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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
UNESP 
Prof. Guilherme Alves 
Aula 13 - Soluções (parte 2) 
vestibulares.estrategia.com 
EXTENSIVO 
2024 
Exasi
u 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 2 
 
SUMÁRIO 
1. RELEMBRANDO 3 
2. DILUIÇÃO 3 
3. MISTURA DE SOLUÇÕES QUE NÃO REAGEM 10 
MISTURA DE SOLUÇÕES QUE APRESENTAM SOLUTOS EM COMUM 11 
MISTURA DE SOLUÇÕES QUE APRESENTAM SOLUTOS DIFERENTES E QUE NÃO REAGEM ENTRE SI 15 
4. MISTURA DE SOLUTOS QUE REAGEM 20 
1º CASO: QUANDO OS SOLUTOS ESTÃO EM PROPORÇÃO ESTEQUIOMÉTRICA 21 
2º CASO: QUANDO OS SOLUTOS NÃO ESTÃO EM PROPORÇÃO ESTEQUIOMÉTRICA 24 
3º CASO: QUANDO HÁ PRECIPITAÇÃO 26 
TITULAÇÃO 28 
5. QUESTÕES FUNDAMENTAIS 34 
DILUIÇÃO 34 
MISTURA DE SOLUÇÕES QUE NÃO REAGEM ENTRE SI 34 
TITULAÇÃO 35 
6. QUESTÕES EXTRAS 35 
7. GABARITO DAS QUESTÕES FUNDAMENTAIS 54 
8. GABARITO DAS QUESTÕES EXTRAS 55 
 
 
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AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 3 
1. RELEMBRANDO 
 
Na aula anterior abordamos a melhor forma de trabalhar e fazer cálculos com as concentrações 
das soluções. Vimos que o que distingue cada expressão de concentração são as diferentes relações entre 
as grandezas, por exemplo: massa do soluto, em gramas, em relação ao volume da solução, em litros; ou 
a quantidade de matéria do soluto, em mol, em relação ao volume da solução, em litro, e assim por diante. 
Diferentes relações entre as grandezas nos fornecem diferentes formas de calcular a concentração de 
soluções: 
 
A partir de agora, mostrarei a você como essas operações com soluções são usados em laboratório 
ou, até mesmo, no nosso dia a dia. Acompanhe a seguir. 
 
2. DILUIÇÃO 
Contando um pouco sobre minha vida, antes de iniciar o conteúdo, sou Mineiro que mora em Juiz 
de Fora com minha família, mas que precisei me mudar para São Paulo para realizar um sonho de 
trabalhar no Estratégia Vestibulares. Logo de cara eu me deparei com uma primeira dificuldade: Na falta 
de eletrodomésticos (os quais eu estava acostumado em minha casa mineira), eu precisaria levar minhas 
roupas até a uma lavanderia do condomínio e para isso, descobri algumas coisas interessantes que antes 
eu não prestava tanta atenção, por exemplo: 
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AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 4 
 
 Fonte: www.omo.com/br/para-diluir.html?gclsrc=aw.ds 
Repare que na descrição do produto fala-se de um refil de 500 mL do produto capaz de produzir 
uma solução final de 3 L. Genial! 
Uma piadinha muito comum na minha terra é quando vamos visitar um amigo ou um parente na 
hora do almoço e, ao ligar avisando, dizemos: 
- Coloca mais água no feijão aí que eu estou chegando!! 
Como na tirinha a seguir: 
 
 Fonte: www.otempo.com.br/charges 
 
Repare que nos dois casos, estamos lidando com a mesma operação. A quantidade de sabão ou 
feijão permanece inalterada, o que mudou, nos dois casos, foi o volume da solução final. Tanto no sabão 
líquido quanto no feijão, a quantidade dos dois adicionados no início permanece inalterada, porém, ao 
acrescentar solvente (água nos dois casos) diminuímos a concentração dessas soluções aumentando seu 
volume sem mexer com a quantidade do soluto que havia originalmente. 
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AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 5 
Portanto, 
Diluição: obtenção de uma solução de menor concentração devido ao aumento da 
proporção de solvente na mistura. 
 
 
Imagine agora a seguinte situação: 
 
Dissolveu-se 50 gramas de Ki-Suco em 300 mL de água. Após essa dissolução, a solução teve seu 
volume completado para 1 litro. Pergunta: qual a massa de Ki-Suco no final do procedimento? A resposta 
é: a mesma massa, ou seja, os 50 gramas. A diferença será a concentração, mas a quantidade de soluto 
não. 
Esse raciocínio é a base do cálculo da diluição de soluções: em uma diluição, a quantidade do 
soluto (em mol ou massa ou volume) é a mesma. 
 
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Análise quantitativa: 
Em um processo de diluição, a quantidade de soluto no início é igual à quantidade de 
soluto no final. 
 
Portanto, para diluições, temos, matematicamente: 
 𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑜 = 𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 
Essa quantidade pode ser expressa em: massa, mol, volume e número de partículas. 
Sabendo que a quantidade de soluto se relaciona com o volume da solução em: 
 𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 =
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
 
 𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 · 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 
 
Relacionando as equações, tem-se: 
 
 
Lembrando que o volume final corresponde ao volume inicial mais o volume adicionado de 
solvente. 
 
As unidades dos pares: concentração inicial-concentração final e volume inicial-volume 
final devem ser iguais entre si. 
Por exemplo, no cálculo a seguir 
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AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 7 
𝑪𝑰𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍 · 𝑽𝑰𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍 = 𝑪𝑭𝒊𝒏𝒂𝒍 · 𝑽𝑭𝒊𝒏𝒂𝒍 
 
5 𝒎𝒐𝒍/𝑳 · 500 𝒎𝑳 = 𝐶𝑓 · 2000 𝒎𝑳 
𝐶𝑓 =
5 𝒎𝒐𝒍/𝑳 · 500 𝒎𝑳
2000 𝒎𝑳
 
𝐶𝑓 = 1,25 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
 
Diluição de soluções em laboratório (e em questões) 
Para a resolução de questões envolvendo os demais tipos de concentração (concentração 
comum, título, fração molar, ppm etc.), é preferível raciocinar com as próprias definições, vistas 
anteriormente, o que não mudará quase que absolutamente nada. 
No laboratório, a maneira mais comum de diluir uma solução é a seguinte: 
 
Lembrando que a operação inversa à diluição chama-se concentração da solução. Esse processo 
é também muito comum em nosso dia a dia. 
No laboratório, concentra-se uma solução por meio de um aquecimento cuidadoso, de modo a 
evaporar apenas o solvente (evidentemente, o emprego dessa técnica restringe-se às soluções em 
que o soluto não seja volátil). 
É importante destacar que, quando se concentra uma solução, continuam valendo as fórmulas 
apresentadas para a diluição. 
 
 
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AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 8 
 
(FMABC SP/2018) 
Próteses de acrílico podem ser desinfetadas em ambiente odontológico por imersão em solução de 
hipoclorito de sódio a 1% (m/V) por 10 minutos. Partindo de uma solução a 5% (m/V) de hipoclorito de 
sódio, o preparo de 1,0 L de solução a 1% (m/V) requer a tomada de 
a) 500 mL da solução mais concentrada, adicionando-se água até completar o volume desejado. 
b) 100 mL da solução mais concentrada e adicionar 900 mL de água. 
c) 500 mL da solução mais concentrada e adicionar 500 mL de água. 
d) 100 mL da solução mais concentrada, adicionando-se água até completar o volume desejado. 
e) 200 mL da solução mais concentrada, adicionando-se água até completar o volume desejado. 
 
Comentários: 
A fim de preparar 1,0 L de uma solução que apresente concentração final de 1% (m/V) a partir de uma 
solução de 5% (m/V), tem-se: 
Diluição: 
 
Para preparar a solução é necessário misturar 200 mL de uma solução com título de 5% com 800 mL de 
água. 
Gabarito: E 
 
(FPS PE/2017) 
A cefalotina, C16H16N2O6S2, é um antibiótico que possui ação bactericida, sendo utilizada em infecções 
variadas, incluindo a meningite. Um auxiliar de enfermagem precisa administrar 50,0 mL de uma solução 
de cefalotina 6,0·10–2 mol·L–1 em um paciente, e a enfermaria só dispõe de ampolas de 20 mL com 
concentração igual a 0,25 mol·L–1 de cefalotina. Calcule o volume de cefalotina 0,25 mol·L–1 que deve seraspirado da ampola para administrar a dosagem prescrita. 
a) 10 mL 
b) 12 mL 
c) 14 mL 
d) 16 mL 
e) 18 mL 
𝐶𝑖 · 𝑉𝑖 = 𝐶𝑓 · 𝑉𝑓 
5% · 𝑉𝑖 = 1% · 1𝐿 
𝑉𝑖 = 0,2 𝐿 = 200 𝑚𝐿 
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Comentários: 
Para preparar 50,0 mL de uma solução com concentração de 6,0·10-2 mol/L, a partir de uma solução de 
0,25 mol/L é necessária uma quantidade inicial de: 
 
Gabarito: B 
 
(UNEMAT MT/2016) 
Um jovem comprou um produto veterinário para eliminar os carrapatos do seu cachorro. Ao ler a bula, 
ele tomou conhecimento que o princípio ativo do produto é relativamente tóxico, então ele seguiu as 
orientações do fabricante para que seu animal de estimação não fosse envenenado. Na bula continha as 
seguintes informações: 
Cada 100 mL contém: 
Amitraz .............................................. 12,5 g 
Veículo q.s.p. ..................................... 100 mL 
O produto deve ser usado da seguinte maneira 
 
 
Considerando que o jovem preparou a solução em um balde com 5 litros de água, seguindo as 
instruções de uso, a concentração final em mg/L do princípio ativo e o fator de diluição aplicado foram: 
a) 0,25 mg/L e 1:500 
b) 250 mg/L e 1:500 
c) 2,50 mg/L e 1:250 
d) 25 mg/L e 1:250 
e) 0,025 mg/L e 1:500 
 
Comentários: 
Sabendo que o jovem seguiu as normas de diluição que é: 
𝐶𝑖 · 𝑉𝑖 = 𝐶𝑓 · 𝑉𝑓 
0,25 𝑚𝑜𝑙/𝐿 · 𝑉𝑖 = 6,0 · 10
−2 · 50,0 𝑚𝐿 
𝑉𝑖 = 12 𝑚𝐿 
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AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 10 
 
Sabendo que o produto veterinário é comercializado com 12,5 g (ou 12500 mg) para 100 mL (ou 0,1 L), 
logo a quantidade de 1000 mL (ou 1 L) é de 125000 mg e, consequentemente, a concentração inicial do 
produto é de 1,2·105 mg/L. Após diluir 10 mL do produto em um balde de 5 litros de água, a concentração 
final é de: 
 
O fator de diluição é calculado pela razão entre os volumes do soluto e da solução, nas mesmas 
unidades: 
 
Gabarito: B 
 
 
3. MISTURA DE SOLUÇÕES QUE NÃO REAGEM 
Em nosso dia a dia, misturamos soluções com muita frequência. Por exemplo: 
 
É também muito comum, num laboratório químico, misturar duas ou mais soluções, que poderão 
ser soluções de um mesmo soluto ou de solutos diferentes; neste último caso, poderá ainda acontecer 
de os solutos reagirem ou não entre si. Pois bem, são exatamente esses problemas que estudaremos 
agora. Em qualquer caso, porém, suporemos que o solvente é sempre o mesmo e que as soluções são 
relativamente diluídas, pois só nessas hipóteses é que o volume final será igual à soma dos volumes 
iniciais das soluções que são misturadas. 
 
2 𝑚𝐿 𝑑𝑜 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜 − − − − 1 𝐿 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
𝑥 𝑚𝐿 𝑑𝑜 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜 − − − − 5 𝐿 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
 
x = 10 mL do produto 
𝐶𝑖 · 𝑉𝑖 = 𝐶𝑓 · 𝑉𝑓 
1,2 · 105𝑚𝑔/𝐿 · 10𝑚𝐿 = 𝐶𝑓 · 5000 𝑚𝐿 
𝐶𝑓 = 240 𝑚𝑔/𝐿 
𝑑𝑖𝑙𝑢𝑖çã𝑜: 
10 𝑚𝐿
5000 𝑚𝐿
=
1
500
 
café e leite, em várias 
proporções, em nossa 
refeição matinal
misturamos suco de 
limão e água potável para 
fazer limonada
tintas de cores diferentes 
são misturadas para 
obter tonalidades 
intermediárias
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AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 11 
MISTURA DE SOLUÇÕES QUE APRESENTAM SOLUTOS EM COMUM 
Soluções que apresentam solutos em comum, apresentarão uma nova concentração, que será 
intermediária entre as duas misturadas. 
Mistura de soluções de mesmo soluto: obtenção de uma solução de nova concentração 
devido à alteração da proporção entre solvente e soluto na mistura. 
Para entender o cálculo da mistura de soluções que não reagem, será apresentado uma situação 
simples. Vamos supor que um indivíduo tenha preparado duas soluções: 
 
Qual a massa total de açúcar após misturar as soluções 1 e 2? Resposta: 7 gramas de açúcar. Certo? 
Simples assim. A massa de soluto final será a soma das quantidades de solutos colocados. Portanto, 
Análise quantitativa: 
Em um processo de mistura de soluções de mesmo soluto, a quantidade de soluto no final é igual 
a soma das quantidades de soluto das soluções misturadas. 
Portanto, para mistura de soluções de mesmo soluto: 
 𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜1 + 𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜2 = 𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 
 
Sabendo que concentração é a razão de quantidade de soluto por volume de solução, tem-se: 
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜1 · 𝑉𝑜𝑙𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜1 + 𝐶𝑜𝑛𝑐𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜2 · 𝑉𝑜𝑙𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜2 = 𝐶𝑜𝑛𝑐𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 · 𝑉𝑜𝑙𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 
 
𝐶1 · 𝑉1 + 𝐶2 · 𝑉2 = 𝐶𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 · 𝑉𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 
 
Exemplo 1: 
Calcula-se a concentração, em g/L, de cloreto de sódio da solução resultante da mistura de 100 mL 
de solução contendo 7 g de NaCl com 200 mL de solução contendo 8 g de NaCl. 
Solução 1
• 5 g de açúcar
• 300 mL de água
Solução 2
• 2 g de açúcar
• 700 mL de água
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AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 12 
 
1ª Forma de calcular: 
Utilizando: 𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑋 + 𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑌 = 𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 
Temos: 7 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝐶𝑙 + 8 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝐶𝑙 = 𝟏𝟓 𝒈 𝒅𝒆 𝑵𝒂𝑪𝒍 
Como o Volume final é a soma dos volumes das soluções: 
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜𝑋 + 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑆𝑜𝑙𝑢çã𝑜𝑌 = 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝐹𝑖𝑛𝑎𝑙 
100 𝑚𝐿 + 200 𝑚𝐿 = 300 𝑚𝐿 
Logo, a solução final terá concentração igual a: 
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 =
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
 
𝑪𝒐𝒏𝒄𝒆𝒏𝒕𝒓𝒂çã𝒐𝒇𝒊𝒏𝒂𝒍 =
15 𝑔
300 𝑚𝐿
=
15 𝑔
0,3 𝐿
= 50
𝑔
𝐿
 
Que representa uma concentração intermediária entre as duas misturadas. 
 
2ª Forma de calcular: 
𝐶𝑋 · 𝑉𝑋 + 𝐶𝑌 · 𝑉𝑌 = 𝐶𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 · 𝑉𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 
70
𝑔
𝐿
· 100 𝑚𝐿 +
40𝑔
𝐿
· 200 𝑚𝐿 = 𝐶𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 · 300 𝑚𝐿 
70
𝑔
𝐿
· 0,1 𝐿 +
40𝑔
𝐿
· 0,2 𝐿 = 𝐶𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 · 0,3 𝐿 
𝐶𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 = 50
𝑔
𝐿
 
 
3ª Forma de calcular: 
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AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 13 
300 mL de solução (solução final) − − − 15 g de NaCl (somatório dos solutos) 
1.000 mL de solução (1 L de solução) − − − 𝑪𝒇𝒊𝒏𝒂𝒍
 
 
𝐶𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 =
1000 𝑚𝐿 · 15𝑔
300 𝑚𝐿
=
150 𝑔
3
= 50 𝑔 
 
 
É interessante notar que a concentração final (50 g/L) terá sempre um valor compreendido entre 
as concentrações iniciais (70 g/L > 50 g/L > 40 g/L). 
Note, também, que a concentração final (50 g/L) está mais próxima de 40 g/L do que de 70 g/L. 
Isso acontece porque a segunda solução entra, na mistura, com um volume maior (200 mL) do que 
a primeira solução (100 mL). 
 
 
Portanto, GENERALIZANDO, para misturas de soluções de mesmo soluto: 
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑋 + 𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑌 = 𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 
 
Sabendo que concentração é a razão de quantidade de soluto por volume de solução, tem-se: 
𝐶𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜𝑋 · 𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜𝑋 + 𝐶𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜𝑌 · 𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜𝑌 = 𝐶𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 · 𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 
 
Matematicamente, esse resultado significa que: 
 
𝐶𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 =
∑(𝐶𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜·𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜)
𝑉𝑇
=
(𝐶𝑋·𝑉𝑋)+(𝐶𝑌·𝑉𝑌)
𝑉𝑋+𝑉𝑌
 
 
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AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 14 
A concentração final é a média ponderada das concentrações iniciais, tomando-se por “pesos” os 
volumes correspondentes. 
Aplicando a fórmula anterior ao problema inicial, temos: 
 
𝐶𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 =
(70·100)+(40·200)
100+200
= 50 𝑔/𝐿 
 
 
Exemplo 2: 
Calcula-se a concentração, em mol/L, de cloreto de sódio da solução resultante da mistura de 300 
mL de 0,2 mol/L de NaCl com 200 mL de 0,5 mol/L de NaCl. 
𝐶1 · 𝑉1 + 𝐶2 · 𝑉2 = 𝐶𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 · 𝑉𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 
0,2 𝑚𝑜𝑙/𝐿 · 300𝑚𝐿 + 0,5 𝑚𝑜𝑙/𝐿 · 200 𝑚𝐿 = 𝐶𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 · 500 𝑚𝐿 
𝐶𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 = 0,32 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
 
Exemplo 3: 
Uma mistura foi preparada pela mistura de 150 mL de uma solução de sulfato de potássio (K2SO4) 
de concentração 0,1 mol/L com 200 mL de uma solução de sulfato de chumbo II (PbSO4) 0,15 mol/L. A 
concentração dos íons, em mol/L, na solução final é calculada por: 
Primeiramente, é importante perceber que os íons presentes na solução são: K+, SO42- e Pb2+. Os 
íons K+ e Pb2+ são provenientes de uma única solução e misturados com outra solução que, apenas, 
diminui a sua concentração, portanto, os íons potássio e chumbo sofreram diluição. O íon SO42- pertence 
à duas soluções, logo, a fórmula utilizada para o seu cálculo será de mistura de soluções de mesmo soluto. 
Outra coisa, nesse ponto do conteúdo você já deve ser capaz de escrever as equações de 
dissociação de compostos iônicos e ionização de compostos moleculares. Veja: 
1 K2SO4 → 2 𝐾
+ + 𝑆𝑂4
−2 
1 mol 2 mol 1 mol 
 
1 𝑃𝑏SO4 → 1 𝑃𝑏
+2 + 𝑆𝑂4
−2 
1 mol 1 mol 1 mol 
 
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AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 15 
K+ Pb2+ SO42- 
Fórmula: diluição Fórmula: diluição 
Fórmula: mistura de soluções com 
mesmo soluto 
1 K2SO4 : 2 K+ 1 PbSO4: 1 Pb2+ 
1 K2SO4 : 1 SO42- 
1 PbSO4: 1 SO42- 
Cinicial= 2 · 0,1 mol/L = 
0,2 mol/L 
Cinicial= 1 · 0,15 mol/L = 
0,15 mol/L 
K2SO4: Cinicial = 0,1 mol/L 
PbSO4: Cinicial = 0,15 mol/L 
𝐶𝑖 · 𝑉𝑖 = 𝐶𝑓 · 𝑉𝑓 
0,2 · 150 = 𝐶𝑓 · 350 
𝐶𝑓 = 0,08 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
𝐶𝑖 · 𝑉𝑖 = 𝐶𝑓 · 𝑉𝑓 
0,15 · 200 = 𝐶𝑓 · 350 
𝐶𝑓 = 0,07 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
𝐶1 · 𝑉1 + 𝐶2 · 𝑉2 = 𝐶𝑓 · 𝑉𝑓 
0,1 · 150 + 0,15 · 200 = 𝐶𝑓 · 350 
𝐶𝑓 = 0,13 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
 
MISTURA DE SOLUÇÕES QUE APRESENTAM SOLUTOS DIFERENTES E 
QUE NÃO REAGEM ENTRE SI 
Quando são misturadas duas ou mais soluções de solutos diferentes sem que ocorra reação, 
haverá apenas uma diluição dos solutos dentro do sistema final, onde se encontra a mistura. Teremos a 
mesma quantidade de cada soluto, mas em um volume maior, decorrente do somatório do volume de 
cada solução. Geralmente, os solutos que não reagem apresentam o mesmo cátion ou o mesmo ânion. 
Mistura de soluções de solutos diferentes que não reagem entre si: obtenção de uma solução 
de menor concentração para cada soluto no sistema final, devido ao aumento da proporção 
de solvente na mistura. 
 
Exemplo: 
Calculam-se as concentrações de K2SO4 e KCl, em mol/L, ao misturar duas soluções: 50 mL de 0,8 
mol/L de K2SO4 e 150 mL de 0,4 mol/L de KCl. A existência do KCl na segunda solução não contribui em 
nada para a quantidade de K2SO4, ou seja, não produz e nem consume o soluto K2SO4. Portanto, a 
contribuição da segunda solução na concentração do K2SO4 é a diluição, porque aumenta o volume da 
solução. A lógica é a mesma para a solução de KCl ao ser misturada com uma solução de K2SO4. Como um 
sal não reage com outro, o sistema final apresentará as mesmas quantidades que as iniciais para cada um, 
mas em um volume maior. Calculam-se as novas concentrações a partir da fórmula da diluição: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 16 
 
- Para o K2SO4: 
𝑛𝐾2𝑆𝑂4𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠 = 𝑛𝐾2𝑆𝑂4𝑑𝑒𝑝𝑜𝑖𝑠 
𝐶𝑖 · 𝑉𝑖 = 𝐶𝑓 · 𝑉𝑓 
0,8 𝑚𝑜𝑙/𝐿 · 50 𝑚𝐿 = 𝐶𝑓 · 200 𝑚𝐿 
0,8
𝑚𝑜𝑙
𝐿
· 0,05𝐿 = 𝐶𝑓 · 0,2 𝐿 
𝐶𝑓𝐾2𝑆𝑂4 = 0,2 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
 
- Para o KCl: 
𝑛𝐾𝐶𝑙𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠 = 𝑛𝐾𝐶𝑙𝑑𝑒𝑝𝑜𝑖𝑠 
𝐶𝑖 · 𝑉𝑖 = 𝐶𝑓 · 𝑉𝑓 
0,4 𝑚𝑜𝑙/𝐿 · 0,15 𝐿 = 𝐶𝑓 · 0,2 𝐿 
𝐶𝑓𝐾𝐶𝑙 = 0,3 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
 
- Para os íons presentes (K+, SO4-2, Cl-): 
1 K2SO4 → 2 𝐾
+ + 1 𝑆𝑂4
−2 
0,2 mol/L 4 mol/L 0,2 mol/L 
 
1 𝐾𝐶𝑙 → 1 𝐾+ + 𝐶𝑙− 
0,3 mol/L 0,3 mol/L 0,3 mol/L 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 17 
 
Íons 𝐾+ 𝑆𝑂4
−2 𝐶𝑙− 
Concentração 0,7 mol/L 0,2 mol/L 0,3 mol/L 
 
 
(UEA AM/2017) 
100 mL de uma solução aquosa contendo 10 g de sacarose (açúcar comum) dissolvidos foram 
misturados com 100 mL de uma solução aquosa contendo 20 g desse açúcar dissolvidos. A concentração 
de sacarose na solução obtida, expressa em porcentagem (m/V), é 
a) 5%. 
b) 10%. 
c) 15%. 
d) 25%. 
e) 30%. 
 
Comentários: 
A concentração final é calculada por: 
 
A representação de % (m/v) é o mesmo que substituir g/100 mL por %. Se não preferir fazer pela 
substituição, lembre-se que a densidade para soluções diluídas é de 1 g/mL, logo a massa de 100 mL será 
igual a 100 g. 
 
Gabarito: C 
 
(PUC SP/2014) 
Em um béquer foram misturados 200 mL de uma solução aquosa de cloreto de cálcio de concentração 
0,5 mol·L–1 e 300 mL de uma solução 0,8 mol·L–1 de cloreto de sódio. A solução obtida apresenta 
concentração de ânion cloreto de aproximadamente 
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 =
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒
 
𝐶 =
10 𝑔 + 20 𝑔
200 𝑚𝑙
=
30 𝑔
200 𝑚𝐿
 
30 𝑔
200 𝑚𝐿
=
15 𝑔 
100 𝑚𝐿
= 15 % 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 18 
a) 0,34 mol·L–1 
b) 0,65 mol·L–1 
c) 0,68 mol·L–1 
d) 0,88 mol·L–1 
e) 1,3 mol·L–1 
 
Comentários: 
A concentração de íons cloreto para cada solução é calculado por: 
Solução 1: Cloreto de cálcio – CaCl2 – 0,5 mol/L. 
Para cada 1 CaCl2 dissociam-se 2 Cl-, portanto, a concentração de Cl- nesta solução é igual a 1,0 mol/L. 
Solução 2: Cloreto de sódio – NaCl – 0,8 mol/L. 
Para cada 1 NaCl dissocia-se 1 Cl-, portanto, a concentração de Cl- nesta solução é igual a 0,8 mol/L. 
Assim, sabendo das concentrações dos íons, calcula-se: 
 
Gabarito: D 
 
(IFGO/2013) 
Um laboratorista misturou 200 mL de uma solução aquosa de NaCl 0,3 mol/L com 100 mL de solução 
aquosa 0,2 mol/L de MgCl2. Em relação a esse processo e a sua solução resultante, é correto afirmar: 
a) A concentração de íons Mg2+ é igual a 0,4 mol/L. 
b) A concentração de íons Cl– é igual a 0,3 mol/L. 
c) A concentração de íons Na+ é igual a 0,02 mol/L. 
d) A quantidade aproximada, em gramas, de Mg2+ é igual a 1,46. 
e) A quantidade aproximada, em gramas, de Cl– é igual a 0,3. 
 
Comentários: 
Calculando a concentração de cada íon, tem-se: 
- sódio (Na+): sofreu diluição. 
Concentração inicial: 0,3 mol/L 
Volume inicial: 200 mL 
Volume final: 300 mL 
𝐶1 · 𝑉1 + 𝐶2 · 𝑉2 = 𝐶𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 · 𝑉𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 
1,0 𝑚𝑜𝑙/𝐿 · 200 𝑚𝐿 + 0,8 𝑚𝑜𝑙/𝐿 · 300 𝑚𝐿 = 𝐶𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 · 500 𝑚𝐿 
𝐶𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 = 0,88 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 19 
 
 
- magnésio (Mg2+): sofreu diluição. 
Concentração inicial: 0,2 mol/L 
Volume inicial: 100 mL 
Volume final: 300 mL 
 
 
- Cloreto (Cl-): sofreu mistura de soluções, que apresentam solutos em comum. 
Concentração inicial da solução 1: 0,3 mol/L 
Volume inicial da solução 1: 200 mL 
Concentração inicial da solução 2: 0,4 mol/L (Lembre-se que para cada 1 MgCl2 formam 2 Cl-). 
Volume inicial da solução 2: 100 mL 
 
Julgando os itens, tem-se: 
a) A concentração de íons Mg2+ é igual a 0,4 mol/L. 
Errado. A concentração de íons magnésio na solução final é de 0,06 mol/L. 
b) A concentração de íons Cl– é igual a 0,3 mol/L. 
Certo. A concentração de íons cloreto na solução é igual a 0,33 mol/L. 
c) A concentração de íons Na+ é igual a 0,02 mol/L. 
Errado. A concentração de íons Na+ é de 0,2 mol/L. 
d) A quantidade aproximada, em gramas, de Mg2+ é igual a 1,46. 
Errado. A quantidade de íons magnésio, em massa, é: 
0,1 L · 0,2 mol/L = 0,02 mol de Magnésio. Sabendo que a massa molar do magnésio é igual a 24 g/mol, 
logo: 
0,02 mol · 24 g/mol = 0,48 g de magnésio em solução. 
𝐶𝑖 · 𝑉𝑖 = 𝐶𝑓 · 𝑉𝑓 
0,3 𝑚𝑜𝑙/𝐿 · 200 𝑚𝐿 = 𝐶𝑓 · 300 𝑚𝐿 
𝐶𝑓 = 0,2 𝑚𝑜𝑙/𝐿 de Na
+ na solução final. 
𝐶𝑖 · 𝑉𝑖 = 𝐶𝑓 · 𝑉𝑓 
0,2 𝑚𝑜𝑙/𝐿 · 100 𝑚𝐿 = 𝐶𝑓 · 300 𝑚𝐿𝐶𝑓 = 0,06 𝑚𝑜𝑙/𝐿 de Mg
2+ na solução final. 
𝐶1 · 𝑉1 + 𝐶2 · 𝑉2 = 𝐶𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 · 𝑉𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 
0,3 𝑚𝑜𝑙/𝐿 · 200 𝑚𝐿 + 0,4 𝑚𝑜𝑙/𝐿 · 100 𝑚𝐿 = 𝐶𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 · 300 𝑚𝐿 
𝐶𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 = 0,33 𝑚𝑜𝑙/𝐿 de C
- na solução final. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 20 
e) A quantidade aproximada, em gramas, de Cl– é igual a 0,3. 
Errado. A quantidade de íons cloreto, em massa, é: 
0,2 L · 0,3 mol/L + 0,1 L· 2 · 0,2mol/L = 0,1 mol de cloreto. Sabendo que a massa molar do cloreto é igual 
a 35,5 g/mol, logo: 
0,1 mol · 35,5 g/mol = 3,55 g de magnésio em solução. 
Gabarito: B 
 
 
4. MISTURA DE SOLUTOS QUE REAGEM 
Os casos mais comuns ocorrem quando misturamos uma solução de um ácido e solução de uma 
base; ou solução de um oxidante e solução de um redutor; ou soluções de dois sais que reagem entre si. 
Havendo reação química, esses problemas devem ser resolvidos com o auxílio do cálculo 
estequiométrico (Olha ele aíííí de noooovo). Além disso, quando os dois solutos entram em reação, podem 
ocorrer as seguintes situações: 
 
 
 
Existem várias técnicas que utilizam da reação entre duas ou mais soluções para a determinação, 
quantificação e especificação de compostos reagentes e/ou produzidos. As principais são chamadas 
de Métodos Titulométricos (Titulação), que pode ser: 
 
- Titulometria volumétrica: Envolve a medida de volume de uma solução de concentração 
conhecida necessária para reagir essencial e completamente com o analito; 
- Titulometria gravimétrica: Envolve a medida da massa de uma solução de concentração 
conhecida necessária para reagir essencial e completamente com o analito. 
a) os dois solutos estão em quantidades exatas para reagir (proporção 
estequiométrica); nesse caso, os dois reagirão integralmente;
b) caso contrário, haverá excesso de um dos reagentes sem reagir.
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 21 
- Titulometria coulométrica: O “reagente” é uma corrente elétrica constante de grandeza 
conhecida que consome o analito. O tempo requerido, e assim a carga total, para completar a 
reação eletroquímica é medido. 
 
Falaremos novamente sobre titulação envolvendo ácidos e bases e a reação entre sais no capítulo 
de Equilíbrio Iônico. 
 
 
A seguir, exemplifico cada um dos casos citados acima: 
1º CASO: QUANDO OS SOLUTOS ESTÃO EM PROPORÇÃO 
ESTEQUIOMÉTRICA 
Quando nos deparamos com casos como esse, de mistura de soluções que reagem, devemos, 
primeiramente, nos atentar à quantidade de mol do que foi posto para reagir. É aí que se encontram as 
“chaves do castelo”. Como tudo que diz respeito a reação química tem ligação com proporção e, 
diretamente, com estequiometria, se soubermos quantos mol temos de cada um dos participante, temos 
tudo! 
Se você se lembrar (e você vai!) que a quantidade em mol tem relação com a concentração e com 
o volume da solução, o mundo se abrirá à sua frente, pois, lembrando: 
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 =
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
 
logo 
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = [𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜] · [𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜] 
 
Por que isso é importante? Porque na maioria das questões são fornecidas as concentrações e o 
volume das soluções misturadas. Portanto, indiretamente é fornecido a você a quantidade em mol 
daquilo que está reagindo. Observe o primeiro exemplo: 
 
É dado a seguinte mistura de duas soluções: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 22 
 
Pergunta-se quais serão as molaridades na solução final com relação 
a) ao ácido; 
b) à base; 
c) ao sal. 
 
Antes de começarmos a resolução, tente seguir os seguintes passos para organizar seu raciocínio: 
 
Assim, você encontrará na equação as quantidades em mol que reagirão e poderá concluir se os 
reagentes reagiram de forma estequiométrica. Com isso será possível calcular a quantidade final a partir 
dos valores encontrados. 
Neste exemplo, fala-se de uma mistura de uma solução de HCl com outra, de NaOH. Esses dois 
solutos reagem de acordo com a equação: 
𝐻𝐶𝑙 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂 
No final da reação poderá haver excesso (ou de HCl ou de NaOH), o que somente poderemos 
determinar por meio do cálculo estequiométrico. O cálculo estequiométrico fica mais fácil se for efetuado 
com o auxílio das quantidades de mols dos reagentes e dos produtos da reação. Ora, a quantidade de 
mols (n) de cada soluto pode ser calculada de duas maneiras, como já sabemos: 
- Ou utilizamos a fórmula para a quantidade de matéria: 
𝑛 =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 (𝑚)
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟 (𝑀𝑀)
 
1º) Escreva a equação 
balanceada
2º) Encontre a relação 
molar dos reagentes e 
produtos
3º) Calcule a 
quantidade em mol dos 
participantes envolvidos
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 23 
em quem 𝑚 é a massa em gramas, e 𝑀𝑀, a massa molar, em gramas/mol; 
 
- Ou utilizando a fórmula da molaridade: 
𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 (𝐶𝑜𝑛𝑐. 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟) =
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙 (𝑛)
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 (𝐿)
 
em que 𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 é dado em mol/L, e 𝑉, em litros. 
Em particular, a relação que envolve a concentração molar será sempre muito útil pois, em geral, 
é utilizado essa relação. 
Para o HCl (início) Para o NaOH (início) 
𝒏 = 𝑪𝒐𝒏𝒄. 𝑴𝒐𝒍𝒂𝒓 (𝒅𝒂𝒅𝒐) · 𝑽(𝒅𝒂𝒅𝒐) 
𝒏 = 𝟎, 𝟒
𝒎𝒐𝒍
𝑳
· 𝟎, 𝟑 𝑳 
𝒏 = 𝟎, 𝟏𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑯𝑪𝒍 
𝑛 = 𝐶𝑜𝑛𝑐. 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟 (𝑑𝑎𝑑𝑜) · 𝑉(𝑑𝑎𝑑𝑜) 
𝑛 = 0,6
𝑚𝑜𝑙
𝐿
· 0,2 𝐿 
𝑛 = 0,12 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 
 
Logo, teremos: 
 𝟏 𝑯𝑪𝒍 + 𝟏 𝑵𝒂𝑶𝑯 → 𝟏 𝑵𝒂𝑪𝒍 + 𝑯𝟐𝑶 
Início 0,12 mol 0,12 mol - - 
Reagiu 0,12 mol 0,12 mol - - 
Formou de produto 0,12 mol 0,12 mol 
Após a reação, restam 0 mol 0 mol 0,12 mol 0,12 mol 
Uma vez que não há sobras de HCl nem de NaOH após a reação, concluímos que: 
a) a molaridade final do HCl é zero. 
b) a molaridade final do NaOH também é zero. 
c) quanto ao NaCl, o esquema acima mostra a formação de 0,12 mol desse sal (dissolvido, é claro), 
na solução final, cujo volume é: 300 mL + 200 mL = 500 mL. 
Portanto, a molaridade do NaCl será: 
𝐶𝑜𝑛𝑐. 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟(𝑁𝑎𝐶𝑙) =
0,12 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝐶𝑙
0,5 𝐿 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 24 
𝐶𝑜𝑛𝑐. 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟(𝑁𝑎𝐶𝑙) = 0,24 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
 
2º CASO: QUANDO OS SOLUTOS NÃO ESTÃO EM PROPORÇÃO 
ESTEQUIOMÉTRICA 
 
Juntam-se 300 mL de HCl 0,4 M e 200 mL de NaOH 0,8 M. Pergunta-se quais serão as molaridades 
da solução final em relação: 
a) ao ácido; 
b) à base; 
c) ao sal formado. 
 
Vamos utilizar o mesmo passo a passo: 
 
 
1º Passo – Equação: 
𝐻𝐶𝑙 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂 
 
1º) Escreva a equação 
balanceada
2º) Encontre a relação 
molar dos reagentes e 
produtos
3º) Calcule a 
quantidade em mol dos 
participantes envolvidos
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AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 25 
2º Passo – Relação molar dos reagentes e produtos: 
1 𝐻𝐶𝑙 + NaOH → 𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂 
1 mol 1 mol 1 mol 1 mol 
 
3º Passo – Cálculo da quantidade de mol de cada participante 
Para o HCl (início) Para o NaOH (início) 
𝒏 = 𝑪𝒐𝒏𝒄. 𝑴𝒐𝒍𝒂𝒓 (𝒅𝒂𝒅𝒐) · 𝑽(𝒅𝒂𝒅𝒐) 
𝒏 = 𝟎, 𝟒
𝒎𝒐𝒍
𝑳
· 𝟎, 𝟑 𝑳 
𝒏 = 𝟎, 𝟏𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑯𝑪𝒍 
𝑛 = 𝐶𝑜𝑛𝑐. 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟 (𝑑𝑎𝑑𝑜) · 𝑉(𝑑𝑎𝑑𝑜) 
𝑛 = 0,8
𝑚𝑜𝑙
𝐿
· 0,2 𝐿 
𝑛 = 0,16 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 
 
Segundo a equação: 
 𝟏 𝑯𝑪𝒍 + 𝟏 𝑵𝒂𝑶𝑯 → 𝟏 𝑵𝒂𝑪𝒍 + 𝑯𝟐𝑶 
Relação molar 1 mol 1 mol 1 mol 1 mol 
Início (calculado) 0,12 mol 0,16 mol - - 
Reagiu 0,12 mol 0,12 mol - - 
Formou de produto 0,12 mol 0,12 mol 
Após a reação, restam0 mol 
0,04 mol 
(excesso) 
 0,12 mol 0,12 mol 
Após a reação, essas substâncias estarão dissolvidas em um volume total de solução igual a: 300 
mL + 200 mL = 500 mL. Portanto, as molaridades serão: 
a) Zero para HCl, que foi totalmente consumido; 
b) para o NaOH em excesso: 
𝐶𝑜𝑛𝑐. 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟 =
0,04 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑞𝑢𝑒 𝑠𝑜𝑏𝑟𝑎𝑟𝑎𝑚 𝑠𝑒𝑚 𝑟𝑒𝑎𝑔𝑖𝑟
0,5 𝐿 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
 
𝐶𝑜𝑛𝑐. 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟 = 0,08 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
c) Para o NaCl: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 26 
𝐶𝑜𝑛𝑐. 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟(𝑁𝑎𝐶𝑙) =
0,12 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝐶𝑙 𝑛𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙
0,5 𝐿 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙
 
𝐶𝑜𝑛𝑐. 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟(𝑁𝑎𝐶𝑙) = 0,24 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
 
3º CASO: QUANDO HÁ PRECIPITAÇÃO 
Uma reação com formação de precipitado pode ser utilizada para a titulação se for quantitativa e 
processada com velocidade adequada, desde que haja um modo de determinar o momento em que o 
ponto de equivalência (quando as quantidades dos reagentes se igualam estequiometricamente) foi 
alcançado. Na prática, essas condições limitam seriamente o número de reações de precipitação 
utilizáveis. Muitas reações de precipitação precisam de um tempo relativamente longo para serem 
consideradas quantitativas. Vamos a um exemplo: 
O iodeto de chumbo II (PbI2) é um material sólido de aspecto amarelado e pode ser produzido pela 
mistura de duas soluções: nitrato de chumbo II (Pb(NO3)2 e iodeto de potássio (KI). Utiliza-se o cálculo 
estequiométrico para calcular a concentração de íons de chumbo restante na solução, quando 300 mL 
de 0,2 mol/L de Pb(NO3)2 entram em contato com 200 mL de 0,1 mol/L de KNO3. 
2 KI (aq) + Pb(NO3)2 (aq) → PbI2 (s) + 2 KNO3 (aq) 
Para calcular a quantidade das substâncias presentes na solução final, basta determinar a 
quantidade remanescente e dividir pelo volume final (soma dos volumes misturados). A fim de identificar 
a concentração de íons de chumbo na solução, calcula-se a quantidade, em mols, restante na solução. 
Vamos seguir aquele nosso passo a passo: 
 
1º Passo – Equação: 
2 KI (aq) + Pb(NO3)2 (aq) → PbI2 (s) + 2 KNO3 (aq) 
 
2º Passo – Relação molar dos reagentes e produtos: 
2 𝐾𝐼 + 1 𝑃𝑏(𝑁𝑂3)2 → 1 𝑃𝑏𝐼2 + 2 𝐾𝑁𝑂3 
2 mol 1 mol 1 mol 2 mol 
 
3º Passo – Cálculo da quantidade de mol de cada participante 
Para o KI (início) Para o 𝑷𝒃൫𝑵𝑶𝟑൯𝟐 (início) 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 27 
𝒏 = 𝑪𝒐𝒏𝒄. 𝑴𝒐𝒍𝒂𝒓 (𝒅𝒂𝒅𝒐) · 𝑽(𝒅𝒂𝒅𝒐) 
𝒏 = 𝟎, 𝟏
𝒎𝒐𝒍
𝑳
· 𝟎, 𝟐 𝑳 
𝒏 = 𝟎, 𝟎𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑲𝑰 
𝑛 = 𝐶𝑜𝑛𝑐. 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟 (𝑑𝑎𝑑𝑜) · 𝑉(𝑑𝑎𝑑𝑜) 
𝑛 = 0,2
𝑚𝑜𝑙
𝐿
· 0,3 𝐿 
𝑛 = 0,06 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑃𝑏(𝑁𝑂3)2 
A proporção da reação: 2 mol de KI para 1 mol de Pb(NO3)2. 
Para calcular a quantidade excedente de íons de chumbo, primeiramente, calcula-se a quantidade 
em consumida de Pb(NO3)2: 
2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐾𝐼 − − − − 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 Pb(NO3)2
0,02 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐾𝐼 − − − − 𝑥 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 Pb(NO3)2
 
𝑥 = 0,01 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑃𝑏(𝑁𝑂3)2 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑢𝑚𝑖𝑑𝑜𝑠 𝑝𝑒𝑙𝑜 𝐾𝐼. 
Portanto, a quantidade consumida de Pb(NO3)2 é de 0,01 mol dos 0,06 mol presentes na solução. 
Logo, sabendo que para cada Pb(NO3)2 possui um Pb2+, determina-se a concentração 
remanescente na solução (volume final= 500 mL) de íons de chumbo (Pb2+): 
 
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑑𝑒 𝑃𝑏+2 =
0,06 𝑚𝑜𝑙 − 0,01 𝑚𝑜𝑙
0,5 𝐿
= 0,1 𝑚𝑜𝑙/𝐿 𝑑𝑒 𝑃𝑏+2 
 
Um outra forma de calcular seria pelo quadro com os valores em mol calculados: 
 𝟐 𝑲𝑰 + 𝟏 𝑷𝒃൫𝑵𝑶𝟑൯𝟐 → 𝟏 𝑷𝒃𝑰𝟐 + 2 𝑲𝑵𝑶𝟑 
Relação molar 2 mol 1 mol 1 mol 2 mol 
Início (calculado) 0,02 mol 0,06 mol - - 
Reagiu 0,02 mol 0,01 mol - - 
Formou de produto 0,01 mol 0,02 mol 
Após a reação, restam 0 mol 0,05 mol (exc.) 0,12 mol 0,12 mol 
Após a reação, essas substâncias estarão dissolvidas em um volume total de solução igual a: 300 
mL + 200 mL = 500 mL. Portanto, as molaridades serão: 
𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 =
0,05 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑷𝒃(𝑵𝑶𝟑)𝟐
0,5 𝐿
= 0,1 𝑚𝑜𝑙/𝐿 𝑑𝑒 𝑃𝑏+2 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 28 
TITULAÇÃO 
Muitos alunos possuem bastante dificuldade quando o assunto é titulação. Para entender esse 
estudo é necessário entender o procedimento experimental detalhadamente, conforme a seguir. A 
titulação é uma técnica experimental utilizada para determinar a quantidade de uma substância a partir 
da quantidade consumida de outra substância em uma reação química. 
 
 
Existem várias técnicas de titulação: por ácido-base, por oxirredução, por complexação e por 
precipitação. No ensino médio, a única técnica exigida pelos vestibulares é a titulação por ácido-base. 
Nesta técnica utiliza-se soluções ácidas e básicas em duas situações: 
 
 
Equipamentos da titulação. 
Montagem experimental da técnica da titulação ácido-base: 
Situação 1
•Deseja-se determinar a concentração de 
uma solução ácida.
•Utiliza-se uma solução básica de 
composição e concentração conhecida.
Situação 2
•Deseja-se determinar a concentração de 
uma solução básica.
•Utiliza-se uma solução ácida de 
composição e concentração conhecida.
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 29 
 
Geralmente, as soluções aquosas ácidas e básicas são incolores, portanto, para perceber que 
houve consumo completo do titulado presente no Erlenmeyer, utiliza-se um indicador. Indicadores ácido-
base são substâncias que alteram a coloração de acordo com o pH. Dessa forma, adiciona-se o titulante 
até que a solução do titulado mude de cor. A alteração da cor indica que todo o titulado foi consumido. 
Dessa forma, a partir do volume gasto da solução titulante, calcula-se a quantidade que existia do titulado. 
Essa técnica permite determinar o quanto havia de analito (substância que está sendo analisada). Após a 
titulação não existirá no sistema a quantidade do analito, pois este terá sido consumido. Por isso que as 
técnicas de titulação utilizam pequenas amostras que são diluídas e preparadas várias amostras para 
serem analisadas. 
 
Exemplo de uma aplicação. 
Por exemplo, vamos supor que um químico deseja determinar a concentração de ácido acético 
(H3CCOOH) presente em 20 mL de vinagre. Para determinar a quantidade desse ácido na solução por 
titulação, o químico precisa de uma solução básica. Assim, ele prepara uma solução básica de composição 
conhecida: 1,0 mol/L de hidróxido de sódio (NaOH) em um recipiente chamado balão volumétrico de 100 
mL. Para realizar a titulação, o químico realiza a seguinte montagem: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 30 
 
O químico observou que 16 mL da solução de hidróxido de sódio foram necessários para o 
indicador alterar a sua coloração de incolor para rosa. Portanto o cálculo da quantidade do ácido acético 
será realizado proporcionalmente ao consumo de 16 mL de uma solução de 1,0 mol/L de NaOH. A reação 
encontrada dentro do erlenmeyer: 
1º Passo – Reação: 
NaOH (aq) + H3CCOOH (aq) → H3CCOONa (aq) + H2O (l) 
 
2º Passo – Relação molar dos reagentes e produtos: 
1 𝑁𝑎𝑂𝐻 + 1 𝐻3𝐶𝐶𝑂𝑂𝐻 → 1 𝐻3𝐶𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎 + 1 𝐻2𝑂 
1 mol 1 mol 1 mol 1 mol 
 
3º Passo – Cálculo da quantidade de mol de cada participante 
Para o NaOH 
𝒏 = 𝑪𝒐𝒏𝒄. 𝑴𝒐𝒍𝒂𝒓 (𝒅𝒂𝒅𝒐) · 𝑽(𝒅𝒂𝒅𝒐) 
𝒏 = 𝟎, 𝟏
𝒎𝒐𝒍
𝑳
· 𝟎, 𝟎𝟏𝟔 𝑳 
𝒏 = 𝟎, 𝟎𝟏𝟔 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑵𝒂𝑶𝑯 
 
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AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 31 
Logo, serão necessários 0,016 mol de ácido acético para que a reação ocorre 
estequiometricamente. 
Como a proporção de reação é de 1 mol de NaOH para 1 mol de H3CCOOH, serão necessários 
0,016 mol do ácido para reagir com os 0,016 mol da base. Dessa forma sabe-se que a amostrade vinagre 
apresentava a concentração: 
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 =
0,016 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑎𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜
0,02 𝐿 𝑑𝑒 𝑣𝑖𝑛𝑎𝑔𝑟𝑒
= 0,8 𝑚𝑜𝑙/𝐿 𝑑𝑒 á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑎𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜 
Nas embalagens de vinagre, a concentração de ácido acético é expressa em % (m/v) e, sabendo 
que a massa molar do ácido acético é igual a 60 g/mol, tem-se: 
0,8 𝑚𝑜𝑙/𝐿 𝑑𝑒 𝐻3𝐶𝐶𝑂𝑂𝐻 = 
0,8 𝑚𝑜𝑙 · 60 𝑔/𝑚𝑜𝑙 
1 𝐿
= 
48𝑔 
1000 𝑚𝐿
=
4,8𝑔 
100 𝑚𝐿
= 4,8% (𝑚/𝑣) 
 
Utilizando a tabelinha para o cálculo, teríamos: 
 𝟏 𝑵𝒂𝑶𝑯 + 𝟏 𝑯𝟑𝑪𝑪𝑶𝑶𝑯 → 𝟏 𝑯𝟑𝑪𝑪𝑶𝑶𝑵𝒂 + 1 𝑯𝟐𝑶 
Relação molar 1 mol 1 mol 1 mol 1 mol 
Início (calculado) 0,016 mol 
Precisaremos de 0,16 
mol 
 - - 
Reagiu 0,016 mol 0,016 mol - - 
Formou de produto 0,016 mol 0,016 mol 
Após a reação, restam 0 mol 0 mol 0,016 mol 0,016 mol 
 
Se para a reação acontecer de forma estequiométrica, será preciso 0,016 mol de ácido acético 
presente nos 20 mL de vinagre, significa que: 
𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 =
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 á𝑐𝑖𝑑𝑜
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
 
𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 =
0,016 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 á𝑐𝑖𝑑𝑜
0,02 𝐿 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 (𝑣𝑖𝑛𝑎𝑔𝑟𝑒)
 
𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 = 0,8 𝑚𝑜𝑙/𝐿 𝑑𝑒 á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑎𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜 
Logo, sabendo as quantidades de mol de um dos participantes e a relação estequiométrica entre 
os reagente, é possível, então, calcular todo o resto. 
 
Ponto de equivalência ou ponto estequiométrico 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 32 
O ponto de equivalência ou ponto estequiométrico de uma titulação é considerado o instante 
exato da titulação, ou seja, quando a quantidade, em mol, de íons H+ do ácido é igual à quantidade, em 
mol, de íons OH-. 
Ponto de Equivalência ou Ponto Estequiométrico 
nº de mols de H+ = nº de mols de OH- 
Esse ponto de equivalência é o momento que ocorre neutralização completa e, portanto, o pH é 
igual a 7. Mas isso são cenas de um próximo capítulo (Equilíbrio Iônico), aguarde. Até lá, sugiro estudar 
todo o capítulo, fazer todos os exercícios e não se preocupar com cálculos que, eventualmente, abordem 
o tema pH pois veremos isso no momento oportuno. 
 
 
Tente resolver os exercícios resolvido a seguir seguindo os parâmetros abordados nesta aula. 
Algumas questões apresentarão em sua resolução o valor de K, que indica a quantidade de hidrogênios 
ionizáveis ou de hidroxilas dissociáveis. Qualquer que seja sua dúvida, me procure o quanto antes. 
 
(UNITAU SP/2018) 
25 mL de HCl é titulado com 0,185M de NaOH, usando fenolftaleína como indicador de pH. Se 32,6 mL 
de NaOH são necessários para mudar a cor do indicador, a concentração de HCl (M) é igual a 
a) 0,060 
b) 0,125 
c) 0,241 
d) 0,500 
e) 1,000 
 
Comentários: 
Sabendo que o HCl libera 1 hidrogênio ionizável por molécula e o hidróxido de sódio libera 1 OH- por 
fórmula, calcula-se a concentração, em mol/L, de HCl a partir da equação de titulação: 
Lembrete: 0,185 M = 0,185 molar = 0,185 mol/L 
 
𝐾á𝑐𝑖𝑑𝑜 · 𝑀á𝑐𝑖𝑑𝑜 · 𝑉á𝑐𝑖𝑑𝑜 = 𝐾𝑏𝑎𝑠𝑒 · 𝑀𝑏𝑎𝑠𝑒 · 𝑉𝑏𝑎𝑠𝑒 
1 · 𝑀á𝑐𝑖𝑑𝑜 · 25 𝑚𝐿 = 1 · 0,185 𝑚𝑜𝑙/𝐿 · 32,6 𝑚𝐿 
𝑀á𝑐𝑖𝑑𝑜 = 0,241 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 33 
 
Gabarito: C 
 
(UniCESUMAR PR/2017) 
Uma amostra de 5,0 g de soda cáustica foi titulada utilizando-se uma solução aquosa de ácido sulfúrico 
de concentração 0,80 mol·L–1. 
Considerando que foram necessários 50 mL da solução ácida para neutralizar completamente essa 
amostra e que nenhuma das impurezas presentes reage com ácido sulfúrico, pode-se concluir que o teor 
de hidróxido de sódio na soda cáustica analisada é de 
a) 32 %. 
b) 48 %. 
c) 64 %. 
d) 80 %. 
e) 90 %. 
 
Comentários: 
Primeiramente, essa questão deseja determinar o grau de pureza da amostra de soda cáustica, que 
possui como componente principal o hidróxido de sódio. Não é necessário calcular a concentração, em 
mol/L, de NaOH dissolvida na solução, apenas é importante determinar o número de mols do hidróxido 
de sódio. Assim sendo, realiza-se uma modificação da equação da titulação: 
 
Sabendo que: 
 
 
Assim, 
Kácido do H2SO4 é igual a 2, porque apresenta 2 H+ ionizáveis por moléculas, enquanto o NaOH libera 1 
OH- por fórmula. 
 
Calcula-se a massa de 0,08 mol de NaOH, sabendo que a massa molar é igual a 40g/mol: 
40 g/mol · 0,08 mol = 3,2 g 
O teor de pureza é determinado por: 
𝐾á𝑐𝑖𝑑𝑜 · 𝑀á𝑐𝑖𝑑𝑜 · 𝑉á𝑐𝑖𝑑𝑜 = 𝐾𝑏𝑎𝑠𝑒 · 𝑀𝑏𝑎𝑠𝑒 · 𝑉𝑏𝑎𝑠𝑒 
𝑀𝑏𝑎𝑠𝑒 =
𝑛𝑏𝑎𝑠𝑒
𝑉𝑏𝑎𝑠𝑒
 
𝑀𝑏𝑎𝑠𝑒 =
𝑛𝑏𝑎𝑠𝑒
𝑉𝑏𝑎𝑠𝑒
 
𝑛𝑏𝑎𝑠𝑒 = 𝑀𝑏𝑎𝑠𝑒 · 𝑉𝑏𝑎𝑠𝑒 
𝐾á𝑐𝑖𝑑𝑜 · 𝑀á𝑐𝑖𝑑𝑜 · 𝑉á𝑐𝑖𝑑𝑜 = 𝐾𝑏𝑎𝑠𝑒 · 𝑛𝑏𝑎𝑠𝑒 
2 · 0,80 𝑚𝑜𝑙/𝐿 · 50 · 10−3𝐿 = 1 · 𝑛𝑏𝑎𝑠𝑒 
𝑛𝑏𝑎𝑠𝑒 = 0,08 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 34 
 
Gabarito: C 
 
5. QUESTÕES FUNDAMENTAIS 
DILUIÇÃO 
Questão fundamental 01 – Foi aquecido um frasco contendo uma solução aquosa de KNO3 0,05 
mol/L, e o aquecimento foi interrompido quando restavam 100 mL de uma solução aquosa de KNO3 1,2 
mol/L. Determine o volume de água, em mL, evaporada. 
Questão fundamental 02– Calcule a concentração final, em mol/L, ao se adicionar 250 mL de água 
destilada a 500 mL de NaCl 0,5 mol/L. 
Questão fundamental 03 – A uma solução de 200 mL de KOH de 8,4 g/L, adicionou-se água até 
completar um volume de 500 mL. Determine a concentração molar, em mol/L, da solução. 
Questão fundamental 04– 50 mL de uma solução 1 mol/L de Ca(NO3)2 são diluídos a 1 litro. 
Determine a concentração, em mol/L, de íons nitratos. 
 
MISTURA DE SOLUÇÕES QUE NÃO REAGEM ENTRE SI 
Questão fundamental 05 – Misturou 200 mL de uma solução de 15 g/L de NaCl com 300 mL de 
uma solução de 85 g/L de NaCl. Calcule a concentração de NaCl ao se misturar as duas soluções. 
Questão fundamental 06 – Calcule o volume, em litros, de uma solução aquosa de 1,5 mol/L de 
NaOH que deve ser misturada a 0,5 L de uma solução aquosa 3 mol/L de NaOH, para preparar uma solução 
aquosa de concentração de 2,5 mol/L de NaOH. 
Questão fundamental 07 – Misturando-se 250 mL de solução 0,6 mol/L de Na2CO3, 200 mL de 
solução 0,1 mol/L de Na2CO3 e água a 500 mL. Calcule a concentração, em mol/L, de Na2CO3 após a 
mistura. 
Questão fundamental 08 – Misturando-se 100 mL de solução aquosa 0,1 molar de KNO3 com 100 
mL de solução aquosa 0,2 molar de Ca(NO3)2, faça o que se pede: 
a) Determine a concentração, em mol/L, de K+. 
b) Determine a concentração, em mol/L, de Ca2+. 
5,0 𝑔 𝑑𝑎 𝑎𝑚𝑜𝑠𝑡𝑟𝑎 − − − − 100% 𝑑𝑒 𝑝𝑢𝑟𝑒𝑧𝑎
3,2 𝑔 𝑑𝑒 ℎ𝑖𝑑𝑟ó𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝑠ó𝑑𝑖𝑜 − − − − 𝑥 %
 
x = 64% 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 35 
c) Determine a concentração, em mol/L, de NO32-. 
Questão fundamental 09 – Misturando-se 500 mL de solução 0,3 mol/L de KCl com 1,5 L de solução 
0,15 mol/L de AlCl3, determine a concentração comum, em g/L, de íons cloreto. 
 
TITULAÇÃO 
Questão fundamental 10 – Calcule a concentração, em mol/L, de NaOH em que 200 mL de solução 
foi titulada com 300 mL de HNO3 a 2 mol/L. 
Questão fundamental 11 – Calcule a concentração, em mol/L, de NaOH em que 200 mL de solução 
foi titulada com 500 mL de H2SO4 a 0,5 mol/L. 
Questão fundamental 12 – Calcule a concentração, em mol/L, de HCl em que 300 mL de solução 
foi titulada com 200 mL de CaCO3 a 1 mol/L. 
Questão fundamental 13 – Calcule o volume, em L, de uma solução de 1 mol/L de H3PO4 
necessário para neutralizar 80 gramas de hidróxido de sódio. 
Questão fundamental 14 – Calcule o volume, em L, de uma solução de 0,5 mol/L de KOH 
necessário para neutralizar 9,8 gramas de ácido sulfúrico. 
 
6. QUESTÕES EXTRAS 
1. (UFRN/2009) 
O soro fisiológico é formado por uma solução aquosa de NaCl a 0,15 mol/L. Suaconcentração deve 
ser controlada de modo a evitar variações que podem causar danos às células quando ele é injetado no 
paciente. 
 
a) Um método para se determinar a concentração de NaCl no soro consiste numa reação de 
precipitação deste com uma solução aquosa de AgNO3, com formação dos compostos NaNO3 e AgCl. 
Utilizando a tabela abaixo, indique que produto irá precipitar nessa reação. Justifique. 
0,019AgCl
93NaNO
O)H de g 100 em sal do (g
C25 a deSolubilida de eCoeficient
Composto
3
2



 
b) Uma solução aquosa foi preparada usando-se 29 g de NaCl em 1L de H2O. Determine a 
concentração molar dessa solução e explique se ela pode ser usada como soro fisiológico. Caso contrário, 
o que deveria ser feito para utilizá-la como soro fisiológico? 
OBS: Considere a massa molar do NaCl = 58 g/mol. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 36 
 
2. (UFTM MG/2009/2ªFase) 
Diariamente, diferentes objetos são lavados em nossas casas como, por exemplo, as louças após 
as refeições. Sendo assim, considere uma taça de capacidade igual a 200 mL contendo em suas paredes 
um “resto” de 2 mL de um vinho que contém 11% (em volume) de álcool. 
 
a) Sendo a densidade do etanol aproximadamente igual a 0,8 g.mL–1, calcule a massa de álcool 
presente no vinho que adere à taça. 
b) Para lavar essa taça, de modo a deixar a menor concentração possível de resíduos, qual dos 
procedimentos abaixo traria melhores resultados? 
I. Enxaguá-la duas vezes, com duas porções sucessivas de 200 mL de água. 
II. Enxaguá-la dez vezes, com dez porções sucessivas de 20 mL de água. 
Justifique sua resposta, supondo que a cada enxágüe, permaneçam 2 mL de líquido na taça. 
 
3. (Udesc SC/2006) Modificada 
O metanol foi obtido pela primeira vez em 1664, por Robert Boyle (1627-1691), por meio da 
destilação seca da madeira. 
b) Uma solução aquosa de 40% do produto da reação acima (H2CO) forma uma solução utilizada 
na conservação de peças anatômicas. Descreva a metodologia utilizada para preparar 50 mL de uma 
solução 0,5 M, partindo de uma solução estoque de concentração 3 M. 
 
4. (UFMT/1997) 
Acrescentou-se água a 10 mL de solução aquosa de HCl 1,0×10-1M, obtendo uma nova solução 
de concentração 2,0×10-2 M. Qual o volume de água acrescido? 
 
5. (UFG GO/1993/2ªFase) 
Um incêndio atingiu uma fábrica de resíduos industriais em Itapevi, na Grande São Paulo. O local 
armazenava três toneladas de fosfeto de alumínio . De acordo com a Companhia Ambiental do 
Estado de São Paulo (Cetesb), o fosfeto de alumínio reagiu com a água usada para apagar as chamas, 
produzindo hidróxido de alumínio e fosfina (PH3). A fosfina é um gás tóxico, incolor, e não reage com a 
água, porém reage rapidamente com o oxigênio liberando calor e produzindo pentóxido de difosfóro 
)PA( 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 37 
(P2O5). Segundo os médicos, a inalação do P2O5 pode causar queimadura tanto na pele quanto nas vias 
respiratórias devido à formação de ácido fosfórico. 
<https://tinyurl.com/yafzufbo> 
Acesso em: 11.10.18. Adaptado. 
 
Soluções de hidróxido de sódio são extremamente usadas em indústrias, residências e 
laboratórios. 
Para se preparar 50mL de uma solução 2mol/L em NaOH. 
a) qual a massa em NaOH usada para este prepara? 
b) durante o preparo dessa solução, teremos um aquecimento do recipiente que a contém. Se 
desejarmos auxiliar esse processo de dissolução, deveremos aquecer ou resfriar esse recipiente? Por quê? 
c) que volume de água se adiciona à solução para torná-la 5% em massa? Considere que estas 
soluções têm densidade igual a 1. 
 
6. (UFU MG/2ªFase) 
Qual o volume de água que deve ser adicionado a 200mL de solução 2N de hidróxido de sódio, a 
fim de obter uma solução 0,5N? 
 
7. (UFPI) 
Em que proporção devemos diluir uma solução 10 molar para torná-la em uma concentração 0,2 
molar? 
 
8. (UFPA) 
24,5g de ácido ortofosfórico foram dissolvidos em água, até completar 200mL de solução. A seguir 
esta solução foi diluída a 500mL. Qual a molaridade da solução final? 
 
9. (UFAL) 
Deseja-se prepara 9,2L de solução 2 molar de ácido sulfúrico, a partir de uma solução concentrada 
desse ácido que apresenta densidade igual a 1,84g/mL e que encerra 98% de ácido sulfúrico em massa. 
Qual o volume necessário do ácido sulfúrico concentrado? 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 38 
 
10. (UFMG) 
Que massa de água devemos a 1kg de solução aquosa contendo 25% de NaCl em massa, a fim 
torna-la 10% em massa? 
 
11. (UEG GO/2012/Janeiro) 
Em um laboratório, encontram-se duas soluções aquosas A e B de mesmo soluto, com 
concentrações de 1,2 e 1,8 mol.L-1, respectivamente. De posse dessas informações, determine: 
 
a) o número de mols do soluto presente em 200 mL da solução A; 
b) a concentração final de uma solução obtida pela mistura de 100 mL da solução A com 300 mL 
da solução B. 
 
12. (UEG GO/2012/Janeiro) 
Em um laboratório, encontram-se duas soluções aquosas A e B de mesmo soluto, com 
concentrações de 1,2 e 1,8 mol.L-1, respectivamente. De posse dessas informações, determine: 
a) o número de mols do soluto presente em 200 mL da solução A; 
b) a concentração final de uma solução obtida pela mistura de 100 mL da solução A com 300 mL 
da solução B. 
 
13. (UFG GO/2008/2ªFase) 
Para determinar o teor alcoólico da cerveja, compara-se a sua densidade, antes e após o processo 
fermentativo. Nesse processo, a glicose (C6H12O6) é o principal açúcar convertido em etanol e dióxido de 
carbono gasoso. Calcule o teor alcoólico, em porcentagem de álcool por volume, de uma cerveja cuja 
densidade inicial era de 1,05 g/mL e a final, de 1,01 g/mL. 
Dado: densidade do álcool etílico = 0,79 g/mL 
 
14. (UFG GO/2007/2ªFase) 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 39 
Um analista necessita de 100 mL de uma solução aquosa de NaCl 0,9% (m/v). Como não dispõe do 
sal puro, resolve misturar duas soluções de NaCl(aq): uma de concentração 1,5% (m/v) e outra de 0,5% 
(m/v). Calcule o volume de cada solução que deverá ser utilizado para o preparo da solução desejada. 
 
15. (UFMS/2007/Exatas) 
A mistura de duas soluções pode resultar em uma reação química e, consequentemente, na 
formação de outras soluções, ou simplesmente numa variação na concentração das espécies presentes. 
Misturaram-se 50 mL de uma solução 1,0 mol/L AlCl3 a 50 mL de uma solução 1,0 mol/L de KCl. Calcule o 
valor obtido pela soma das concentrações finais dos íons Al3+, K+ e Cl– na solução, em mol/L. 
 
16. (UFMA/2003/2ªFase) 
Calcule as concentrações dos íons Ca2+ , Cl- , H+ e NO em uma solução formada pela mistura de 
200 mL de CaCl2 0,1 mol/L, 400 mL de HCl 0,3 mol/L e 400 mL de Ca(NO3)2 0,2 mol/L. 
 
17. (Unicamp SP/2002) 
– Ainda sonolentos, saem em direção ao local da ocorrência e resolvem parar num posto de 
combustível. 
– Complete! – diz Rango ao frentista. 
Assim que o rapaz começa a colocar álcool no tanque, Estrondosa grita: 
– Pare! Pare! Este carro é a gasolina! 
– Ainda bem que você percebeu o engano – disse Rango. 
– Amigo! Complete o tanque com gasolina. 
 
O nosso herói procedeu assim porque calculou que, com o volume de álcool anidro colocado no 
tanque, adicionando a gasolina contendo 20% (volume/volume) de etanol, obteria um combustível com 
24% de etanol (volume/volume), igual àquele vendido nos postos até pouco tempo atrás. 
a) Sabendo-se que o volume total do tanque é 50 litros, qual é a quantidade total de álcool, em 
litros, no tanque agora cheio? 
b) Que volume de etanol anidro o frentista colocou por engano no tanque do carro? 
 
−
3
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13– SOLUÇÕES (PARTE 2) 40 
18. (UFRJ/2000) 
A técnica de aplicação de fertilizantes líquidos em lavouras tem sido cada vez mais utilizada pelos 
agricultores. Os fertilizantes são vendidos na forma de soluções concentradas que contém diferentes 
composições de nutrientes, e são formuladas e diluídas pelo agricultor, de acordo com a lavoura a ser 
tratada. 
A tabela a seguir apresenta dados encontrados nos rótulos de dois frascos de fertilizantes líquidos 
concentrados de duas marcas diferentes. 
Elemento Frasco – I Frasco – II 
Nitrogênio 100g/L 0g/L 
Potássio 70g/L 10g/L 
Fósforo 30g/L 80g/L 
Para tratar uma lavoura de morangos um agricultor necessita preparar 100 litros de uma solução 
diluída de fertilizante utilizando uma combinação dos frascos I e II. Em função das características do solo, 
a concentração final da solução deve ser ajustada de forma a conter 0,1 g / L de potássio e 0,1 g / L de 
nitrogênio. 
Calcule a concentração, em g/L, de fósforo presente na solução de fertilizante usada no 
tratamento da lavoura de morangos. 
 
19. (UFOP MG/2ªFase) 
Em um balão volumétrico de 1000mL, juntaram-se 250mL de uma solução 2M de ácido sulfúrico 
com 300mL de uma solução 1M do mesmo ácido e completou-se o volume até 1000mL com água 
destilada. Determine a molaridade da solução resultante. 
 
20. (FAAP SP) 
Determine a normalidade de uma solução aquosa de H2SO4 resultante da mistura de 500mL de 
uma solução aquosa de H2SO4 2M com 1500mL de solução aquosa do mesmo ácido e de concentração 
9,8g/L. 
Dados: H=1; O=16; S=32 
 
21. (Fuvest SP/2021/2ªFase) 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 41 
O teor de carbonato de cálcio (CaCO3), usado como abrasivo em cremes dentais, pode ser 
determinado por meio da chamada retrotitulação. Nesse método, adiciona-se excesso de HCl, resultando 
na completa dissolução do CaCO3 (reação I); em seguida, titula-se o que sobrou de HCl com NaOH até a 
neutralização da solução (reação II). Sabendo-se a quantidade de NaOH, pode-se calcular o número de 
mols que sobrou de HCl. Pela diferença entre o que sobrou de HCl e o número de mols inicial de HCl, é 
possível determinar o teor de CO32– na amostra. 
(reação I) CaCO3 (s) + 2HCl (aq) CaCl2 (aq) + H2O (l) + CO2 (g) 
(reação II) HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H2O (l) 
Para estudar uma amostra, o seguinte procedimento foi realizado: 
 
Etapa 1 Pesagem de 5,0 g de creme dental comercial. 
Etapa 2 Adição de 20,0 mL de solução 2,0 mol.L–1 de HCl, seguida por agitação e aquecimento até 
que a reação I se complete. 
Etapa 3 Após a solução esfriar, adição de água à solução da etapa 2 até completar um volume final 
de 50,0 mL e agitação. 
Etapa 4 Titulação do HCl presente na amostra com NaOH 0,5 mol.L–1 até a completa neutralização 
(reação II). 
Etapa 5 Medida do volume de NaOH usado para titulação. Resultado: Volume de NaOH usado = 
30,0 mL. 
 
a) Cite a importância do aquecimento na etapa 2. 
b) Alguns cremes dentais usam dióxido de silício (SiO2) como abrasivo em vez de CaCO3. Para esses 
produtos, o mesmo procedimento de retrotitulação serviria para calcular o teor do abrasivo (SiO2)? 
Justifique. 
c) Calcule a porcentagem em massa (massa de CaCO3 por massa de creme dental) de abrasivo na 
amostra estudada, conforme os valores dados no procedimento. 
 
Note e adote: 
Considere que não há qualquer outra espécie ácida ou básica no creme dental em quantidade 
suficiente para interferir no procedimento. 
Massa molar (g/mol): CaCO3 = 100. 
SiO2 é um óxido ácido. 
→
→
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 42 
 
22. (Famerp SP/2018) 
O hidróxido de cobre(II), Cu(OH)2, composto utilizado como antifúngico na agricultura, pode ser 
obtido como precipitado pela reação entre soluções aquosas de sulfato de cobre(II) e de hidróxido de 
sódio. A solução aquosa sobrenadante contém sulfato de sódio dissolvido. 
 
a) Cite dois processos de separação de misturas pelos quais o precipitado pode ser separado da 
solução sobrenadante. 
b) Escreva a equação da reação entre a solução aquosa de sulfato de cobre(II) e a de hidróxido de 
sódio. Considerando que o precipitado seja totalmente insolúvel em água, calcule a quantidade, em mol, 
de hidróxido de cobre(II) obtida pela mistura de 100 mL de uma solução aquosa de sulfato de cobre(II) 
com 200 mL de uma solução aquosa de hidróxido de sódio, ambas de concentração 1 mol/L. 
 
23. (Fuvest SP/2018/2ªFase) 
Para investigar o efeito de diferentes poluentes na acidez da chuva ácida, foram realizados dois 
experimentos com os óxidos SO3 (g) e NO2 (g). No primeiro experimento, foram coletados 45 mL de SO3 
em um frasco contendo água, que foi em seguida fechado e agitado, até que todo o óxido tivesse reagido. 
No segundo experimento, o mesmo procedimento foi realizado para o NO2. Em seguida, a solução 
resultante em cada um dos experimentos foi titulada com NaOH (aq) 0,1 mol/L, até sua neutralização. 
As reações desses óxidos com água são representadas pelas equações químicas balanceadas: 
H2O (l) + SO3 (g) H2SO4 (aq) 
H2O (l) + 2NO2 (g) HNO2 (aq) + HNO3 (aq) 
a) Determine o volume de NaOH (aq) utilizado na titulação do produto da reação entre SO3 e água. 
Mostre os cálculos. 
b) Esse volume é menor, maior ou igual ao utilizado no experimento com NO2 (g)? Justifique. 
c) Uma das reações descritas é de oxirredução. Identifique qual é essa reação e preencha a tabela 
abaixo, indicando os reagentes e produtos das semirreações de oxidação e de redução. 
 
→
→
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 43 
 
Note e adote: 
Considere os gases como ideais e que a água contida nos frascos foi suficiente para a reação total 
com os óxidos. 
Volume de 1 mol de gás: 22,5 L, nas condições em que os experimentos foram realizados. 
 
24. (UERJ/2017/2ªFase) 
O fenômeno da “água verde” em piscinas pode ser ocasionado pela adição de peróxido de 
hidrogênio em água contendo íons hipoclorito. Esse composto converte em cloreto os íons hipoclorito, 
eliminando a ação oxidante e provocando o crescimento exagerado de microrganismos. A equação 
química abaixo representa essa conversão: 
H2O2 (aq) + NaClO (aq) NaCl (aq) + O2 (g) + H2O (l) 
Para o funcionamento ideal de uma piscina com volume de água igual a 4 107 L, deve-se manter 
uma concentração de hipoclorito de sódio de 3 10–5 mol.L–1. 
Calcule a massa de hipoclorito de sódio, em quilogramas, que deve ser adicionada à água dessa 
piscina para se alcançar a condição de funcionamento ideal. 
Admita que foi adicionado, indevidamente, nessa piscina, uma solução de peróxido de hidrogênio 
na concentração de 10 mol.L–1. Calcule, nesse caso, o volume da solução de peróxido de hidrogênio 
responsável pelo consumo completo do hipoclorito de sódio. 
 
25. (UEL PR/2014) 
O carbonato de sódio (Na2CO3) e o bicarbonato de sódio (NaHCO3) estão presentes em algumas 
formulações antiácidas. Ambos reagem com o ácido clorídrico do suco gástrico fazendo aumentar o pH, 
o que diminui a acidez estomacal. Essa reação pode ser utilizada como base para a determinação de 
carbonatos em formulações farmacêuticas, para controle de qualidade. Uma amostra de 10,00 mL de um 
antiácido foi titulada com 15,00 mL de HCl 0,10 mol/L, usando o indicador alaranjado de metila, cujo 
intervalo de viragem está entre 3,10 e 4,40. 
Com base no texto, resolva os itens a seguir. 
a) Considerando que na formulação houvesse apenas Na2CO3, escreva a reação química envolvida 
nessa titulação. 
b) Calcule a concentração do carbonato de sódio na amostra analisada. 
 
→


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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 44 
26. (PUC RJ/2013) 
Na3AsO3(aq) + Ce(SO4)2(aq) + H2O →Na3AsO4(aq) + Ce2(SO4)3(aq) + H2SO4(aq) 
Dado: M(Na3AsO3) = 192 g/mol 
Considere a reação de oxirredução, em meio aquoso, representada pela equação não balanceada 
acima, as espécies que participam da reação e aquelas que são íons espectadores para responder o que 
se pede: 
a) faça o balanço de massa da equação com os menores números inteiros e, a seguir, responda 
apenas qual é o valor do coeficiente estequiométrico da substância que atua como agente oxidante. 
b) indique os íons que não participam da reação, ou seja, os íons espectadores; 
c) indique a espécie que atua como agente redutor; 
d) calcule o volume de solução aquosa, 0,100 mol/L de Ce(SO4)2, que reage estequiometricamente 
com solução aquosa contendo 0,288 g de Na3AsO3. 
 
27. (UERJ/2013/2ªFase) 
Em um experimento, foram misturadas duas soluções aquosas a 25 °C cada uma com volume igual 
a 500 mL. Uma delas tem como soluto o brometo de potássio na concentração de 0,04 mol.L–1; a outra 
tem como soluto o nitrato de chumbo II. 
A mistura reagiu completamente, produzindo uma solução saturada de brometo de chumbo II, 
cuja constante do produto de solubilidade, também a 25 °C, é igual a 4 × 10–6 mol3.L–3. 
Calcule a concentração, em mol.L–1, da solução inicial de nitrato de chumbo II e indique sua 
fórmula química. 
 
28. (Fuvest SP/2013/2ªFase) 
Um recipiente contém 100 mL de uma solução aquosa de H2SO4 de concentração 0,1 mol/L. Duas 
placas de platina são inseridas na solução e conectadas a um LED (diodo emissor de luz) e a uma bateria, 
como representado abaixo. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 45 
 
A intensidade da luz emitida pelo LED é proporcional à concentração de íons na solução em que 
estão inseridas as placas de platina. 
Nesse experimento, adicionou-se, gradativamente, uma solução aquosa de Ba(OH)2, de 
concentração 0,4 mol/L, à solução aquosa de H2SO4, medindo-se a intensidade de luz a cada adição. 
Os resultados desse experimento estão representados no gráfico. 
 
 
Sabe-se que a reação que ocorre no recipiente produz um composto insolúvel em água. 
a) Escreva a equação química que representa essa reação. 
b) Explique por que, com a adição de solução aquosa de Ba(OH)2, a intensidade de luz decresce 
até um valor mínimo, aumentando a seguir. 
c) Determine o volume adicionado da solução aquosa de Ba(OH)2 que corresponde ao ponto x no 
gráfico. Mostre os cálculos. 
 
29. (PUC RJ/2013) 
Quando se dissolve um eletrólito forte, esse se dissocia por completo nos seus íons. Considere a 
dissolução, em água de 0,010 mol de Na2SO4 e de 0,020 mol de NaCl com o volume da solução sendo 
levado a 2,0 L. A partir dessa informação, calcule. 
a) A concentração de Na+ em mol L–1 da solução resultante da mistura. 
b) O volume de nitrato de prata 0,1 mol L–1 que reage com o cloreto contido em 50 mL da solução 
resultante da mistura. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 46 
 
30. (UEL PR/2012) 
25,0 mL de uma solução de NaOH neutralizam totalmente 10,0 mL de uma solução de HNO3. 
Juntando-se 40,0 mL da solução de NaOH a 2,00 g de um ácido orgânico monocarboxílico e titulando-se 
o excesso de NaOH com uma solução de HNO3, são gastos 6,00 mL do ácido até o ponto de equivalência. 
Qual o volume da solução de HNO3 que corresponde ao número de mols contidos nos 2,00 g do 
ácido orgânico? 
Apresente os cálculos realizados na resolução da questão. 
 
31. (UEL PR/2012) 
25,0 mL de uma solução de NaOH neutralizam totalmente 10,0 mL de uma solução de HNO3. 
Juntando-se 40,0 mL da solução de NaOH a 2,00 g de um ácido orgânico monocarboxílico e titulando-se 
o excesso de NaOH com uma solução de HNO3, são gastos 6,00 mL do ácido até o ponto de equivalência. 
Qual o volume da solução de HNO3 que corresponde ao número de mols contidos nos 2,00 g do 
ácido orgânico? 
Apresente os cálculos realizados na resolução da questão. 
 
32. (UFF RJ/2012) 
Uma amostra contendo bicarbonato de sódio de massa 0,6720 g foi dissolvida e titulada com 
solução padrão de HCl, sendo necessário 40,00 mL do padrão. A solução de HCl foi padronizada por 
titulação de 0,1272 g de carbonato de sódio que necessitaram 24,00 mL da solução padrão, para a 
completa neutralização. 
Com base nesses dados, informe, por meio de cálculos, o percentual de bicarbonato de sódio na 
amostra. 
 
33. (UFG GO/2012/2ªFase) 
A água pode apresentar uma quantidade excessiva de CaCO3, o que a torna imprópria para 
consumo. Quando a concentração de CaCO3 é superior a 270 mg/L, a água é denominada “dura”. Por 
outro lado, quando essa concentração é inferior a 60 mg/L, a água é denominada “mole”. Uma alíquota 
de 10,0 mL de uma amostra de água foi titulada com uma solução de concentração igual a 1,0x10-3 mol/L 
de um ácido genérico H2A para determinação do teor de íons Ca2+ presentes de acordo com equação 
química abaixo. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 47 
Ca2+ + H2A → CaA + 2 H+ 
Considerando-se que o volume consumido da solução ácida, até a observação do ponto de 
viragem, foi igual a 30,0 mL, 
a) determine a concentração (mg/L) de CaCO3 na amostra e classifique a amostra de água quanto 
à sua dureza; 
b) esboce a curva de titulação relacionando o pCa (-log [Ca2+]) em função do volume de H2A 
adicionado. 
 
34. (Fuvest SP/2010/2ªFase) 
Determinou-se o número de moléculas de água de hidratação (x) por molécula de ácido oxálico 
hidratado (H2C2O4·xH2O), que é um ácido dicarboxílico. Para isso, foram preparados 250 mL de uma 
solução aquosa, contendo 5,04 g de ácido oxálico hidratado. Em seguida, 25,0 mL dessa solução foram 
neutralizados com 16,0 mL de uma solução de hidróxido de sódio, de concentração 0,500 mol/L. 
a) Calcule a concentração, em mol/L, da solução aquosa de ácido oxálico. 
b) Calcule o valor de x. 
H = 1; C = 12; O = 16. 
 
35. (UFF RJ/2010/2ªFase) 
O teor do íon Cl– existente nos fluidos corporais pode ser determinado através de uma análise 
volumétrica do íon Cl– com o íon Hg2+ 
Hg2+ + 2Cl– → HgCl2(aq) 
Quando a reação se completa, há um excesso de Hg2+ em solução e, esse excesso é detectado pela 
difenilcarbazona, usada como indicador capaz de formar um complexo azul-violeta com o Hg2+. A solução 
de nitrato mercúrico é padronizada com solução de NaCl que contém 147,0 mg de NaCl em 25,00 mL de 
água destilada. São necessários 28,00 mL da solução de nitrato mercúrico para que o ponto final da reação 
seja alcançado. 
Quando a solução de nitrato mercúrico é utilizado na determinação do teor de cloreto em 2,000 
mL de amostra de urina, gasta-se 23,00 mL da solução. Sendo assim, dê: 
a) a molaridade do Hg2+ na solução; 
b) a [Cl–] em (mg/ml) na urina. 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 48 
36. (UFES/2010/2ªFase) 
Uma indústria adquiriu hidróxido de sódio como matéria-prima para a fabricação de sabão. Com 
o objetivo de saber a qualidade do hidróxido de sódio, uma amostra de 3,0 gramas da base foi 
completamente neutralizada por 30,0 mL de HCl 2,0 mol/L. 
a) Determine a percentagem, em massa, de impurezas da amostra de hidróxido de sódio, 
considerando que o ácido não reage com as impurezas. 
b) Sabendo que as impurezas do hidróxido de sódio eram apenas NaCl e H2O, foram dissolvidos 
3,0 gramas da amostra em 250,00 mL de água destilada. Em seguida, uma alíquota de 25,00 mL dessa 
solução reagiu completamente com 5,00 mL de uma solução 0,120 mol/L de AgNO3. Determine a 
percentagem, em massa, de NaCl e H2O na amostra original. 
c) Determine a massa de matéria-prima necessária para a preparação de 1,0 L de solução aquosa 
de hidróxido de sódio 1,0 mol/L. 
 
37. (UFF RJ/2009/2ªFase) 
Cerca de 10,0 mL de ácido clorídrico concentrado foram transferidos para um recipiente com 
capacidadede 1,0 L. Completou-se o volume do recipiente com água destilada. Quando essa solução foi 
utilizada para titular uma amostra de carbonato de sódio puro de massa 0,3054 g, gastou-se 35,09 mL 
para a sua completa neutralização. 
Tendo em vista o que foi dito acima, pede-se: 
a) escrever a equação química balanceada representativa da reação; 
b) informar por meio de cálculos a molaridade da solução do HCl. 
 
38. (UFF RJ/2009/2ªFase) 
Todo o ferro existente em 2,00 g de uma amostra de rocha foi dissolvido em solução ácida e 
convertido a Fe2+, o qual foi titulado com KMnO4 0,10 M, conforme equação não balanceada: 
 
Sabendo-se que foram necessários 27,45 mL da solução de permanganato, pede-se: 
a) os números que tornam a equação balanceada; 
b) a massa de ferro (em g) existente na amostra original; 
c) a percentagem de ferro na amostra original; 
OHMnFeHMnOFe 2
23
4
2 ++→++ +++−+
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 49 
d) a percentagem em peso de óxido na amostra original, se o ferro estiver presente como Fe2O3. 
 
39. (UFPE/2009) 
O vinagre comercial contém ácido acético (CH3COOH). Na titulação de 6,0 mL de vinagre comercial 
com densidade 1,01 g mL–1, gastaram-se 10,0 mL de uma solução 0,40 mol L–1 de hidróxido de sódio 
(NaOH). Qual é a porcentagem de ácido acético contido no vinagre analisado? (Dados: C = 12, H = 1 e O = 
16). Anote o inteiro mais próximo. 
 
40. (UFG GO/2009/2ªFase) 
O teor de vitamina C em amostras pode ser determinado através de titulação com solução de iodo, 
o qual é reduzido a ânions iodeto, conforme equação química a seguir: 
 
A solução titulada torna-se azul quando toda vitamina C tiver reagido. 
a) Represente o equipamento necessário para realizar esse experimento. 
b) Determine a massa, em mg, de vitamina C em uma amostra que consumiu 3,0 mL de solução de 
iodo a 1% (m/v). 
 
41. (UFBA/2000/2ªFase) 
100 mL de uma solução 1 mol/L de Al2(SO4)3 são adicionados a 900 mL de uma solução 1/3mol/L 
de Pb(NO3)2. Determine, em gramas, o valor aproximado da massa do PbSO4 formado. Considera-se 
desprezível a perda de massa do PbSO4 por solubilidade. 
 
42. (UFG GO/1998/2ªFase) 
Barrilha, que é o carbono de sódio impuro, é um insumo básico da indústria química. Uma amostra 
de barrilha de 10g foi totalmente dissolvida com 800mL de ácido clorídrico 0,2 mol/L. O excesso de ácido 
clorídrico foi neutralizado com 250 mL de NaOH 0,1 mol/L. 
Qual o teor de carbonato de sódio, em porcentagem de massa, na atmosfera de barrilha? 
 
43. (UFG GO/1997/2ªFase) 
+− ++→+ 2H 2I OHCI OHC 6662686
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 50 
O isopropanol (massa molar = 60 g/mol) é um álcool muito utilizado como solvente para limpeza 
de circuitos eletroeletrônicos. A produção mundial desse álcool chega a 2,7 milhões de toneladas por ano. 
A indústria química dispõe de diversos processos para a obtenção de isopropanol, entre eles, o que 
envolve a reação de acetona (massa molar = 58 g/mol) com hidrogênio. A equação dessa reação é 
 
Para preparar um litro de solução de ácido nítrico, utilizou-se 4,5mL desse ácido, cuja densidade é 
igual a 1,4g/mL. Dispõe-se de três soluções padrões de hidróxido de sódio com concentrações iguais a 
1,0mol/L; 1,0 . 10-1mol/L e 1,0 . 10-2mol/L. 
a) Justifique qual solução de hidróxido de sódio deve-se utilizar para padronizar o ácido nítrico 
(titulação), de modo a gastar o menor volume de ácido. 
b) Desenhe um gráfico que representa a curva de titulação obtida. 
 
44. (UFF RJ/1996/2ªFase) 
Sabe-se que 196,0 g de H2SO4 reagem com 320,0 g de NaOH de acordo com a reação, não 
balanceada: H2SO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O, Pede-se: 
a) a massa, em g, de Na2SO4, produzida; 
b) ao final da reação, qual a massa, em g, do reagente em excesso. 
 
45. (UFG GO/1995/2ªFase) 
O gráfico a seguir representa a variação de pH de 50 mL de uma solução aquosa de ácido forte a 
qual é adicionada uma solução aquosa de base forte de concentração 1,0 x 10-1 mol/L. 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 51 
Pergunta-se: 
a) qual o nome do ponto A? 
b) qual a concentração hidrogeniônica no ponto A? justifique. 
c) qual a concentração do ácido utilizado? Justifique. 
d) qual a finalidade de utilização desta técnica? 
 
46. (UFG GO/1994/2ªFase) 
Examine as figuras a seguir: 
 
O béquer e a bureta do esquema A contêm hidróxido de bário e ácido sulfúrico, respectivamente, 
ambos em solução aquosa. 
No esquema B, o béquer e a bureta contêm soluções aquosas de hidróxido de bário e ácido 
clorídrico, respectivamente. 
Dados: HCl = 1 mol/L ; H2SO4 = 0,5 mol/L ; Ba(OH)2 = 0,5 mol/L 
Explique o que ocorre nos sistemas representados nesses esquemas. Utilize equações químicas 
para justificar sua resposta, nas situações em que ocorrem reações 
 
47. (UFRJ/1994) 
Em um laboratório estão disponíveis três frascos com soluções de ácido sulfúrico. Os rótulos 
apresentam as seguintes informações: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 52 
 
a) Qual o frasco que apresenta a solução mais diluída? Justifique sua resposta. 
b) Se cada frasco contém 100 mL de solução, qual das soluções de ácido sulfúrico seria capaz de 
neutralizar completamente 200 mL de uma solução 0,9 M de NaOH? Justifique sua resposta. 
 
48. (UFG GO/1993/2ªFase) 
Soluções de hidróxido de sódio são extremamente usadas em indústrias, residências e 
laboratórios. 
Para se preparar 50mL de uma solução 2mol/L em NaOH. 
a) qual a massa em NaOH usada para este prepara? 
b) durante o preparo dessa solução, teremos um aquecimento do recipiente que a contém. Se 
desejarmos auxiliar esse processo de dissolução, deveremos aquecer ou resfriar esse recipiente? Por quê? 
c) que volume de água se adiciona à solução para torná-la 5% em massa? Considere que estas 
soluções têm densidade igual a 1. 
 
49. (UnB DF) 
Calcule o volume, em litros, de uma solução aquosa de ácido clorídrico de concentração 1M 
necessária para neutralizar 20mL de uma solução aquosa de hidróxido de sódio de concentração 3M. 
 
50. (UFPR) 
Necessita-se preparar uma solução de NaOH 0,1M. Dadas as massas atômicas:Na=23; O=16; H=1, 
pergunta-se: 
a) qual é a massa de NaOH necessária para se preparar 500mL dessa solução? 
b) a partir da solução 0,1M de NaOH, como é possível obter 1L de solução de NaOH, porém, na 
concentração 0,01M? 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 53 
c) qual o volume de HCl 0,05M necessário para neutralizar 10mL de solução 0,1M de NaOH? 
 
51. (UFPel RS/1ªFase) 
A determinação do nitrogênio, em plantas, tornou-se uma análise de rotina, podendo-se 
determiná-lo em uma média de cem amostras por hora, através de método desenvolvido pela Embrapa. 
No referido método, utilizam-se, entre outros, os reagentes: H2SO4 = 1,2 molar; NaOH = 0,75 molar 
a) titulando-se 100mL da solução da base com o referido ácido, que volume desse ácido seria 
utilizado? 
b) como é classificado o ácido sulfúrico quanto ao número de hidrogênios ionizáveis e á presença 
de oxigênio na estrutura? 
c) qual é a equação que representa a reação de neutralização total de NaOH com o ácido? 
 
52. (UNA MG) 
Um tablete de antiácido contém 0,450g de hidróxido de magnésio. O volume de solução de HCl a 
0,100M (aproximadamente a concentração de ácido no estômago), que corresponde à neutralização total 
do ácido pela base, é: 
Dados: Mg(OH)2 = 58g/mol 
a) 300mL 
b) 78mL 
c) 155mL 
d) 0,35L 
e) 0,1L 
 
53. (UFGD MS) 
Um caminhão tanque tombou e derramou 400L de ácido sulfúrico de concentração 6mol/L para 
dentro de uma lagoa. Para amenizar os danos ecológicos decidiu-se adicionar bicarbonato de sódio àágua 
da lagoa. Calcule a massa mínima de bicarbonato de sódio necessária para reagir com todo o ácido 
derramado. 
Dados: NaHCO3 = 84g/mol 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 54 
54. (UnB DF) 
Uma remessa de soda cáustica está sob suspeita de estar adulterada. Dispondo de uma amostra 
de 0,5g foi preparada uma solução aquosa de 50mL. Esta solução foi titulada, sendo consumidos 20mL de 
uma solução 0,25M de ácido sulfúrico. Determine a porcentagem de impureza existente na soda cáustica, 
admitindo que não ocorra reação entre o ácido e as impurezas. 
Dados: NaOH = 40.mol-1 
 
7. GABARITO DAS QUESTÕES FUNDAMENTAIS 
Questão fundamental 01 – 2300 mL. 
Questão fundamental 02 – 0,33 mol/L. 
Questão fundamental 03 – 0,06 mol/L. 
Questão fundamental 04 – 0,1 mol/L. 
Questão fundamental 05 – 57 g/L. 
Questão fundamental 06 – 0,25 L. 
Questão fundamental 07 – 0,179 mol/L. 
Questão fundamental 08 – 
a) 0,05 mol/L. 
b) 0,1 mol/L. 
c) 0,25 mol/L. 
Questão fundamental 09 – 14,64 g/L. 
Questão fundamental 10 – 3 mol/L. 
Questão fundamental 11 – 2,5 mol/L. 
Questão fundamental 12 – 1,33 mol/L. 
Questão fundamental 13 – 0,66 L. 
Questão fundamental 14 – 0,4 L. 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 55 
8. GABARITO DAS QUESTÕES EXTRAS 
1. (UFRN/2009) 
a) AgCl vai precipitar nessa reação por apresentar o menor coeficiente de solubilidade (ou menor grau 
de solubilidade ou por ser menos solúvel ou por ser mais insolúvel). 
AgNO3 (aq) + NaCl (aq) → AgCl (s) + NaNO3 (aq), 
pois apresenta o menor coeficiente de solubilidade (ou menor grau de solubilidade ou por ser menos 
solúvel ou por ser mais insolúvel). 
ou 
AgNO3 (aq) + NaCl (aq) → AgCl↓ + NaNO3 (aq), 
pois apresenta o menor coeficiente de solubilidade (ou menor grau de solubilidade ou por ser menos 
solúvel ou por ser mais insolúvel). 
ou 
Ag+(aq) + Cl–(aq) → AgCl (s), 
pois apresenta o menor coeficiente de solubilidade (ou menor grau de solubilidade ou por ser menos 
solúvel ou por ser mais insolúvel). 
ou 
Ag+(aq) + Cl– (aq) → AgCl↓, 
pois apresenta o menor coeficiente de solubilidade (ou menor grau de solubilidade ou por ser menos 
solúvel ou por ser mais insolúvel). 
b) Concentração molar, 
M = n/V \ M = m/(MMxV) = 29/(58x1) = 0,5 mol/L. 
Essa concentração é maior do que a do soro fisiológico (0,15 mol/L), portanto a solução não pode ser 
usada como soro. 
Como essa solução está mais concentrada em relação ao soro fisiológico, o procedimento seria realizar 
uma diluição com água para se obter a concentração do soro fisiológico (0,15 mol/L). 
 
2. (UFTM MG/2009/2ªFase) 
a) 0,176g de etanol 
b) Opção II 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 56 
Concentração do etanol no resíduo inicial: 
 
 
 
 
3. (Udesc SC/2006) 
b) Deve-se retirar uma alíquota de 8,33mL da solução estoque utilizando uma pipeta graduada. Em 
seguida, essa alíquota deve ser transferida para um balão volumétrico, onde se processará uma 
diluição, acrescentando 41,67mL de água destilada sob constante agitação. 
 
4. (UFMT/1997) 
V = 40mL 
 
5. (UFG GO/1993/2ªFase) 
a) 4g 
b) Resfriar o sistema , facilitando a liberação de calor, pois trata-se de uma reação extérmica. 
c) 30mL 
 
6. (UFU MG/2ªFase) 
L/g88
L1
ml1000
mL2
g176,0
=











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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 57 
1000mL 
 
7. (UFPI) 
1/50 
 
8. (UFPA) 
0,5M 
 
9. (UFAL) 
1L 
 
10. (UFMG) 
1500g 
 
11. (UEG GO/2012/Janeiro) 
a) W = 0,24 mol de soluto 
b) Cf = 1,65 mol.L-1 
 
12. (UEG GO/2012/Janeiro) 
a) W = 0,24 mol de soluto 
b) Cf = 1,65 mol.L-1 
 
13. (UFG GO/2008/2ªFase) 
0,053 mL de etanol por mL de cerveja, ou 5,3 %. 
 
14. (UFG GO/2007/2ªFase) 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 58 
VSol2 = 60 mL e VSol1 = 40 mL 
 
15. (UFMS/2007/Exatas) 
03 
 
16. (UFMA/2003/2ªFase) 
[Ca2+] = 0,10M; [Cl-] = 0,16M; [H+] = 0,12M; [NO3- ] = 0,16M 
 
17. (Unicamp SP/2002) 
a) Quantidade total de álcool na gasolina com 24% de etanol é x = 12L 
b) Volume de etanol anidro colocado por engano: 2,5L 
 
18. (UFRJ/2000) 
C = 0,27g/L 
 
19. (UFOP MG/2ªFase) 
0,8mol/L 
 
20. (FAAP SP) 
1,15N 
 
21. (Fuvest SP/2021/2ªFase) 
a) O aumento da temperatura aumenta a velocidade de reação e diminui a solubilidade do CO2 na 
solução. 
b) Não podemos utilizar o mesmo procedimento, pois, sendo o SiO2 um óxido ácido, não irá reagir com 
o HCl. 
c) Cálculo da quantidade em mol de NaOH gasta na titulação: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 59 
 
NaOH (0,5 mol/L) 
0,5 mol ––––––––––– 1L 
 x ––––––––––– 0,030 L (30 mL) 
x = 0,015 mol de NaOH 
 
Cálculo da quantidade em mols de HCl que sobrou na reação com o CaCO3 e que foi titulado com o 
NaOH: 
 
HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l) 
1 mol ––––– 1 mol 
 y ––––– 0,015 mol 
y = 0,015 mol de HCl 
 
Cálculo da quantidade total de HCl (2,0 mol/L) que foi adicionada ao creme dental: 
 
2 mol –––––––––––– 1L 
 z –––––––––––– 0,020 L (20 mL) 
z = 0,040 mol de HCl 
 
Quantidade de HCl que reagiu com CaCO3: 
n = (0,040 – 0,015) mol = 0,025 mol de HCl 
Cálculo da quantidade de CaCO3 presente em 5,0g de creme dental: 
 
CaCO3(s) + 2HCl(aq) CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g) 
1 mol 2 mol 
 
→
→

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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 60 
100g de CaCO3 –––––– 2 mol de HCl 
 w –––––– 0,025 mol de HCl 
w = 1,25g de CaCO3 
 
Porcentagem em massa de CaCO3 no creme dental (5,0g): 
 
5,0g ––––––––––––– 100% 
1,25g –––––––––––– p 
p = 25% de CaCO3 
 
22. (Famerp SP/2018) 
a) Temos uma mistura heterogênea formada por uma fase sólida, Cu(OH)2, e uma fase líquida contendo 
Na2SO4 dissolvido. Os dois processos que podem ser utilizados para separar essas duas fases são: 
filtração e decantação. 
b) CuSO4 (aq) + 2 NaOH (aq) Na2SO4(aq) + Cu(OH)2(s) 
 |_____________| 
NaOH: M = 1 mol/L; V = 200 mL = 0,2L 
1 mol/L = n = 0,2 mol 
CuSO4 2 NaOH 
1 mol –––––– 2 mol 
 n –––––– 0,2 mol 
n = 0,1 mol 
 
23. (Fuvest SP/2018/2ªFase) 
a) 
SO3(g) + H2O(l) H2SO4(aq) 
H2SO4(aq) + 2NaOH(aq) Na2SO4(aq) + 2H2O(l) 
→
V
n
=M
 L2,0
n

→
→
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 61 
___________________________________________ 
SO3(g) + 2NaOH(aq) Na2SO4(aq) + H2O(l) 
 
1 mol de SO3 –––– 2 mol de NaOH 
1 22,5 L de SO3 –––– 2 mol de NaOH 
45 10–3 L de SO3 –––– x 
 
 
x = 4 10–3 mol de NaOH 
 
 
V = 40 10–3 L = 40 mL 
b) 
2 NO2 (g) + H2O (l) HNO2 (aq) + HNO3 (aq) 
HNO2 (aq) + NaOH (aq) NaNO2 (aq) + H2O (l) 
HNO3 (aq) + NaOH (aq) NaNO3 (aq) + H2O (l) 
__________________________________________ 
2 NO2 (g) + 2 NaOH (aq) NaNO2 (aq) + NaNO3 + H2O (l) 
 
2 mol NO2 –––– 2 mol NaOH 
2 22,5 L de NO2 –––– 2 mol de NaOH 
45 10–3 L de NO2 –––– y 
 
 
y = 2 10–3 mol de NaOH 
→


5,22
21045
x
3 
=
−

V
mol104
L/mol1,0
3−
=

→
→
→
→


5,222
21045
y
3


=
−

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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 62 
 
V = 20 10–3 L = 20 mL 
O volume de NaOH (aq) empregado no experimento com SO3 (g) é maior que o empregado no 
experimento com NO2 (g). 
c) Reação tipo oxirredução: 
NO2 (g) + H2O (l) HNO2 (aq) + HNO3 (aq) 
Semirreação de oxidação: 
 
semirreação de redução: 
 
 
24. (UERJ/2017/2ªFase) 
3 × 10–5 mol.L–1× 4 × 107 L = 1200 mol 
1 mol NaClO 74,5 g 
1200 mol X 
X = 89,4 kg 
1200 mol NaClO 1200 mol H2O2 
10 mol 1 L 
1200 mol Y 
Y = 120 L 
 
25. (UEL PR/2014) 
a) A reação química envolvida nessa titulação é dada por 
Na2CO3 + 2HCl → H2CO3 + 2NaCl ou 
Na2CO3 + 2HCl → CO2 + H2O + 2NaCl ou 
V
mol102
L/mol1,0
3−
=

→

+− ++→+ He1HNOOHNO
produto
32
reagente
2 
 
produto
2
reagente
2 HNOHe1NO →++
+−
→
→
→
→
→
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 63 
CO + 2H+ H2CO3 CO2 + H2O 
b) 
 
26. (PUC RJ/2013) 
a) 1 Na3AsO3(aq) + 2 Ce(SO4)2(aq) + 1 H2O → 1 Na3AsO4(aq) + 1 Ce2(SO4)3(aq) + 1 H2SO4(aq) 
Agente oxidante Ce(SO4)2 
b) Na+ e SO 
c) Na3AsO3 ou mais precisamente, AsO33–. Reduz Ce4+ a Ce3+ 
d) 30 mL 
 
27. (UERJ/2013/2ªFase) 
0,02 mol.L–1 
Pb(NO3)2 
 
28. (Fuvest SP/2013/2ªFase) 
a) H2SO4(aq) + Ba(OH)2(aq) → BaSO4(s) + 2H2O(l) 
b) A intensidade de luz é proporcional à concentração de íons na solução. No início, a solução de H2SO4 
produz um brilho intenso pois, como ele é um ácido forte, temos íons H+(aq) e SO (aq) livres. 
A intensidade luminosa diminui pois o Ba(OH)2(aq) adicionado irá reagir com esses íons, formando o 
BaSO4(s), que precipita, e a água. A retirada dos íons da solução diminui a intensidade luminosa até 
o ponto da proporção estequiométrica, representado pelo ponto x no gráfico dado. 
A partir desse ponto começa a haver excesso de Ba(OH)2(aq) no sistema, o que aumenta a 
concentração de íons na solução (Ba2+(aq) e OH–(aq)). Isso faz a intensidade luminosa aumentar. 
c) O ponto x é atingido quando ácido e base estão em proporção estequiométrica, que é de 1:1, em 
mol. Assim: 
MAVA = MBVB  0,1  100 = 0,4  VB  VB = x = 25 mL 
 
29. (PUC RJ/2013) 
−2
3
→

→

L/mol075,0C
32CONa
=
−2
4
−2
4
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 64 
a) [Na+] = 0,020 mol/L 
b) AgNO3 = 0,005 L ou 5 mL 
 
30. (UEL PR/2012) 
NaOH –––– HNO3 
25 mL –––– 10 mL 
X mL –––– 6 mL 
X = = 15 mL da base restaram sem reagir 
 
Então reagiram 40 – 15 = 25 mL, isto é, foram gastos 25 mL da base para neutralizar 2 g do ácido 
orgânico. Se 25 mL da base reagem com 10 mL do ácido, então a resposta é 10 mL da solução de 
ácido nítrico equivalem a 2 g de ácido orgânico. 
 
31. (UEL PR/2012) 
NaOH –––– HNO3 
 25 mL –––– 10 mL 
 X mL –––– 6 mL 
 X = = 15 mL da base restaram sem reagir 
Então reagiram 40 – 15 = 25 mL, isto é, foram gastos 25 mL da base para neutralizar 2 g do ácido 
orgânico. Se 25 mL da base reagem com 10 mL do ácido, então a resposta é 10 mL da solução de 
ácido nítrico equivalem a 2 g de ácido orgânico. 
 
32. (UFF RJ/2012) 
M(HCl) = (0.1272 g/53.0 g.moL–1)/0.02400 L = 0.10 M 
%NaHCO3 = (0.10 mol/L x 0.04000 L x 84.0 g/mol x 100 %) /0.6720 g = 50.0 % 
 
Ou: 
10
625X
10
625X
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 65 
 
NaHCO3 + HCl → H2CO3 + NaCl 
Na2CO3 + 2HCl → H2CO3 + 2NaCl 
 
Logo: 
 
a) 
no de mmol Na2CO3 = 0.1272 g/0.106 g.mmol–1 = 1.20 mmol 
no de mmol de HCl = 1.20 x 2 = 2.40 mmol 
[HCl] = 2.40/24.00 = 0.100 mol/L 
 
b) 
no mmol NaHCO3 = 40.00 x 0.100 = 4.00 mmol 
m NaHCO3 = 4.00 x 0.0840 = 0.336 g 
% NaHCO3 = (0.336 x 100)/0.6720 
= 50.0 
 
33. (UFG GO/2012/2ªFase) 
a) A concentração de CaCO3 na amostra de água será igual a: 300 mg/L. 
Dessa maneira, a água analisada é considerada água dura. 
b) 
 
34. (Fuvest SP/2010/2ªFase) 
a) 0,16 mol/L 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 66 
b) x = 2 
 
35. (UFF RJ/2010/2ªFase) 
a) 4,510-2 M 
b) 36,0 mg 
 
36. (UFES/2010/2ªFase) 
a) 20,0 %(m/m) impurezas 
b) X = 11,7 %(m/m) de NaCl e 8,3 %(m/m) de H2O 
c) X = 50,0 gramas de matéria-prima 
 
37. (UFF RJ/2009/2ªFase) 
a) 
b) quantidade de HCl = quantidade de Na2CO3 x 2HCl/Na2CO3 
quantidade de Na2CO3 = m Na2CO3/mol Na2CO3 
quantidade de HCl = 305.4 mg/106.0 mg x 2/1 = 5.762 mmol 
CHCl = quantidade de HCl/volume da solução = 5.762mmol/35.09 mL 
CHCl = 0.1642 M 
 
38. (UFF RJ/2009/2ªFase) 
a) 5:1:8:5:1:4 
b) z = 0.7672 g de Fe 
c) 38.36% de Fe 
d) 54.80% 
 
39. (UFPE/2009) 
3232 COH 2NaClCONa 2HCl +→+
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 67 
4 
 
40. (UFG GO/2009/2ªFase) 
a) 
 
b) 21,12 mg de vitamina C 
 
41. (UFBA/2000/2ªFase) 
91 
 
42. (UFG GO/1998/2ªFase) 
71,5% de Na2CO3 
 
43. (UFG GO/1997/2ªFase) 
a) Determinando a concentração do ácido obtém-se o valor de 0,1mol/L. Para se fazer a titulação, 
utilizando o menor volume de ácido, devemos utilizar a solução de base de menor concentração, 
uma vez que ambos são monoácidos. Assim, podemos calculá-lo utilizando a expressão de 
equivalência em mols: 
 
Primeira situação: 
MácidoVácido=Mbase Vbase 
Vácido = 10 
Vbase 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 68 
 
Segunda situação: 
MácidoVácido=Mbase Vbase 
Vácido = 1 
Vbase 
 
Terceira situação: 
MácidoVácido=Mbase Vbase 
Vácido = 0,1 
Vbase 
 
Assim, se utilizarmos a solução da terceira situação teremos o gasto do menor volume de ácido, ou 
seja, para cada 10mL de base será gasto apenas 1mL de ácido. 
 
b) 
 
 
44. (UFF RJ/1996/2ªFase) 
a) 284,0 g 
b) 160,0 g NaOH 
 
45. (UFG GO/1995/2ªFase) 
 Ácido 
neutralizado(%)
100
8
6
14
H
H
P
P
=7
 Ponto de
equivalência
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 69 
a) Ponto de equivalência, ou seja, trata-se do ponto em uma titulação em um dos reagentes foi 
completamente consumido pela adição do outro reagente. 
b) [H+]=10-7mol/L 
c) 0,2mol/L 
d) trata-se de um procedimento para análise quantitativa de substâncias, por meio de uma reação 
completa em solução, com uma reagente de concentração conhecida (padrão). 
 
46. (UFG GO/1994/2ªFase) 
No esquema A ocorrerá uma reação de neutralização com formação de um precipitado Ba(OH)2(aq) + 
H2SO4(aq) → BaSO4(s) + H2O(l) 
No esquema B ocorre uma reação de neutralização sem que haja formação de precipitado Ba(OH)2(aq) 
+ 2 HCl(aq) → BaCl2(aq) + 2H2O(l) 
Como em ambos os sistemas há uma proporção estequiométrica correta a neutralização é 
total. 
 
47. (UFRJ/1994) 
Em um laboratório estão disponíveis três frascos com soluções de ácido sulfúrico. Os rótulos 
a) Solução mais diluída: frasco II. 
b) Número de equivalentes-gramas de NaOH contidos em 200=mL 0,2 x 0,9 = 0,18. Em 100 ml de cada 
uma das soluções estão contidos. Frasco I = 0,2 equivalente-grama; frasco II = 0,1 equivalente-
grama; frasco III = 0,15 equivalente-grama. 
Somente o frasco I contém o número de equivalentes-gramas capaz de neutralizar completamente 
0,18 equivalente-grama de NaOH. 
 
48. (UFG GO/1993/2ªFase) 
a) 4g 
b) Resfriar o sistema , facilitando a liberação de calor, pois trata-se de uma reação extérmica. 
c) 30mL 
 
49. (UnB DF) 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 2) 
 
AULA 13 – SOLUÇÕES (PARTE 2) 70 
0,06L 
 
50. (UFPR) 
a) 2,0g 
b) adiciona-se a 100mL da solução água suficiente para completar 1,0L 
c) 20mL 
 
51. (UFPel RS/1ªFase) 
a) 31,3mL 
b) diácido 
c) 2NaOH + H2SO4 ……> Na2SO4 + 2H2O 
 
52. (UNA MG) 
C 
 
53. (UFGD MS) 
403.200g 
 
54. (UnB DF) 
20% 
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