em água: 
 
 
É interessante notar que, no instante da dissolução, muitos 
solutos “esfriam” a solução. Isso indica que a dissolução está 
absorvendo calor da solução (dissolução endotérmica). 
Nesse caso, a dissolução é facilitada pelo aquecimento da 
solução. É o que acontece com a maior parte das 
substâncias cuja solubilidade aumenta com a temperatura 
(curvas ascendentes). Pelo contrário, as substâncias que se 
dissolvem com liberação de calor (dissolução exotérmica) 
tendem a ser menos solúveis a quente (curva descendente). 
 
 
 
 
 
 
 
No gráfico acima notamos que, a 20°C, o ponto X representa 
uma solução não-saturada; Y, uma solução saturada; Z, uma 
solução supersaturada. Podemos concluir que, na prática, só 
poderemos usar as soluções que estão “abaixo” da curva de 
solubilidade, pois acima dessa curva as soluções seriam 
supersaturadas e, portanto, todo o excesso do soluto tenderia 
a se precipitar. 
 
 DISSOLUÇÃO DE COMPOSTOS HIDRATADOS 
 
Dizemos que um composto é hidratado quando possui 
moléculas de água como parte integrante de seu arranjo 
cristalino. Cada grau de hidratação diferente atribui ao 
composto propriedades físicas específicas; assim, por 
exemplo, os compostos cloreto de cálcio hexa-hidratado, 
CaCI2 . 6H20, cloreto de cálcio tetra-hidratado, CaCI2 . 4H2O, 
e cloreto de cálcio di-hidratado, CaCl2. 2H20, possuem 
propriedades físicas (como o coeficiente de solubilidade) 
distintas. Se durante a dissolução de um soluto hidratado (em 
determinado solvente), temperaturas crescentes, houver 
mudança do grau de hidratação do composto, a curva de 
solubilidade apresentará pontos de inflexão. Os pontos de 
inflexão determinam mudanças bruscas na inclinação da 
curva de solubilidade. Veja na tabela a seguir como varia o 
coeficiente de solubilidade do sulfato de sódio deca-
hidratado, Na2SO4 .10H20, em água, com o aumento de 
temperatura. 
 
 
 
Note que quando a temperatura atinge a faixa entre 30 C e 
40 C, ocorre a desidratação do sulfato de sódio deca-
hidratado, Na2SO4 .10H20 e a consequente formação do 
sulfato de sódio anidro, Na2SO4. Na verdade, verifica-se 
experimentalmente que essa mudança ocorre a exatamente 
32,4 °C. 
 32,4C 
Na2 SO4 .10 H20(aq) → Na2 SO4(aq) + 10 H2O 
 
As propriedades físicas (como o coeficiente de solubilidade), 
portanto, sofrem uma mudança brusca. Se fizermos um 
gráfico dos valores dos coeficientes de solubilidade do sulfato 
de sódio deca-hidratado, Na2 SO4 .10 H20 e do sulfato de 
sódio anidro, Na2SO4 em água, em função da temperatura, 
iremos observar um ponto de inflexão na temperatura de 
32,4 °C. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Soluções – PARTE I 9 
Outros exemplos: 
 
 
 
RESUMINDO: 
 
 
 
 
 PREPARANDO UMA SOLUÇÃO 
 
 
Digamos que um químico queira preparar 1L de solução de 
sacarose, açúcar, com uma concentração de 12 g/L, então os 
procedimentos são os seguintes: (1) O soluto (açúcar) é 
pesado (12 gramas) numa balança analítica utilizando um 
vidro de relógio ou béquer; (2) adiciona-se solvente (água) 
para dissolver o soluto e mexe a mistura com um bastão de 
vidro, (3) com o auxílio do bastão de vidro e um funil comum, 
a solução presente no béquer é transferida para um balão 
volumétrico; (4) para garantir que não fique parte do soluto no 
béquer, adiciona mais água com auxílio de uma pisseta para 
"lavar" o béquer garantindo a completa dissolução de 
possíveis grãos de açúcar, em seguida, (5) adiciona-se um 
pouco de água destilada (usada desde o início) e agita-se até 
que todo o açúcar se dissolva. Finalmente, (6) acrescenta-se 
água com o auxílio da pisseta até atingir a marca de um litro. 
Pronto, sua solução estar preparada para ser utilizada nas 
reações. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 INTERPRETANDO O RÓTULO DE UMA SOLUÇÃO 
 
 
 
A legenda da foto ao lado, traz as seguintes informações: o 
NaOH(aq) indica que a substância dissolvida (soluto) é o 
NaOH e que o solvente é a água. O termo C = 10 g/L indica 
uma solução aquosa de NaOH, de concentração igual a 10 
g/L. E ainda, que cada 1L da solução contém 10 g de 
NaOH. Ou seja, não necessariamente nós temos 1L naquele 
balão. Trata-se de uma proporção. 
 
 NÃO CONFUNDA DISSOLVER COM DILUIR 
 
Quando se mistura o pó para refresco em água e mexer bem, 
o pó está sendo dissolvido na solvente água. Agora, ao se 
acrescentar mais solvente à solução para diminuir a 
concentração, ocorrerá uma diluição. Logo se seu refresco 
está “muito forte” (concentração alta), basta adicionar água 
até que a concentração fique ao seu gosto. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
https://4.bp.blogspot.com/-2lP5XfjxEiI/UadVUFWky8I/AAAAAAAABgY/uPYvfIH0K2Y/s1600/Sol.jpg
https://4.bp.blogspot.com/-EA3HEwdqR3k/UadVfzZxIQI/AAAAAAAABgg/UYmRiWKywrA/s1600/solu%C3%A7%C3%A3o.jpg
 
 
Soluções – PARTE I 10 
 EXPRESSÕES FÍSICAS 
 
Não dependem da massa molar do soluto 
 
► TÍTULO EM MASSA 
 
O Título em massa (T) é uma modalidade de concentração 
de soluções que relaciona a massa do soluto ou do solvente 
com a massa da solução. Por essa razão, ele sempre 
expressa o quantitativo do soluto ou do solvente em relação à 
solução, ou seja, sempre que calculamos o título em massa, 
seu resultado refere-se ao soluto na solução. 
 
A massa da solução é a soma entre a massa do soluto (m1) e 
a massa do solvente (m2). 
 
m = m1 + m2 
 
A fórmula utilizada para calcular o título em massa do soluto 
é: 
 
T = m1 
 m 
 
T = título em massa do soluto 
 
 m1 = massa do soluto 
 
m = massa da solução 
 
ou 
 
T = m1 
 m1 + m2 
 
Nos cálculos com o título em massa, devemos utilizar as 
massas do soluto, solvente e da solução sempre na mesma 
unidade. Assim, como se trata de uma relação entre massas, 
as unidades são divididas; logo, o título em massa não possui 
unidade de medida. O título possibilita determinar a 
porcentagem de soluto ou solvente na solução, ou seja, 
relacionar a PARTE com o TODO. Portanto, o título é sempre 
um número menor que 1. Vale ressaltar que sempre 
calculamos a porcentagem a partir do título em massa. 
 
A partir do valor do título de uma solução, podemos calcular a 
porcentagem do soluto e do solvente por meioda seguinte 
fórmula: 
 
P = T . 100 
 
P = porcentagem 
 
T = título em massa 
 
Exemplo: Qual a porcentagem de soluto em uma solução 
formada pela dissolução de 10g de soluto em 90g de 
solvente? 
 
T = m1 = 10\ 100 = 0,1, que multiplicado por 100, 
 m 
temos 0,1 x 100 = 10% 
 
Interpretando: Uma solução possui título em massa de 0, 2. 
Significa: 
 
20% soluto 
80% solvente 
Exemplos de cálculos com o título em massa 
 
1º exemplo: (FO-DIAMANTINA-MG) Quantos gramas de 
água são necessários para preparar uma solução a 20%, em 
peso, usando 80 g de soluto? 
 
a) 400 
b) 500 
c) 180 
d) 320 
e) 480 
 
Dados fornecidos pelo exercício: 
 
Porcentagem = 20% 
Massa do soluto (m1) = 80g 
Massa de água (m2) = ? 
 
Passo 1: transformar a porcentagem dada em título. 
 
P = T . 100 
 
20 = T . 100 
 
T = 20 
 100 
 
T = 0,2 
 
Passo 2: utilizar os dados na fórmula a seguir para 
determinar a massa de água. 
 
T = m1 
 m1 + m2 
 
0,2 = 80 
 80 + m2 
 
0,2. (80 + m2) = 80 
 
16 + 0,2.m2 = 80 
 
0,2.m2 = 80 – 16 
 
m2 = 64 
 0,2 
 
m2 = 320g 
 
2º exemplo: (UFMS) A sacarose é um carboidrato muito 
solúvel em água; para saturar 0,5 L de água pura 
(d = 1,0 g/mL) à temperatura de 20°C, são necessários 
1000 g desse açúcar. Qual é, aproximadamente, a 
concentração dessa solução em porcentagem (m/m)? 
 
a) 50 %. 
b) 25 %. 
c) 78 %. 
d) 67 %. 
e) 90 %. 
 
Dados fornecidos pelo exercício: 
 
Porcentagem = ? 
Massa do soluto (m1) = 1000 g 
Volume de água (V2) = 0,5 L ou 500 mL 
Densidade da água (d2) = 1 g/mL 
 
Passo 1: calcular a massa do solvente utilizada no preparo da 
solução a partir da fórmula da densidade. 
 
 
 
Soluções – PARTE I 11 
d2 = m2 
 V2 
 
1 = m2 
 500 
 
m2 = 500g 
 
Passo 2: utilizar os dados na fórmula a seguir para 
determinar o título em massa. 
 
T = m1 
 m1 + m2 
 
T = 1000 
 1000 + 500 
 
T = 1000 
 1000 + 500 
 
T = 1000 
 1500 
 
T = 0,67 (aproximadamente) 
 
Passo 3: calcular a porcentagem a partir do título em massa 
encontrado. 
 
P = T . 100 
 
P = 0,67 . 100 
 
P = 67% 
 
► TÍTULO EM VOLUME OU PORCENTAGEM EM VOLUME 
 
Se pegarmos uma garrafa com vinho, podemos ler no rótulo o 
teor alcoólico, por exemplo 12%. Esta porcentagem 
representa 12 volumes de álcool que existe em 100 volumes 
de vinho. Vamos chamar esta expressão de porcentagem em 
volume (V/V). 
 
 volume = V1 
 V 
 
Onde V = volume da solução, que não corresponde 
necessariamente a soma de V1 + V2. Essa porcentagem em 
volume é denominada de Gay-Lussac (°GL). 
 
O volume da solução não é necessariamente igual à soma do 
volume do solvente com o volume do soluto (embora muitas 
vezes a diferença possa ser considerada desprezível). Isso 
ocorre porque as forças intermoleculares que existem nesses 
líquidos influenciam no volume final. 
 
Na solução, por exemplo, de álcool com a água, ocorre uma 
contração do volume total da solução; ou seja, o volume final 
será menor do que se somássemos o volume do álcool e da 
água isolados. Isso se dá porque as moléculas de álcool 
estabelecem ligações ou pontes de hidrogênio com as 
moléculas da água, diminuindo os espaços entre elas. 
 
Portanto, nesse e nos outros casos, o volume da solução 
deve ser medido experimentalmente quando não forem 
fornecidos no exercício. Portanto, observamos que quando 
misturamos dois líquidos que possuem mesma polaridade e 
características de forças intermoleculares semelhantes, pode 
haver uma aproximação entre as moléculas dos líquidos, 
provocando, assim, uma contração de volume. 
 
 BEBIDAS ALCOÓLICAS 
 
Vodka (40%): cada 100 volumes de vodka tem 40 volumes 
de álcool. 
 
Campari (28,5%): cada 100 volumes de campari tem 28,5 
volumes de álcool. 
 
Uísque (43%): cada 100 volumes de uísque têm 43 volumes 
de álcool. 
 
► CONCENTRAÇÃO EM PPM (PARTES POR MILHÃO) 
 
Quando trabalhamos com soluções em que a quantidade de 
soluto dissolvida é muito pequena, costuma-se utilizar a 
unidade ppm, que significa partes por milhão. 
 
 
 
Por exemplo, se dissermos que a concentração de uma 
solução é de 50 ppm, significa que existem 50 partes do 
soluto dissolvidos em um milhão de partes da solução. 
 
Visto que as soluções com as quais se trabalha o ppm são 
bastante diluídas, a massa ou o volume da solução é 
praticamente igual à massa ou volume do solvente. 
 
Se estivermos trabalhando com soluções líquidas ou sólidas, 
o ppm é expresso em massa; porém quando forem gasosas, 
o ppm deve ser expresso em volume. 
 
Por exemplo, o padrão aceitável para a concentração de 
monóxido de carbono, CO, no ar é de 9 ppm, o que quer 
dizer que deve haver 9 L de monóxido de carbono em cada 
1 milhão de litros de ar. Porém, em cidades grandes, como 
São Paulo, já foram registrados índices de 13,4 ppm. 
 
Conforme esse exemplo ilustra, o ppm geralmente é usado 
referindo-se a fatores relacionados à poluição, tais como 
índices máximos permitidos de gases poluentes no ar, de 
metais pesados (como o chumbo) nas águas de 
abastecimentos, de produtos químicos que contaminam rios e 
lagos, e assim por diante. 
 
Além disso, o ppm também é usado em produtos de higiene e 
alimentos. Por exemplo, os cremes dentais costumam trazer 
em seus rótulos a quantidade em ppm de flúor (na forma de 
algum sal) que eles apresentam. Os corantes dos produtos 
alimentícios podem conter metais pesados, como chumbo e 
cobre, que também são mensurados em ppm. 
 
 
 
Soluções – PARTE I 12 
Nos casos citados, usamos a mesma unidade para a parte do 
soluto e para a parte da solução. Porém, existem algumas 
relações de unidade que correspondem ao ppm. Um exemplo 
é: 
1 ppm = 1 mg 
 1 kg 
Isso ocorre porque 1 mg é igual a 1 . 10-3g e 1 kg é o mesmo 
que 1 . 103g, assim, temos: 
1 ppm = 1 . 10-3g 
 1 . 103g 
1 ppm = 1 . 10-6g 
 1 . g 
1 ppm = 1 g 
 106g 
As relações que resultam em ppm são: 
 
 
 
Vejamos um exemplo de como utilizar essa unidade para 
resolver exercícios: 
Um refrigerante contém 0,1% em massa de benzoato de 
sódio. Qual o valor dessa concentração em partes por milhão 
(ppm)? 
Resolução: 
100 g de refrigerante --- 0,1 g de benzoato de sódio 
106 g (um milhão) --- x 
x = 0,1 g/100g 
x = 1000 g 
Há 1000 g de benzoato de sódio em 1 milhão de gramas do 
refrigerante, ou seja, sua concentração é de 1000 ppm. 
Existem casos em que a solução está tão 
diluída que é necessário usar partes por bilhão (ppb) ou até 
partes por trilhão (ppt). Suas fórmulas são, respectivamente: 
 
1 ppb = 1 parte de soluto 
 109 partes de solução 
 
1 ppt = 1 parte de soluto 
 1012 partes de solução 
 
► CONCENTRAÇÃO COMUM (CONCENTRAÇÃO g\L) 
A concentração comum nada mais é do que a relação 
matemática estabelecida entre a massa do soluto 
dissolvida em certo volume de solução, sendo 
representada pela seguinte expressão matemática: 
C = m1 
 V 
• m1 = massa do soluto 
• V = volume da solução 
• C = concentração comum 
As unidades de medida que rotineiramente estão 
relacionadas com a concentração comum estão listadas 
abaixo. Vale destacar que a primeira letra se refere à massa 
do soluto, e a segunda, ao volume da solução: 
• g/L (massa em gramas e volume em litros). Trata-se da 
unidade mais utilizada; 
• mg/L (massa em miligramas e volume em litros); 
• g/mL (massa em gramas e volume em mililitros); 
• mg/ mL (massa em miligramas e volume em mililitros); 
A concentração comum está muito presente no nosso dia a 
dia, como quando utilizamos uma solução nasal para 
desentupir as narinas, na preparação do soro caseiro ou 
ainda quando fazemos a medida da quantidade de glicose no 
nosso sangue.Em todos esses casos, há algo em comum: a 
dosagem da quantidade de soluto dissolvida em certa 
quantidade de volume de solução. 
 
 
 
Soluções – PARTE I 13 
A concentração também é muito usada para indicar a 
composição de alimentos, medicamentos e materiais de 
limpeza e higiene líquidos. Observe o rótulo do leite integral a 
seguir em que é relacionada a concentração de vários 
nutrientes, como carboidratos, proteínas e gorduras totais 
presentes em 200 mL da solução. 
 
Por exemplo, em cada 200 ml do leite, existem 9 g de 
carboidratos. A partir da transformação dessa quantidade de 
leite para litros e dos cálculos conforme o mostrado a seguir, 
a concentração existente de carboidratos é de 45 g/L. 
• Transformação da unidade do volume para o Sistema 
Internacional, ou seja, de mL para L: 
 
• Cálculo da concentração de carboidratos no leite: 
 
Isso significa que, para cada litro desse leite, são 
encontrados 45 g de carboidratos. 
Podemos interpretar, então, que para uma solução aquosa de 
cloreto de sódio com concentração comum igual a 360 g/L, a 
cada litro de solução (água mais cloreto de sódio) tem uma 
massa de cloreto de sódio igual a 360 gramas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Digamos que houvesse 5,0 g de sal (NaCl) 
em 500 mL de água e, depois de misturarmos bem, 
notássemos que o volume da solução havia permanecido em 
500 mL. A partir desse experimento, conseguimos encontrar 
os seguintes dados: 
 
Massa do soluto (m1) = 5,0 g 
 
Volume do solvente (V2)= 500 mL 
 
Volume da solução (V) = 500,0 mL 
Podemos calcular a concentração comum por meio da 
seguinte fórmula matemática: 
 
Vamos usar essa fórmula para descobrir qual é a 
concentração da solução citada no início, antes, porém, veja 
quais são as unidades usadas no Sistema Internacional de 
Unidades (SI): 
m1= grama (g) 
V = litro (L) 
C = g/L 
Veja que a unidade do volume é em litro, portanto, 
precisamos transformar o volume da solução, que está em 
mL (mililitros), para litros (L): 
1 L ----------- 1000 mL 
x ----------- 500 mL 
x = 0,5 L 
Agora sim podemos substituir esses dados na fórmula: 
C = m1 
 v 
C = _5,0 g 
 0,5 L 
C = 10 g/L 
Isso significa que em cada litro da solução existem 10 g de 
sal. 
Digamos que a dividíssemos em três alíquotas, ou seja, três 
amostras diferentes da solução, que conteriam 
respectivamente 0,1 L, 0,3 L e 0,4 L. Podemos descobrir a 
massa de NaCl dissolvida em cada uma dessas alíquotas por 
meio de uma regra de três simples: 
 
 
https://brasilescola.uol.com.br/biologia/carboidratos.htm
https://brasilescola.uol.com.br/biologia/proteinas.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/concentracao-comum-c.htm
 
 
Soluções – PARTE I 14 
1ª alíquota 2ª alíquota 3ª alíquota 
0,5 L ----- 5,0 g 0,5 L ----- 5,0 g 0,5 L ----- 5,0 g 
0,1L ----- y 0,3 L ----- w 0,4 L ----- z 
y = 1,0 g w = 3,0 g z = 4,0 g 
Agora, veja o que acontece se calcularmos novamente a 
concentração comum para cada uma dessas alíquotas: 
1ª alíquota: 2ª alíquota: 3ª alíquota: 
C = _1,0 g C = _3,0 g C = _4,0 g 
 0,1 L 0,3 L 0,4 L 
C = 10 g/L C = 10 g/L C = 10 g/L 
A concentração é a mesma que a concentração inicial. Se 
não alterarmos a quantidade de soluto nem de solvente, a 
concentração será a mesma em qualquer alíquota da 
solução. Isso acontece porque, se por um lado o volume é 
menor, a massa de soluto dissolvido também é menor, de 
modo proporcional. Assim, a concentração em massa não 
depende da quantidade da solução. 
 
► DENSIDADE 
 
A densidade é uma propriedade física que tem por função 
relacionar a massa da matéria e o volume que ela ocupa, o 
que resulta na seguinte equação: 
 
d = m 
 V 
 
Quando estamos estudando uma solução, a leitura da 
fórmula da densidade para ela seria: 
 
• d = densidade da solução 
• m = massa da solução 
• V = volume da solução 
• 
Para realizar cálculos que envolvem a densidade de uma 
solução, devemos ter clara a sua definição, isto é, a solução 
é uma mistura formada pela adição de um soluto em um 
solvente. Assim, trata-se da união de duas outras matérias, 
cada uma com seu volume e massa. Por esse motivo, 
podemos reescrever a fórmula da densidade de uma solução 
da seguinte forma: 
 
d = m1 + m2 
 V1 + V2 
 
m1 = massa do soluto 
m2 = massa do solvente 
V1 = volume do soluto 
V2 = volume do solvente 
 
Quanto maior a quantidade de soluto adicionado ao solvente, 
mais a densidade da solução sofrerá alteração. Por essa 
razão, a densidade também pode ser considerada uma 
modalidade de determinação da concentração. As unidades 
de medida mais utilizadas para a densidade no estudo de 
soluções são: 
 
• g/L 
• g/mL 
• g/cm3 
• Kg/L 
Assim, a leitura que devemos fazer quando um determinado 
exercício fornecer uma densidade igual a 0,8 g/mL, por 
exemplo, é a de que, a cada 1 mL daquela solução, a 
resultante das massas do soluto e do solvente é de 0,8 
gramas. 
Vejamos um exemplo: 520 mL de uma solução aquosa 
foram preparados pela adição de certa massa de KOH em 
300 mL de água. Determine a massa de soluto presente 
nessa solução. Dados: densidade da solução igual a 1,50 
g/mL; densidade da água igual a 1,0 g/mL. 
Dados do exercício: 
d = 1,50 g/mL 
V = 520 mL 
m1 = ? 
d2 = 1 g/mL 
V2 = 300 mL 
O exercício forneceu o volume e a densidade da água. Com 
esses dois dados, podemos calcular a massa do solvente 
pela seguinte relação: 
d2 = m2 
 V2 
1 = m2 
 300 
m2 = 300.1 
m2 = 300 g 
Com a densidade, o volume da solução e a massa do 
solvente, podemos calcular a massa do soluto por meio da 
seguinte relação: 
d = m1 + m2 
 V 
1,5 = m1 + 300 
 520 
m1 + 300 = 1,5.520 
m1 + 300 = 780 
m1 = 780 - 300 
m1 = 480 g 
 
 
 
 
 
 
 
 
https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/solucoes-quimicas.htm
https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/concentracao.htm
 
 
Soluções – PARTE I 15 
► RELAÇÃO ENTRE AS EXPRESSÕES FÍSICAS 
 
C = m1 → m1 = C . V 
 V 
 
T = m1 → m1 = T . m 
 m 
C . V = T . m 
 
C = T . m (I) 
 V 
Da fórmula da densidade, temos: 
d = m 
 V 
Então, podemos fazer a seguinte substituição em (I): 
C = T . d 
É importante lembrar que a concentração comum (C) e a 
densidade devem estar nas mesmas unidades. Caso a 
concentração comum esteja em g\L e a densidade em g\ml, 
podemos ajustar da seguinte forma: 
C = T . d. 1000 
Ou 
C = % . d . 10 
Exemplo: 
“Numa estação de tratamento de água, adicionou-se cloro até 
0,4% de massa. A densidade da solução final era de 1,0 
g/mL. Qual será a concentração de cloro nessa solução em 
g/L?” 
Resolução: 
Dados: 
d = 1,0 g/mL 
T = 0,4 %= 0,004 
C = ? g/L 
C = T . d . 1000 
C = 0,004 . 1g\ml. 1000 
C = 4 g/L 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 EXPRESSÕES QUÍMICAS 
 
Dependem da massa molar do soluto 
 
► FRAÇÃO EM QUANTIDADE DE MATÉRIA OU FRAÇÃO 
MOLAR (X) 
A fração molar é um número adimensional (sem unidade de 
grandeza) que relaciona a parte de uma mistura com o total. 
É frequentemente utilizada para indicar a porcentagem molar 
de uma substância – número de mol do soluto dividido pelo 
número de mol da solução (soluto + solvente); assim como 
em balanços de massa. 
A fração em quantidade de matéria do soluto (X1) em uma 
solução é a relação entre a quantidade de matéria do soluto 
(n1) e a quantidade de matéria da solução (n). 
 
X1 = n1 = n1 (fração molar do soluto ) 
 n n1 + n2 
 
X2 = n2 = n2 (fração molar do solvente ) 
 n n1+ n2 
Vale lembrar que a soma das frações molares de todos os 
componentes de uma mistura deve ser sempre igual a 1. 
Exemplo: Uma solução de NaCl foi preparada a partir de 
250mL de água pura destilada e 12g do soluto. Calcular a 
fração molar do sal na solução. 
Primeiramente, deve-se calcular o número de mol do NaCl 
dividindo-se a massa adicionada à solução pela sua massa 
molar: 
n NaCl =12 = 0,205 mol 
 58,5 
Em seguida, calcula-se o número de mol de H2O contidos em 
250mL (250g). Dividimos esta massa por sua massa molar. 
n H2O = 250 = 13,89 mol 
 18 
Assim, a fração molar do soluto é: 
 
Em percentual: 
 
 
Portanto, quando se diz que uma solução possui, por 
exemplo, fração molar do soluto igual a 0,3, concluímos que 
para cada 1 mol de solução, temos 0,3 mol de soluto e 
0,7mol de solvente. Ou seja, informa, em mols, a proporção 
de soluto e solvente na solução, podendo, então, ser 
expressa em porcentagem. 
 
 
https://www.infoescola.com/quimica/substancia-quimica/
https://www.infoescola.com/quimica/solucoes/
 
 
Soluções – PARTE I 16 
► CONCENTRAÇÃO MOLAL OU MOLALIDADE (W) 
 
A molalidade é a única expressão de concentração que 
relaciona quantidade de soluto dissolvido em determinada 
quantidade de solvente (e não de solução). A molalidade (w) 
indica a quantidade de matéria de soluto (n1) que se encontra 
dissolvida numa massa de 1 quilograma de solvente (m2). 
 
W = n1 
 m2 (kg) 
 
A molalidade não depende da variação de temperatura, pois 
não está relacionada ao volume (igualmente ao título e 
fração molar). É importante observar que na molalidade, por 
definição, a massa do solvente deve ser expressa em 
quilogramas. Note que se relacionarmos a quantidade de 
matéria do soluto por gramas toneladas de solvente não 
expressaremos a molalidade. Quando se diz, por exemplo, 
que uma solução apresenta molalidade igual 2 mol/kg ou que 
uma solução é 2 molal, isso significa que em cada quilograma 
do solvente (e não da solução) existem 2 mol de soluto 
dissolvidos. 
 
Exemplo: (UFF-RJ-Adaptada) A glicose, com fórmula 
estrutural C6H12O6, é um açúcar simples e é também a 
principal fonte de energia para os seres humanos e outros 
vertebrados. Açúcares mais complexos podem ser 
convertidos em glicose. Numa série de reações, a glicose 
combina-se com o oxigênio que respiramos e produz, após 
muitos compostos intermediários, dióxido de carbono e água 
com liberação de energia. A alimentação intravenosa 
hospitalar consiste usualmente em uma solução de glicose 
em água com adição de sais minerais. Considerando que 
1,50 g de glicose sejam dissolvidos em 64,0 g de água, qual 
será a molalidade da solução resultante? 
 
a) 0,13 b) 0,20 c) 0,40 d) 0,31 e) 0,41 
 
Os dados fornecidos pelo exercício são: 
 
• Massa do soluto (m1): 1,5 g 
• Massa do solvente (m2): 64 g 
• Fórmula molecular do soluto: C6H12O6 
 
Para determinar a molalidade da solução, é interessante 
realizar os seguintes passos: 
 
1º Passo: Transformar a massa do solvente de g para Kg. 
Para isso, basta dividir a massa fornecida, 64 g, por 1000, o 
que resulta em 0,064 Kg. 
 
2º Passo: Transformar a massa do soluto em mol. 
 
1mol ---- 180g 
 X ---- 1,5g 
 
X = 0,008mol 
 
3º Passo: Utilizar os dados fornecidos e encontrados nos 
passos anteriores na seguinte expressão: 
 
W = n1 
 m2 
W = 0,008 
 0,064 
 
W = 0,13 molal (aproximadamente) 
 
► CONCENTRAÇÃO EM QUANTIDADE DE MATÉRIA OU 
CONCENTRAÇÃO MOLAR OU CONCENTRAÇÃO EM 
MOL\L OU MOLARIDADE 
 
Em cálculos que envolvem reações químicas o número de 
mols é mais prático e os químicos frequentemente usam uma 
unidade de concentração que é baseada na quantidade de 
mols de soluto numa solução. Esta expressão de 
concentração é designada por: quantidade de matéria, em 
mols, por volume da solução. 
 
 
Assim uma solução de concentração 5 mols/L ou 5M de 
cloreto de sódio contém 5 mols de NaCl por litro de solução. 
 
 Em soluções aquosas diluídas (geralmente uma 
concentração igual ou inferior a 0,1mol\l), as concentrações 
expressas em molaridade e molalidade são iguais 
numericamente. 
 
 
 No rótulo de um frasco de água oxigenada, 
lê-se 10 volumes. O que isso significa? 
 
Isso significa que a decomposição de 1L da solução de 
peróxido de hidrogênio, por ação da luz ou calor, produz 10L 
de gás oxigênio nas CNTP. A decomposição dá-se de 
acordo com a equação: 
 
2H2O2 → 2H2O + O2(g) 
 
Logo, podemos relacionar o volume de gás oxigênio, nas 
CNTP, com a quantidade em mol de H2O2 presente na 
solução. Considerando 1L de água oxigenada: 
 
2mol de 2H2O2 → 1mol O2(g) 
 
2mol de 2H2O2 → 22,4L de O2(g) 
 X → 10L de O2(g) 
 
X = 0,9mol \ L 
 
Portanto: [H2O2] = 0,9 mol \ L ou 0,9M 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Soluções – PARTE I 17 
 Concentração de íons em solução 
 
Em soluções diluídas, os compostos iônicos se dissolvem em 
água produzindo íons por dissociação. 
 
 
 
Observe que a dissolução de um mol de partículas de NaCl 
forma um mol de íons Na+ e um mol de íons de Cl-, 
totalizando 2 mols de íons em solução. Se tivermos uma 
solução de cloreto de sódio de concentração 2,5 mols/L, 
teremos 2,5 mols de Na+ e de Cl-, totalizando 5 mols por litro 
de íons em solução. 
 
Observe uma solução de cloreto de cálcio 0,5M: 
 
 
 
 
ESQUEMA PRÁTICO PARA SAIS SOLÚVEIS 
 
 1AxBy → xA+y + yB-x 
 
Então: Al2(SO4)3 → 2Al+3 + 3SO4-2 
 1M 2M 3M 
 0,5M 1M 1,5M 
 
Conclusão: A concentração molar de íons em solução está 
relacionada a proporção em mols, que pode ser estabelecido 
por um simples balanceamento da dissociação. 
 
Vejamos outro exemplo: 
 
1. Sulfato de cálcio -2,5M 
 
CaSO4 → cada partícula tem um íon cálcio e um íon sulfato, 
logo 2,5 partículas terão 2,5 íons cálcio e 2,5 íons sulfato, 
num total de 5 íons por partícula, ou 5 mols de íons por mol 
de partículas 
 
Porém, na prática, nenhum composto possui um grau de 
dissociação igual a 100%. Quando não for citado na questão, 
consideramos que o grau de dissociação é igual a 100%. 
Nos casos onde o grau de dissociação for considerado, 
devemos trabalhar em função do valor dado. Observe: 
 
2. Ácido sulfúrico → 2M e  = 60% 
 
1H2SO4 → 2H+ + SO4-2 
 2M 4M 2M (considerando 100% de ionização) 
 
Considerando 60% de 2M, temos somente 1,2M. Então: 
 
 1H2SO4 → 2H+ + SO4-2 
 
 1,2M 2,4M 1,2M (considerando 60% de ionização) 
 
Resumindo: Primeiro calcular quantos do total se dissociará 
em íons após a adição de água. 
 
2 mols .............. 100% 
X mols ................. 60% 
 
X = 1,2 mols que se ionizarão quando em solução aquosa 
formando íons hidrogênio na proporção abaixo. 
 
 
 
Logo teremos a ionização de 1,2 mols do ácido em 2,4 mols 
de íons hidrogênio e 1,2 mols de íons sulfato, num total de 
3,6 mols de íons dissociados. 0,8 mols não sofreram 
ionização e vão ficar dissolvidos na água na forma molecular, 
mas são partículas, logo o total de partículas na solução 
aquosa será igual a: 2,4 + 1,2 + 0,8 = 4,4 mols de partículas 
por litro de solução. 
 
 Relação entre molaridade e 
concentração comum 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Soluções – PARTE I 18 
 MISTURAS SEM REAÇÕES 
 
Diluição: ocorre quando adicionamos água. O volume da 
solução aumenta sua concentração diminui, logo são 
inversamente proporcionais. A massa de soluto permanece 
inalterada. 
 
 
 
Concentração: ocorre quando retiramos água de uma 
solução por evaporação ou adicionamos mais soluto. A 
concentração aumenta. 
 
Numa diluição, como a quantidade de soluto inicial = 
quantidade de soluto final, temos: 
 
 
 
FATOR DE DILUIÇÃO 
Diluição refere-se ao processo de preparar uma solução de 
menor concentração a partir de concentrações mais altas. 
Assim, o volume da solução deinteresse é combinado com o 
volume de solvente adequado, alcançando a concentração 
que se deseja. 
Portanto, o fator de diluição é o número total de volumes em 
que o seu material será dissolvido. 
As soluções de diluição são um processo necessário no 
laboratório, pois as soluções de estoque são frequentemente 
compradas e armazenadas em formas muito concentradas. 
Para que as soluções possam ser usadas (numa titulação, 
por exemplo), elas devem ser precisamente diluídas, obtendo 
uma concentração conhecida e menor. 
Para fazer uma diluição, você adiciona uma pequena 
quantidade de uma solução estoque a uma quantidade de 
solvente. A solução resultante contém a quantidade de soluto 
originalmente retirada da solução estoque, dispersa em um 
volume maior. 
Para calcular o valor de diluição é preciso usar a fórmula: 
 C1 x V1 = C2 x V2 
 
C1= concentração antes da diluição (solução estoque) 
V1= volume antes da diluição 
C2= concentração após a diluição (nova solução) 
V2= volume após a diluição 
 
*Ao calcular os fatores de diluição, é importante que as 
unidades de volume e concentração sejam as mesmas. 
A quantidade de solvente a ser adicionada é igual a V2-V1. 
O fator de diluição é frequentemente expresso usando 
expoentes, 1: 100 (10-2) 1:1000 (10-3) e assim por diante. 
 DILUIÇÕES SERIADAS 
Uma diluição seriada é uma técnica na qual se realizam 
várias diluições progressivas. Inicia com a solução mais 
concentrada chegando a soluções menos concentradas, 
amplificando o fator de diluição rapidamente. 
A fonte do material de diluição (soluto) para cada etapa é 
proveniente do material diluído da etapa anterior. Em uma 
diluição em série, o fator de diluição total é o produto dos 
fatores de diluição em cada etapa. Assim, se você tiver uma 
diluição 1/2, seu fator de diluição é 2, todas as diluições 
seguintes serão multiplicadas por 2. 
Para ter 1 mL de solução, como no exemplo abaixo, você terá 
a adição de 0,1 ml do concentrado mais 0,9 mL do diluente. 
Diluições em série são usadas para criar com precisão 
soluções extremamente diluídas, bem como soluções para 
experimentos que exigem uma curva de concentração com 
uma escala exponencial ou logarítmica. 
A técnica é útil quando há escassez do volume do 
concentrado ou do diluente, havendo necessidade de 
minimizar seu uso, ou quando há necessidade de diversas 
diluições, por exemplo, na determinação de um título ou na 
contagem de microrganismos. 
 
https://kasvi.com.br/wp-content/uploads/2018/05/tubos1.png
 
 
Soluções – PARTE I 19 
 MISTURA DE SOLUÇÕES DE SOLUTOS 
DIFERENTES (não há reação) 
A mistura de soluções com solutos diferentes sem 
reação química é aquela em que não existe interação 
química entre os participantes, ou seja, após a mistura, os 
solutos permanecem inalterados. Um dos caminhos para 
identificar uma mistura de soluções de solutos diferentes sem 
reação química é analisar a composição dos solutos 
presentes. Se os solutos apresentarem o mesmo cátion (por 
exemplo, NaOH e NaCl) ou o mesmo ânion (KOH e AgOH), 
já é um fator que indica que não houve interação ou reação 
química entre os solutos. 
Um exemplo prático para ilustrar o que seria uma mistura de 
soluções de solutos diferentes sem reação é quando 
adicionamos uma solução de cloreto de sódio (NaCl) a uma 
solução de sacarose (C12H22O11): 
 
Mistura de uma solução de NaCl com outra de C12H22O11 
Podemos concluir, então, que, em uma mistura de soluções 
de solutos diferentes sem reação química: 
1. Os solutos misturados não sofrem alterações 
químicas, ou seja, no exemplo dado, a solução final 
possui NaCl e C12H22O11; 
2. O volume (V) do solvente no qual o NaCl e o C12H22O11 
estão inseridos é maior do que antes da mistura. 
• Volume da solução do NaCl antes da mistura = 300 mL / 
Volume da solução em que está o NaCl depois da mistura = 
800 mL. 
• Volume da solução do C12H22O11 antes da mistura = 500 
mL / Volume da solução em que está o C12H22O11 depois da 
mistura = 800 mL. 
OBS.: O volume da solução resultante ou final (Vf) é 
determinado pela soma dos volumes das soluções 
misturadas (volume da solução 1 - V1 e volume da solução 2- 
V2): 
Vf = V1 + V2 
3. A massa (m1) de NaCl e de C12H22O11 que estavam nas 
soluções antes da mistura permanecem da mesma forma 
na solução final. 
• Massa (m1) do NaCl antes da mistura = 50 gramas / 
Massa do NaCl depois da mistura = 50 gramas 
• Massa (m1) do C12H22O11 antes da mistura = 150 gramas / 
Massa do C12H22O11 depois da mistura = 150 gramas 
 
4. Se não houve alteração na massa de nenhum dos 
solutos, logicamente o número de mols dos solutos (n1) 
utilizados também não sofre alteração. 
Portanto, quando há a mistura de duas soluções de solutos 
diferentes, que não reagem entre si, ocorre uma diluição em 
ambas as soluções, porque somente o volume final das duas 
soluções estará sendo alterado. 
 
Vamos observar o exemplo abaixo: 
 
 
 
Na solução final: 
 
 
 
 
Ou M1V1 = M2V2 
 
Para o NaCl : 0,1 . 1 = M . 2 → M = 0,05mol\L 
Para o C12H22O11 : 0,2 . 1 = M . 2 → M = 0,1mol\L 
 
Da mesma forma como fizemos com a molaridade, podemos 
efetuar cálculos para as outras maneiras de expressar a 
concentração das soluções. 
 
 MISTURA DE SOLUÇÕES DE MESMO SOLUTO 
(não há reação) 
 
Vamos considerar mistura de soluções de mesmo soluto. Ao 
misturarmos duas ou mais soluções, quantidades de soluto 
se somam, os volumes também, mas as concentrações não. 
A concentração final será a relação entre a quantidade final 
de soluto após a mistura e o volume final da solução. 
 
Observe o esquema: 
 
 Solução A Solução B Solução final 
 
 
 + → 
 
M(A) = na M(B) = nb nFinal = n1 + n1’ 
 V(L) V(L)’ (o soluto é o mesmo) 
 
 
na = M(A).V nb = M(B).V’ nfinal = M(final).Vfinal 
 
Como: nFinal = na + nb , iremos substituir pelas expressões 
acima: 
 
Mfinal . Vfinal = M(A). V + M(B) .V’ 
Cfinal . Vfinal = C(A). V + C(B) . V’ 
 
onde V final = V + V’ 
 
 
https://alunosonline.uol.com.br/quimica/solutos.html
 
 
Soluções – PARTE I 20 
 TITULAÇÃO (mistura com reação química) 
 
Na mistura de soluções formadas por um mesmo solvente, 
porém com solutos diferentes, pode ocorrer uma reação 
química. Essa possível reação ocorre de acordo com uma 
proporção estequiométrica. Isso nos permite determinar a 
concentração desconhecida de uma solução por meio de 
uma técnica conhecida por titulação. Para a realização dessa 
técnica, de modo simples, seguem os seguintes passos 
principais: 
 
1. A solução que possui a concentração desconhecida é 
chamada de titulado. Primeiramente ela é medida com o 
auxílio de uma pipeta volumétrica, que nos dá o seu volume 
preciso e depois é transferida para um erlenmeyer; 
 
 pipeta volumétrica erlenmeyer 
 
2. Adiciona-se um indicador ácido-base (fenolftaleína, violeta 
de metila, azul-de-bromofenol, alaranjado de metila, azul-de-
bromotimol, vermelho-de-fenol, vermelho-de-metila, etc). O 
indicador é muito importante nesse processo, pois, conforme 
será explicado mais adiante, ele indicará visualmente o 
ponto de viragem do pH da solução; 
 
3. A solução de concentração conhecida é denominada 
titulante, o qual é colocado em uma bureta, normalmente de 
50 mL. A bureta é um aparelho de vidro graduado, que 
permite o controle da quantidade de titulante que é 
adicionada ao titulado; 
 
 
 
4. O passo seguinte é realizar o gotejamento da solução 
titulante sobre a solução titulada. Ao mesmo tempo, a 
solução presente no Erlenmeyer deve ser constantemente 
agitada. É necessária também muita atenção, pois é preciso 
interromper o gotejamento exatamentequando a quantidade 
de íons H+ e OH-, em mol, da solução titulante (titulação 
ácido-base), ficar igual à da solução titulada. 
 
5. Ponto de equivalência ou ponto de viragem: é nesse 
momento em que a quantidade adicionada de titulante, em 
mol, é igual à determinada pela proporção estequiométrica 
para a reação com o titulado. É possível verificar esse ponto 
quando ocorre a mudança de cor da solução. Por exemplo, 
se for usado o indicador fenolftaleína, o seu ponto de viragem 
ocorre quando há a mudança do incolor para o rosa, ou vice-
versa. 
 
A escolha do indicador que será usado na titulação é muito 
importante, porque cada indicador tem um ponto de viragem 
em determinado pH – nem sempre sendo em pH igual a 7, 
que indica uma solução neutra. A própria fenolftaleína possui 
ponto de viragem em pH entre 8,3 a 10,0, isto é, em meio 
básico; assim, ela não pode ser usada, por exemplo, para 
titulações em que a viragem se dá em pH ácido 
Lemos na bureta o volume de titulante gasto e realizamos um 
cálculo para descobrir a concentração desconhecida, 
conforme é mostrado no exemplo a seguir: 
 
“Digamos que a solução a ser titulada, com concentração 
desconhecida, seja o ácido clorídrico (HCl), e o titulante 
usado seja o hidróxido de sódio (NaOH) a 0,1 mol. L-1. 
Uma alíquota (amostra) de 25 mL de HCl é neutralizada 
totalmente quando titulada com 10 mL do hidróxido. Qual 
é a concentração inicial da solução de HCL?” 
 
 
 
Soluções – PARTE I 21 
Sabemos quanto do titulante (NaOH) foi necessário para 
neutralizar o titulado. Porém, precisamos saber esse dado em 
quantidade de matéria (mol). Lembre-se que o volume deve 
ser dado em L, por isso, se foram gastos 10 mL, então é o 
mesmo que 10-2 L ou 10: 1000. 
nNaOH = M . V 
nNaOH = 0,1 mol. L-1. 10-2L 
 nNaOH = 10-3 mol 
Agora precisamos representar a equação química da reação 
de neutralização que ocorreu, para vermos a proporção 
estequiométrica: 
NaOH + HCl → NaCl + H2O 
Proporção: 1mol 1 mol 1 mol 
 10-3mol 10-3mol 10-3mol 
A proporção mostra que, para neutralizar 10-3 mol de NaOH, 
é preciso ter 10-3 mol de HCl, pois a proporção é de 1:1. 
Assim, temos todos os dados para jogar na fórmula da 
concentração molar e encontrar a concentração de HCl: 
MHCl = _n_ 
 V 
 
MHCl = 10-3mol 
 25 . 10-3 L 
MHCl = 0,04 mol/L 
 CURVAS DE TITULAÇÃO 
No processo de titulação ácido-base, faz-se reagir um ácido 
com uma base para que se atinja o ponto de equivalência. À 
medida que é adicionado o titulante ao titulado, o pH da 
solução (titulante+titulado) vai variar, sendo possível construir 
um gráfico desta variação, ao qual se dá o nome de curva de 
titulação. 
 
Se uma solução de ácido é titulada com uma solução alcalina 
(ou seja na acidimetria) as hidroxilas da solução alcalina 
combinam-se com os hidrogênios ionizáveis do ácido, 
aumentando o pH da solução; em determinado pH o ponto de 
equivalência é atingido e a reação terminada. O mesmo 
raciocínio se aplica as soluções alcalinas tituladas por ácidos 
(isto é, a alcalimetria): o pH no ponto de equivalência 
depende da natureza e da concentração dos reagentes. 
A construção da curva de titulação é importante para se 
conhecer o comportamento das espécies envolvidas (titulado 
e analito) em uma titulação e, dessa forma, selecionar o 
indicador adequado. A curva de titulação relaciona o pH da 
solução gerada após a introdução de uma certa quantidade 
de titulante. Sendo assim, ela é uma curva de “pH x Volume 
do titulante”. 
Por exemplo: se a solução do titulado for de um ácido 
(portanto, de pH baixo), ao se gotejar o titulante (que é uma 
base), deverá haver um aumento gradativo do pH. Observe: 
 
Figura 1. Titulação de ácido fraco com base forte. 
Observe que como o ácido é fraco, durante a titulação ocorre 
a formação de um sistema tamponado entre o sal formado e 
o seu respectivo ácido, dificultando a variação de pH. 
Portanto, ocorre a necessidade de uma maior adição de base 
para superar o tampão e promover o ponto de equivalência. E 
diante deste fato, ocorre com um pH acima de 7. 
Por outro lado, se a solução do titulado for de uma base 
(portanto, de pH elevado), ao se gotejar o titulante (que é um 
ácido), deverá haver uma diminuição gradativa do pH. 
Observe: 
 
Figura 2. Titulação de base forte com ácido fraco.. 
Como podemos observar, para cada volume que é 
adicionado do titulante, um novo valor de pH é obtido, de 
modo que, se tivermos vários valores de pH, em função do 
respectivo volume de titulante que foi empregado, poderemos 
construir a curva de titulação para o sistema estudado. 
 
 
Soluções – PARTE I 22 
CATALISANDO O CONHECIMENTO 
 
NÍVEL I 
 
1) (IFBA 2017) Problemas e suspeitas vêm abalando o 
mercado do leite longa vida há alguns anos. Adulterações 
com formol, álcool etílico, água oxigenada e até soda 
cáustica no passado não saem da cabeça do consumidor 
precavido. Supondo que a concentração do contaminante 
formol 2(CH O) no leite “longa-vida integral” é cerca de 
3,0 g por 100 mL do leite. Qual será a concentração em 
mol de formol por litro de leite? 
 
a) 100,0 mol L 
b) 10,0 mol L 
c) 5,0 mol L 
d) 3,0 mol L 
e) 1,0 mol L 
 
2) (IFSUL 2017) Recentemente as denúncias das Operações 
da Polícia Federal contra as fraudes em frigoríficos 
reacenderam os debates sobre o uso de aditivos alimentares 
e segurança alimentar. Dentre os diversos grupos de aditivos 
alimentares, estão os acidulantes, definidos pela ANVISA 
como “substância que aumenta a acidez ou confere um sabor 
ácido aos alimentos” (ANVISA, Portaria 540/1997). São 
exemplos de acidulantes o ácido fosfórico, o ácido cítrico e o 
ácido acético. Um refrigerante de limão tem acidez de 
0,192% em massa e densidade de 11g mL .− 
Considerando que toda a acidez é proveniente do ácido 
cítrico e que a massa molecular desse ácido é 
1192 g mol ,− qual é a concentração molar do ácido cítrico 
nesse refrigerante? 
a) 0,01M. 
b) 0,019 M. 
c) 0,1M. 
d) 0,19 M. 
 
3) (Ufu 2018) O apodrecimento do ovo gera a formação do 
gás sulfídrico, com odor característico. Ao se adicionar um 
ovo podre em um copo com água e um ovo normal (sadio) 
em outro copo, observa-se que o ovo 
 
a) sadio e o ovo podre irão afundar, pois possuem densidade 
maior que a densidade da água. 
b) podre irá boiar, pois a formação do 2 (g)H S diminui a 
densidade do conjunto em relação à água. 
c) podre irá afundar, pois a formação do gás sulfídrico não 
interfere em sua densidade final. 
d) sadio irá boiar, pois a presença de bolsas de ar dentro dele 
diminui sua densidade. 
 
 
 
 
 
 
4) (IFBA 2018) A solução de hipoclorito de sódio (NaOC ) 
em água é chamada comercialmente de água sanitária. O 
rótulo de determinada água sanitária apresentou as seguintes 
informações: 
 
Solução 20% m m 
Densidade 1,10 g mL= 
 
Com base nessas informações, a concentração da solução 
comercial desse NaOC será: 
 
a) 1,10 mol L 
b) 2,00 mol L 
c) 3,00 mol L 
d) 2,95 mol L 
e) 3,50 mol L 
 
5) (IFSUL 2018) O rótulo de determinado suplemento 
hidroeletrolítico apresenta os seguintes dados: 
 
INFORMAÇÃO NUTRICIONAL: Porção de 200 mL 
Valor energético: 47 kcal 
Carboidratos: 12 g 
Sódio: 99 mg 
Potássio: 28 mg 
 
Dado: Na 23.= 
 
A concentração molar de íons de sódio é igual a 
 
a) 0,004 mol L. 
b) 0,02 mol L. 
c) 0,099 mol L. 
d) 0,495 mol L. 
 
6) (CPS-2020) O soro fisiológico é uma solução utilizada 
para diversos fins, dentre os quais: limpar olhos e nariz, lavar 
queimaduras e feridas, hidratações e nebulizações. É uma 
solução de cloreto de sódio de concentração 0,9% 
(massa/volume). Essa concentração corresponde à razão 
entre à massa de cloreto de sódio, em gramas, e o volume de 
100 mL da solução. Um paciente desidratado, em que é 
administrado 500 mL de soro na veia, receberá uma massa 
desal correspondente a 
 
a) 0,45 g. 
b) 4,50 g. 
c) 45,00 g. 
d) 9,00 g. 
e) 0,90 g. 
 
 
 
 
 
 
 
Soluções – PARTE I 23 
7) (UNIOESTE 2019) Segundo a resolução número 430 do 
CONSELHO NACIONAL DO MEIO AMBIENTE (CONAMA), a 
quantidade permitida para lançamento de chumbo em 
efluente é de 
10,5 mg L .− Sabendo que a concentração 
encontrada desse metal em uma fábrica que o utiliza foi de 
10,005 mmol L .− Quantas vezes esta quantidade de 
chumbo está, aproximadamente, acima ou abaixo do 
permitido pelo CONAMA? 
 
Dado: Pb 207.= 
 
a) 100 
b) 10 
c) 6 
d) 4 
e) 2 
 
8) (G1 - IFCE 2019) Um analista em laboratório precisa 
preparar um 500,0 mL de solução aquosa de ácido 
clorídrico (HC ) na concentração de 0,120 mol L a partir 
do reagente de ácido clorídrico concentrado, que possui 
concentração de 12 mol L. O volume de ácido concentrado 
que deve ser utilizado para o preparo da solução desejada é 
 
a) 50,0 mL. 
b) 5,0 L. 
c) 12,0 mL. 
d) 0,120 L. 
e) 5,0 mL. 
 
9) (UNIOESTE 2018) A recristalização é uma técnica de 
purificação de sólidos. Ela consiste na solubilização à quente 
do produto em um solvente adequado, filtração da solução 
para retirada dos contaminantes insolúveis e permite que a 
solução atinja a temperatura ambiente (20 C) para 
formação dos cristais purificados. Um produto X deve ser 
recristalizado. Estão disponíveis quatro solventes, A, B, C e 
D, e a curva de solubilidade de X nesses quatro solventes 
(em g soluto 100 mL de solvente) é mostrada abaixo. 
 
 
 
De acordo com as informações, assinale a opção que 
apresenta o solvente mais adequado para a recristalização 
de X, na temperatura de 100 C, de forma a otimizar o 
rendimento deste procedimento. 
 
 
 
a) A 
b) B 
c) C 
d) D 
e) Nenhum solvente é adequado 
 
10) (Ufrgs 2015) O trióxido de arsênio, 2 3As O , é utilizado 
como quimioterápico no tratamento de alguns tipos de leucemia 
mieloide aguda. O protocolo de um determinado paciente 
indica que ele deva receber uma infusão intravenosa com 
4,95mg de trióxido de arsênio, diluídos em soro fisiológico 
até o volume final de 250mL. . A concentração em mol / L de 
trióxido de arsênio na solução utilizada nessa infusão é 
 
a) 
11,0 10 .− 
b) 
22,5 10 .− 
c) 
41,0 10 .− 
d) 
52,5 10 .− 
e) 
61,0 10 .− 
 
11) (UNIPE – 2018) Considerando-se que 250,0mL de uma 
solução aquosa de hidróxido de sódio, NaOH, foram 
preparados em vidraria adequada pela adição de 10,0g do 
sólido em quantidade suficiente de água, é correto afirmar que 
a concentração, em quantidade de matéria da solução, em 
mol/L, é igual a 
 
A) 0,25 
B) 0,5 
C) 0,75 
D) 1,0 
E) 1,25 
 
Dado: NaOH = 40g\mol 
 
12) (CESMAC-2017) O lítio não é muito abundante no universo 
porque não é favorecido nas reações nucleares que produzem 
os elementos nas estrelas. Os compostos de lítio são utilizados 
em cerâmicas, lubrificantes e em medicina. Pequenas doses 
diárias de carbonato de lítio, Li2CO3, foram reconhecidas como 
efetivas no tratamento de distúrbios maníaco-depressivos. 
Determine a concentração em mol.L−1 de uma solução de 
carbonato de lítio que contém 60,0 g desse sal em 2.000 mL de 
solução. Dados: Massas molares em g . mol−1: Li = 7; C = 12; O 
= 16. 
 
A) 0,405 mol.L−1 
B) 0,513 mol.L−1 
C) 0,587 mol.L−1 
D) 0,648 mol.L−1 
E) 0,712 mol.L-1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Soluções – PARTE I 24 
13) (Acafe 2016) O cloreto de potássio é um sal que 
adicionado ao cloreto de sódio é vendido comercialmente 
como “sal light”, com baixo teor de sódio. Dezoito gramas de 
cloreto de potássio estão dissolvidos em 200 g de água e 
armazenados em um frasco aberto sob temperatura 
constante de 60 C. 
 
Dados: Considere a solubilidade do cloreto de potássio a 
60 C igual a 45 g 100 g de água. 
 
Qual a massa mínima e aproximada de água que deve ser 
evaporada para iniciar a cristalização do soluto? 
 
a) 160 g 
b) 120 g 
c) 40 g 
d) 80 g 
 
14) (Uema 2015) Uma peça publicitária veiculada na revista 
Veja apresentou a seguinte chamada: ¯ Gasolina S 50− 
tecnologia para melhorar a vida dos brasileiros. A Petrobrás 
desenvolveu a gasolina S-50 que tem 94% menos enxofre 
do que a versão anterior. A redução foi de 800 mg / kg para 
50 mg / kg do teor de enxofre na gasolina. Fonte: REVISTA 
VEJA. São Paulo: Abril, ed. 2376, p.76, 4 jun. 2014. 
 
A representação de concentração do teor de enxofre, no 
texto, corresponde à 
 
a) molalidade. 
b) molaridade. 
c) fração molar. 
d) parte por milhão. 
e) concentração comum. 
 
15) (Uefs 2018) Certa solução aquosa antisséptica, usada 
para desinfecção de feridas da pele, contém gliconato de 
clorexidina na concentração de 10 mg mL. Expressa em 
porcentagem (m V), a concentração dessa solução é igual a 
 
a) 0,01%. 
b) 0,1%. 
c) 1%. 
d) 10%. 
e) 100%. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
NÍVEL II 
 
1) (MACKENZIE 2017) A tabela abaixo mostra a solubilidade 
do sal X, em 100 g de água, em função da temperatura. 
 
T 
( C)
 
0 
10
 
20
 
30
 
40
 
50
 
60
 
70
 
80
 
90
 
M
(g) 
SAL 
X\ 
100
g de 
águ
a 
16
 
18
 
21
 
24
 
28
 
32
 
37
 
43
 
50
 
58
 
 
Com base nos resultados obtidos, foram feitas as seguintes 
afirmativas: 
 
 
I. A solubilização do sal X, em água, é exotérmica. 
II. Ao preparar-se uma solução saturada do sal X, a 60 C, 
em 200 g de água e resfriá-la, sob agitação até 10 C, 
serão precipitados 19 g desse sal. 
III. Uma solução contendo 90 g de sal e 300 g de água, a 
50 C, apresentará precipitado. 
 
Assim, analisando-se as afirmativas acima, é correto dizer 
que 
 
a) nenhuma das afirmativas está certa. 
b) apenas a afirmativa II está certa. 
c) apenas as afirmativas II e III estão certas. 
d) apenas as afirmativas I e III estão certas. 
e) todas as afirmativas estão certas. 
 
2) (UFRGS 2017) Observe o gráfico e a tabela abaixo, que 
representam a curva de solubilidade aquosa (em gramas de 
soluto por 100 g de água) do nitrato de potássio e do nitrato 
de sódio em função da temperatura. 
 
 
 
 
 
Soluções – PARTE I 25 
T ( C) 3KNO 3NaNO 
60 115 125 
65 130 130 
75 160 140 
 
Assinale a alternativa que preenche corretamente as lacunas 
do enunciado abaixo, na ordem em que aparecem. 
 
A curva A diz respeito ao __________ e a curva B, ao 
__________. Considerando duas soluções aquosas 
saturadas e sem precipitado, uma de 3KNO e outra de 
3NaNO , a 65 C, o efeito da diminuição da temperatura 
acarretará a precipitação de __________. 
 
a) nitrato de potássio – nitrato de sódio – nitrato de potássio 
b) nitrato de potássio – nitrato de sódio – nitrato de sódio 
c) nitrato de sódio – nitrato de potássio – nitrato de sódio 
d) nitrato de sódio – nitrato de potássio – ambas 
e) nitrato de potássio – nitrato de sódio – ambas 
 
3) (EBMSP 2017) 
 
 
O conhecimento da solubilidade de sais em água é 
importante para a realização de atividades em laboratórios e 
nos procedimentos médicos que envolvam a utilização 
desses compostos químicos. A dissolução dessas 
substâncias químicas em água é influenciada pela 
temperatura, como mostra o gráfico que apresenta as curvas 
de solubilidade do nitrato de potássio, 3(s)KNO , do cromato 
de potássio, 2 4(s)K CrO , do cloreto de sódio, (s)NaC , e do 
sulfato de cério, 2 4 2(s)Ce (SO ) . Podemos afirmar que: 
 
a) O processo de dissolução dos sais constituídos pelos 
metais alcalinos, em água, é endotérmico. 
b) A mistura de 120 g de cromato de potássio com 200 g 
de água forma uma solução saturada a 60 C. 
c) O coeficiente de solubilidade do sulfato de cério aumenta 
com o aquecimento do sistema aquoso. 
d) A solubilidade do nitrato de potássio é maior do que a do 
cromato de potássio a temperatura de 20 C. 
e)