Cálculo e Preparo de Soluções aula 2

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UFT – Introdução à Química Prof. Francisco C. D. de Lemos 
 
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Cálculo e preparo de soluções 
 
A maioria dos trabalhos experimentais em Química são desenvolvidos quando os 
reagentes estão em solução, portanto este o meio mais usado nas transformações 
químicas. O seu estudo depende do conhecimento qualitativo e quantitativo da composição 
das substâncias que delas participam. 
No laboratório, preparamos soluções para realizarmos os mais diversos 
experimentos. Sendo assim, é de grande importância, o conhecimento da composição das 
soluções utilizadas, tornando necessário, estudar as unidades de concentração e os 
cálculos envolvidos no seu preparo. 
Assim será estudado o conceito de soluções, suas aplicações, as unidades 
químicas e físicas de concentrações mais usadas. Também serão abordados os cálculos 
das quantidades de soluto e solvente envolvido para o seu preparo de forma que ao final 
seja possível: 
 Definir os conceitos de solubilidade, soluções saturadas, insaturadas e 
supersaturadas; 
 Definir e usar as unidades de concentrações químicas e físicas; 
 Calcular a quantidade de soluto ou solvente usando as unidades de concentração 
estudadas; 
 Fazer cálculos para preparar soluções diluídas e Obter soluções de concentrações 
diferentes a partir da misturas de soluções. 
 
Soluções 
A maior parte dos materiais que nos cercam são misturas de substâncias puras 
como, por exemplo, a água do mar, o ar que respiramos, o nosso sangue, as ligas metálicas 
entre outras. As soluções podem ser homogêneas e heterogêneas. Nas misturas 
homogêneas os componentes estão uniformemente distribuídos a nível molecular e por 
esse motivo sua composição é a mesma em toda sua extensão, apresentando propriedades 
específicas diferentes daquelas dos seus componentes isolados tal como uma mistura de 
água e açúcar que possui propriedades distintas daquelas das substâncias que a forma e 
mesmo com o uso de um microscópio, não se consegue distinguir seus componentes. As 
misturas heterogêneas apresentam composição variável e seus componentes podem ser 
identificados com um microscópio ou mesmo a olho nu, podendo ser separados usando-se 
vários tipos de técnicas físicas como filtração, destilação entre outras. 
As misturas homogêneas são também chamadas de soluções que são formadas 
quando uma ou mais substância é dissolvida em outra e só se distingue uma fase, ou seja, 
soluções são misturas homogêneas ou unifásicas compostas de duas ou mais 
substâncias e suas propriedades dependem da composição e da natureza de seus 
componentes. Elas são constituídas por solvente e soluto onde, em geral, o componente 
que está em maior quantidade é o solvente e o que está em menor, o soluto. 
São exemplos de soluções: a água do mar que é composta de água, sal comum 
(cloreto de sódio) e outros sais; o latão, uma mistura sólida de zinco no cobre; xaropes, 
licores alcoólicos e muitos outros. 
 
 
Soluções aquosas 
As soluções que têm a água como solvente são chamadas de aquosas, mas nem 
todas as soluções utilizadas em experimentos no laboratório são desse tipo como por 
exemplo também são usadas as soluções alcoólicas, onde o solvente é o álcool. 
 
 
 
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Classificando as soluções 
As soluções geralmente são classificadas quanto ao estado físico ou 
condutividade elétrica. 
1) Quanto ao estado físico – Normalmente é o estado de agregação do solvente que 
determina o tipo de solução, tais como: 
 Gasosas – podemos citar o ar que respiramos. Ele possui duas substâncias 
principais, nitrogênio e oxigênio, que estão fisicamente misturados, porém não 
quimicamente combinados. 
 Líquidas – o vinho, que é uma solução formada principalmente de suco de uva e 
álcool. 
 Sólidas – a moeda de níquel que é uma mistura homogênea de níquel e prata. 
 
2) Quanto à condutividade elétrica - As soluções podem ser classificadas como 
moleculares (não eletrolíticas) e Iônicas (eletrolíticas). 
 Moleculares ou não eletrolíticas – As partículas dispersas são somente moléculas. 
Elas não conduzem a corrente elétrica. Um exemplo é a dissolução do açúcar ou 
sacarose (C12H22O11) em água. 
 
 Iônicas ou eletrolíticas - As partículas dispersas são íons ou moléculas pouco 
ionizadas. Elas conduzem a corrente elétrica. Como por exemplo as soluções 
aquosas de ácidos, bases e sais. 
 
Soluções saturadas e Solubilidade 
Explicaremos estes conceitos tomando por base a preparação de uma solução 
de açúcar comum em água. 
Ao adicionarmos uma pequena quantidade de açúcar, num determinado 
volume de água, observamos que, no início, todos os cristais são dissolvidos na água: 
 
C12H22O11 (s) + H2O(l)  C12H22O11 (aq) 
 
Após a adição de mais açúcar, aparecem cristais no fundo do recipiente. Isto 
acontece porque, com o aumento da concentração das partículas dissolvidas do soluto, 
aumenta também a possibilidade de colisão entre elas e a superfície do sólido ainda não 
dissolvido. Estas colisões provocam a aderência das partículas dissolvidas do soluto às não 
dissolvidas. A este fenômeno, que é o inverso da solubilização, denominamos de 
cristalização. Assim, teremos dois processos de sentidos opostos numa solução em 
contato com o soluto não solubilizado: 
 
 dissolução 
 C12H22O11 (s) + H2O(l) C12H22O11 (aq) 
 Cristalização 
 
Quando as velocidades destes processos se igualam, a quantidade de açúcar na 
solução se manterá constante e o sistema permanecerá em equilíbrio dinâmico, pois os 
dois processos continuarão a ocorrer simultaneamente. 
 
Solubilidade 
 A quantidade de soluto numa solução saturada caracteriza a sua solubilidade. 
Por exemplo, quando adicionamos 50,00 g de NaCl (cloreto de sódio) a 100,00 g de água, à 
temperatura de 0 0C, apenas cerca de 35,70 g de sal se dissolvem. Dizemos então, que a 
solubilidade do cloreto de sódio no referido solvente á 0 0C, é 35,70 g/100g de água e a 
solução resultante é considerada saturada. Quando a concentração do soluto é menor que 
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a da solução saturada, ou seja, menor do que 35,70g em 100,00 g de água na temperatura 
de 0 0C, como no caso citado acima, esta é denominada de insaturada. 
Em certas condições, é possível obter-se soluções com quantidades do soluto 
maior do que a da solução saturada. Elas não são estáveis porque a concentração do soluto 
é maior do que a concentração de equilíbrio e são denominadas de supersaturadas. 
A solubilidade de uma substância depende da natureza, da temperatura e, para 
substâncias gasosas, da pressão. 
 
Concentração das Soluções 
A razão entre o soluto e o solvente define a concentração de uma solução. 
Portanto, podemos estabelecer que: 
 
soluçãodequantidade
solutodequantidade
ãoConcentraç  
ou 
solventedequantidade
solutodequantidade
ãoConcentraç  
 
Sabemos que determinadas soluções são diluídas e outras concentradas. Estes 
termos descrevem qualitativamente uma solução em relação à razão soluto/solvente. No 
entanto, seus significados são relativos: 100 g de solução concentrada de ácido sulfúrico 
(H2SO4) contém 98 g deste ácido, enquanto 100 g de solução concentradade ácido 
clorídico (HCl) , nas mesmas condições de temperatura, possui apenas 38 g de HCl. 
Tanto o soluto quanto a concentração podem ser expressos em unidades 
físicas ou químicas. A diferença entre essas unidades é que também se considera nas 
unidades químicas a quantidade de matéria (mol). 
 
Concentração em: 
 Unidades físicas: percentagem em massa e em volume; densidade; partes por 
milhão (ppm), partes por bilhão (ppb) e outras. 
 Unidades químicas: mol/L, mol/kg, fração molar. 
 
 
Unidades físicas de concentração 
1) Percentagem em massa 
A percentagem em massa (% em massa) é a razão entre a massa do soluto e a 
da solução, multiplicada por 100. Ela também é conhecida como massa percentual ou 
percentagem ponderal: 
100% x
soluçãodamassa
solutodomassa
massaem  
Exemplo 1 
Calcular a percentagem em massa de uma solução preparada pela adição de 
8,25 g de cloreto de cálcio (CaCl2) a 228,00 g de água. 
 
Resolução: 
Massa da solução = massa do soluto + massa da solvente, logo: 
Massa da solução = 8,25 g de cloreto de cálcio + 228,00 g de água = 236,25 g de solução. 
Portanto, a percentagem em massa (%) do CaCl2 , será: 
 
%49,3100
25,236
25,8
% 2  xg
g
CaCldomassaem 
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Resposta: A percentagem em massa da solução aquosa de CaCl2 é 3,49%, ou seja, ela 
contém 3,49 g de CaCl2 em 100 g de solução. 
 
Exercício 1 
Uma solução de ácido acético, CH3COOH, foi preparada, pela dissolução de 15,50 g de 
ácido em 0,12 kg de água. Calcule a percentagem em massa do ácido acético na solução. 
 Resposta: A percentagem em massa do ácido acético é 0,11%. 
 
2) Percentagem em volume 
A percentagem em volume (% em volume) é a razão entre o volume do soluto e o 
volume da solução, multiplicada por 100. 
 
100% x
soluçãodavolume
solutodovolume
volumeem  
Exemplo 2 
Calcule a percentagem em volume de ácido acético numa solução contendo 30 
mL deste ácido em 300 mL de solução. 
 
Resolução: 
 
%3100
300
30
%  x
mL
mL
volumeem 
Resposta: A percentagem em volume da solução ácido acético 3,00 %, ou seja, ela contém 
3,00 mL do ácido em 100 mL de solução. 
 
3) Densidade 
A densidade é uma propriedade que caracteriza as substâncias puras. Ela é 
definida como a massa de uma amostra dividida por seu volume 
 V
m
 
As unidades usuais são g/cm3 ou g/mL. Para os gases costuma-se usar g/dm3. 
 
Exemplo 3 
 Calcule a densidade de uma barra de ouro que tem 7,62 g em massa e 0,40 
cm3 em volume. 
 
Resolução: 
 
3
3 /05,1940,0
62,7
cmg
cm
g
 
Resposta: A densidade da barra de ouro é 19,05 g/cm3. 
 
4) Partes por milhão (ppm) 
Quando se trata de soluções muito diluídas, a concentração pode ser expressa 
em partes por milhão (ppm), ou seja, indica quantidade de partes do soluto presente em um 
milhão (106) de partes da solução: 
 
610
)(
)(
x
gsoluçãodatotalmassa
gsoluçãonacomponentedomassa
componentedoppm  
 
Também se expressa a concentração de soluções diluídas partes por bilhão (ppb): 
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910
)(
)(
x
gsoluçãodatotalmassa
gsoluçãonacomponentedomassa
componentedoppb  
Como a massa específica das soluções aquosas diluídas é próxima de 1,00 g/mL, 
frequentemente igualamos 1 g de água a 1 mL de água. Assim, 1 ppm corresponde a 1 
µg/mL(= 1 mg/L) e ppb é 1ng/mL(=1 µg/L) 
 
Exercício 2 
Sabe-se que a concentração máxima de arsênico na água potável é de 0,05 ppm. Um 
estudante de química, fazendo a análise de uma amostra de água em uma comunidade, 
encontrou cerca de 22,75 µg de arsênico em 0,50 L de amostra. Calcule a concentração em 
ppm, de arsênico nesta amostra e responda se a água usada, está dentro dos padrões de 
saúde permitidos. 
 
Resposta: 0,0455 ppm, estando portanto, dentro dos padrões de saúde exigidos. 
 
Unidades químicas de concentração 
1) Mol/L ou concentração molar (CM) 
A concentração molar de uma solução é definida como a quantidade de matéria 
do soluto dividido pelo volume da solução (em litros). 
 
)(
)(CM litrosV
molsn
 
Onde n é a quantidade em mols do soluto, V é o volume da solução expresso em litros (L). 
 
Sabendo-se que: 
 
)/(
)(
molgMM
gmn  
 
Onde m é a massa do soluto em gramas e MM a massa molar do soluto, conclui-se que: 
 
 
)()/(
)(CM LxVmolgMM
gm
 
 
 Assim uma solução 1,00 mol/L, contém 1,00 mol de soluto em cada litro de solução. 
 
Exemplo 4 
Num experimento, foi pedido aos alunos que calculassem a massa de sacarose 
(C12H22O11), para preparar 250,00 mL de solução 0,10 mol/L de sacarose. Qual a massa, 
em gramas, que deve ser pesada para preparar esta solução? 
Resolução: 
Calculando a massa molar (MM) da sacarose, temos: 
 MM da C12H22O11 =(12 x 12,00 )+ (22 x 1,00)+ (11 x 16,00) = 342,00 g/mol 
Calcularemos então, a quantidade de matéria, n, de sacarose, a partir da expressão: 
 
)(
)(CM litrosV
molsn
 , de onde se tem que )(C)( M litrosxVmolsn  
logo: 
 n = CM (mol/L) x V(L) = 0,10 mol/L x 0,25 L = 0,025 mol 
 
Conhecendo o valor de n, podemos achar a massa (m) de sacarose através da expressão: 
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)/(
)(
molgMM
gmn  , de onde se tem que )/()( molgMMxngm  
 
Assim temos que: m = 0,025 mol x 342,00 g/mol = 8,55 g. 
 
Exercício 3 
a) Que massa, em gramas, de nitrato de prata, AgNO3 , você pesaria para preparar 250,00 
mL de solução 0,50 mol/ L de AgNO3 ? 
Resposta: 21,25 g 
b) Num experimento, um estudante precisa de uma solução que contenha 0,34 g de 
hidróxido de sódio, NaOH. No armário foi encontrado um frasco de solução 2,00 mol/L 
de NaOH. Que volume desta solução, conterá a massa de NaOH necessária? 
 Resposta: 4,25 mL 
 
Diluição de soluções 
Em geral as soluções utilizadas nos laboratórios são preparadas a partir de 
soluções concentradas denominadas solução estoque. Elas são preparadas pela adição 
de água. Assim é muito importante para qualquer pessoa que trabalhe em um laboratório de 
química, saber preparar soluções diluídas a partir das soluções estoques. 
Sabemos que quando uma solução é diluída, seu volume é aumentado e a 
concentração diminui, porém a quantidade de soluto permanece constante, ou seja, após a 
diluição o soluto simplesmente ocupará um volume maior, porém o número total da 
quantidade em mols de soluto permanecerá inalterado, ou seja: 
Quantidade em mol de soluto antes da diluição = Quantidade em mols de soluto após 
a diluição 
 
Como n é igual ao produto CM (mol/L) x V(L) podemos escrever: 
 CM inicial x V inicial = CM final x V final 
Exemplo 5 
Uma solução diluída de hidróxido de sódio (NaOH) foi preparada a partir da 
diluição de 25,00 mL de solução 0,50 mol/L de NaOH em água suficiente para preparar 
150,00 mL de solução. Qual a concentração molar da solução diluída? 
Resolução: 
Considerando que a quantidade em mols de NaOH permanece constante,após a diluição, 
podemos escrever: 
 n NaOH (antes da diluição) = nNaOH (após diluição) 
 
 (0,50 mol/L x 0,025 L) = ( X mol/L x 0,15 L) 
 
 
Lmol
mL
mLxLmol
X /08,0
00,150
)00,25/50,0(
 
Exemplo 6 
Suponha que você precise preparar 500,00 mL de solução 0,10 mol/L de ácido 
clorídico, HCl. No laboratório, você encontrou uma solução de HCl, com as seguintes 
indicações: densidade = 1,19 g/mL e 38% em massa. Que volume você deverá tomar para 
preparar a solução pedida? 
Resolução: 
Inicialmente, com ajuda da tabela periódica, você deverá calcular a massa molar 
do HCl que é igual a 36,50 g/mol. 
Para calcular a concentração da solução: 
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Pela densidade da solução, sabemos que 1mL de solução pesa 1,19 g e que, a partir da 
percentagem em massa, cada 100,00 g de solução contém 38,00 g de HCl. 
Assim podemos relacionar: 
 100,00 g solução → 38,00 g de HCl 
 1,19 g solução → X 
 Onde X = 0,45 g 
 
Se em 1,00 mL (1,00x10-3 L) de solução, temos 0,45 g de HCl, então a concentração molar 
da solução estoque será: 
 
Lmols
gxxmolg
g
Lmol /33,12
101/5,36
45,0
/ 3   
Podemos então, calcular o volume da solução estoque que deve ser diluído: 
 (12,33 mol∙L-1) x (Vsol. estoque ) = (0,10 mol∙L-1) x (0,5 L) 
 
mLouL
Lmol
LxLmol
Vinicial 05,400405,0/33,12
)5,0()/10,0(
 
 
Exercício 4 
Calcule o volume de ácido sulfúrico, H2SO4, necessário para preparar 50,00 mL de solução 
de H2SO4, 3,00 mol/L, partindo de uma solução concentrada de H2SO4 a 97% em massa e d 
= 1,84 g/mL. 
Resposta: 8,20 mL de solução concentrada de H2SO4. 
 
Exemplo 7 
Um estudante deseja preparar 25,00 mL de solução 0,20 mol/L de NaCl, a 
partir da mistura de soluções de concentração 0,50 mol/L e 0,1 mol/L de NaCl. Que 
volume das duas soluções devem ser misturados para preparar a solução pedida? 
Resolução: 
Denominaremos: 
CM 1 = 0,50 e V1 = volume da solução de concentração 0,5 mol/L; 
CM 2 = 0,10 e V2 = volume da solução de concentração 0,1 mol/L; 
CM 3 = 0,20 e V3 = (V1 + V2) = 25,00 mL = 0,025 L 
Partindo do princípio que a quantidade em mols da solução final (n3) é igual à 
soma da quantidade em mols das duas soluções misturadas (n1 + n2), podemos escrever: 
 n3 = n1 + n2 
Resolvendo a equação sem levar em consideração as unidades para facilitar os cálculos 
temos que: 
 (0,20 x 0,025 ) = ( 0,50 . V1 + 0,10 . V2 ) Eq. (1) 
 
Como V1 + V2 = 0,025, temos que V1 = 0,025 – V2 
 
Resolvendo-se o primeiro membro e substituindo-se o valor de V1 no segundo membro da 
Eq. (1), temos que: 
 0,005 = 0,50 (0,025 - V2 ) + 0,10 V2 
 0,005 = 0,0125 - 0,50 V2 + 0,10 V2 
 0,005 = 0,0125 – 0,4 V2 
 
Rearranjando-se, temos que: 
 
0,4 V2 = 0,0125 – 0,005 onde Vଶ = ଴,଴ଵଶହି଴,଴଴ହ଴,ସ = ଴,଴଴଻ହ଴,ସ = 0,01875 L = 18,75 mL 
 
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Como 
 V1 = 0,025 – V2, temo que V1 = (0,025 – 0,01875) L = 0,00625 L = 6,25 mL 
 
Assim, V2 = 18,75 mL e V1 = 6,25 mL 
 
Fração Molar 
Muitas vezes, principalmente no estudo das propriedades físico-químicas 
das soluções, é necessário o conhecimento da concentração em termos de quantidade 
de matéria (n) de um ou mais componentes da solução. 
Fração Molar (X), é definida como a razão entre a quantidade de matéria de 
um componente e a quantidade de matéria de todos os componentes da solução. Se 
uma solução é composta de dois componentes, a fração molar X1 e X2, para o 
componente 1 e 2, respectivamente, pode ser expressa por: 
 21
1
1 nn
nX

 e 
21
2
2 nn
nX

 
Para soluções que apresentam um número arbitrário (i), de componentes, temos: 
 
ଵܺ = ݊ଵ݊ଵ + ݊ଶ + ⋯+ ݊௜ e ܺଶ = ݊ଵ݊ଵ + ݊ଶ + ⋯+ ݊௜ 
 
 
 
Exemplo 8 
Calcular a fração molar de benzeno, C6H6 e de tolueno, C7H8, em uma 
solução preparada pela adição de 500,00 g de benzeno a 500,00 g de tolueno. 
Resolução: 
Sabendo que as massas molares de benzeno e tolueno são respectivamente, 78,00 g∙mol-1 
e 92,00 g∙mol-1, então em quantidades de matéria temos que: 
mols
molg
g
n benzeno 41,6/00,78
00,500
 ; mols
molg
g
ntolueno 43,5/00,92
00,500
 
Calculando as frações molares temos: 
 54,0
)43,541,6(
41,6



mols
mols
Xbenzeno e 46,0)43,541,6(
43,5



mols
mols
X tolueno 
 
Observe que a soma das frações molares: 0,54 + 0,46 = 1, portanto basta calcular a fração 
molar de um dos componentes e subtrair de 1, para determinar a do outro componente 
quando houver apenas dois componentes. 
 
Exercício 5 
Uma solução aquosa de cloreto de magnésio, MgCl2, com densidade 1,082 g/mL, foi 
preparada pela dissolução de 64,92 g de MgCl2 sólido em água suficiente para preparar 
600,00 mL de solução. Calcule a fração molar e a percentagem em massa do MgCl2 na 
solução. 
Resposta: X = 0,02 e 10% 
 
Concentração molal 
A concentração molal de um soluto é a quantidade em mols do soluto dividido 
pela massa de solvente em quilogramas ou mol/kg: 
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)()/(
)(
)(
)(
kgmxmolgMM
gm
kgm
molsn
m
solventesoluto
soluto
solvente
soluto
soluto  
Assim uma solução 1 mol/kg é composta de 1,00 mol de soluto em 1 kg de solvente. 
 
Exemplo 9 
Determine a concentração em mol/kg de uma solução preparada pela dissolução 
de 1,70 g de gás sulfídrico, H2S, em 800,00 g de água. 
Resolução: 
Dado que a massa molar do H2S é igual a:(2 x 1,00) + 32,00 = 34,00 g/mol . 
A massa de água em quilograma = 0,800 kg 
Substituindo os valores na expressão mol/kg, temos: 
 
kgmol
kgxmolg
g
m /06,0
80,0/00,34
70,1
 
Exemplo 10 
Um estudante precisa preparar 200,00 mL de solução de ácido sulfúrico, H2SO4, 
0,20 mol/L. No laboratório, ele encontrou um frasco de amostra com o seguinte rótulo: 
Solução de H2SO4 a 20% em massa e densidade 1,14g/mL. Qual a concentração em 
mol/kg, mol/L e que volume desta solução ele deverá tomar para preparar a solução 
pedida? 
 
Resolução: 
A massa molar, MM do H2SO4 = (2x1,00) + 32,00 + (4x16,00) = 98,00g/mL Através da 
porcentagem em massa da amostra, 20%, podemos escrever: 
100 g da solução contêm 20,00 g do ácido e 80,00 g de água = 0,08 kg; 
Podemos então, calcular a concentração em mol/kg da solução: 
 
kgmol
kgxmolg
g
kgmol /55,2
08,0/00,98
00,20
/  
Como a densidade da solução é 1,14 g/mL, podemos fazer a relação: 
 
 1,14 g de solução —— 1,00 mL de solução 
 100,00 g de solução —— V 
 V = 87,72 mL = 0,088 LCalcularemos assim a concentração em mol/L da solução: 
 
Lmol
Lxmolg
mol
Lmol /32,2
088,0/00,98
00,20
/  
Para calcular o volume da amostra de solução 2,32 mol/L que deve ser usado 
para preparar a solução pedida (200,00 mL de solução 0,20 mol/L de H2SO4), consideramos 
o fato de que a quantidade de matéria, n, do ácido permanece o mesmo, após a diluição da 
solução, ou seja: 
 n (antes da diluição) = n (após diluição) 
 CM i x Vi = CM f x Vf 
 2,32 x Vi = 0,20 x 0,20 
 
Encontraremos então o volume da amostra que deve ser diluído, Vi = 0,0172 L (17,20 mL) , 
em água suficiente para preparar 200,00 mL de solução 0,20 mol/L de H2SO4 . 
 
 
 
 
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Exercício 6 
Determine as frações molares, a percentagem em massa e a concentração em mol/kg de 
uma solução formada pela dissolução de 6,00 g de uréia , ( NH2 )2 CO, em 90,00g de 
água. 
Respostas : 
Fração molar da uréia =0,02; 
Fração molar da água =0,98; 
Percentagem da uréia = 6,25 % 
Concentração molal da solução =1, 11 mol/kg 
 
Exercício 7 
Calcule a densidade e a concentração molal de uma solução de HCl a 24% em massa 
e 7,30 mol/L. 
Respostas: 
Densidade = 1,11g/mL 
Concentração molal = 8,65 mol/kg 
 
Exercícios 8 
I) Explique como a solubilidade de uma substância pode ser afetada por variações de 
temperatura e pressão; 
 
II) Defina e dê pelo menos dois exemplos de: 
(a) Solução saturada; 
(b) Solução insaturada; 
(c) Solução supersaturada; 
 
III) Um auxiliar de laboratório preparou uma solução aquosa de sacarose, C6H22O11, 
dissolvendo 15,00 g de sacarose sólida, em água suficiente para preparar 120,00 mL de 
solução. Sabendo que a densidade da solução é 1,047 g/mL , calcule a: 
(a) Concentração molar; 
(b) Concentração molal; 
(c) Percentagem em massa da sacarose; 
(d) Fração molar da água e da sacarose. 
Respostas: 
(a) 0,36 mol/L 
(b) 0,39 mol/kg 
(c) 12% em massa 
(d) Xágua = 0,993 e Xsacarose = 0,007 
 
IV) Uma solução aquosa de ácido acético, CH3COOH, foi preparada pela adição de 164,20 
g de ácido à água suficiente para fazer 800,00 mL de solução, a 200C. A densidade da 
solução nesta temperatura é 1,026 g/mL. Determine: 
(a) A concentração molar; 
(b) A concentração molal; 
(d) O volume desta solução, necessário para preparar 100,00 mL de solução 0,5 mol/L 
de ácido acético. 
Respostas: 
(a) 3,42 mol/L 
(b) 4,16 mol/kg 
(c) 14,62 mL de solução 
 
 
UFT – Introdução à Química Prof. Francisco C. D. de Lemos 
 
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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
ATKINS, Peter; JONES Loretta; Princípios de Química – Questionando a vidamoderna e o 
meio ambiente; Tradução de Ignez Caracelli; Julio Zukerman-Schpector; Robinson Luiz 
Camillo; Francisco C. D. Lemos; Regina Helena de Almeida Santos; Maria Tereza do Prado 
Gambardella; Paulo Celso Isolani; Ana Rita de Araújo Nogueira; Elma Neide V. M. Carrilho; 
Porto Alegre: Bookman, 1999. 
 
BRADY, James E.; RUSSEL, Joel W.; HOLUM, John R. Química: a matéria e suas 
transformações. Rio de Janeiro: Editora Livros Técnicos e Científicos, 2002. v. 1. 
 
Brown, Theodore L., LeMay, H. Eugene, Bursten, Bruce E. e Burdge, Julia R. Química - A 
Ciência Central, São Paulo:Ed. Pearson, 2005. 
 
JEFFERY, G. H.; et al. Análise química quantitativa. 5.ed. Rio de Janeiro: Editora 
Guanabara Koogan S.A., 1992. 
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Koiti Araki; Denise de Oliveira Silva: Flávio Massao Matsumoto. São Paulo: Edgard Blücher, 
2003. 
 
RUIZ, Andoni Garritz; GUERRERO, José Antonio Chamiso. Química. Tradução de Giovanni 
S. Crisi. São Paulo: Prentice Hall, 2002.