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AULA SOLUÇÕES MAIO 2012

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Soluções
GM (RM2 – T) THAIS SILVA
2012
COLÉGIO NAVAL
MARINHA DO BRASIL
2
Objetivos
ØConceituar solução, soluto e solvente;
ØDefinir coeficiente de solubilidade;
ØRelacionar coeficiente de solubilidade à temperatura;
ØAnalisar e interpretar dados experimentais de valores de 
coeficiente de solubilidade correlacionados à temperatura;
ØIdentificar os três tipos de soluções através de gráficos que estão 
relacionados com o coeficiente de solubilidade e a temperatura.
3
Tópicos
1. Soluções
Ø.O que são soluções
Ø.Características da soluções
Ø.Tipos de soluções
Ø.Solubilidade e Curvas de solubilidade
O que são soluções?
São misturas homogêneas de duas ou mais substâncias.
4
5
Características das Soluções
Solução
Soluto Solvente
Menor quantidade 
(disperso)
Maior quantidade 
(dispersante)
Substância que está sendo dissolvida Substância que efetua a dissolução 
Tipos de Soluções
Quanto à sua propriedade física
6
Solução sólida Solução líquida
Solução gasosa
7
Soluções iônicas – Eletrolíticas 
O soluto é um composto iônico.
Observe: solução aquosa de sal de cozinha.
 solução aquosa de ácido clorídrico.
Soluções moleculares – Não-eletrolíticas 
O soluto é um composto molecular.
Observe: solução aquosa de açúcar.
Tipos de Soluções
Quanto à natureza do soluto
Lembre-se: 
O sal de cozinha (NaCl) é um composto iônico. 
Os ácidos são compostos moleculares, que em água, 
originam uma solução eletrolítica. 
8
Tipos de Soluções
Quanto à quantidade de soluto presente
Solução saturada – contém a máxima quantidade de soluto 
possível que pode ser dissolvida.
Solução insaturada – possui menos soluto do que se pode 
dissolver.
Solução supersaturada – contém mais soluto do que o solvente 
presente pode dissolver.
Coeficiente de Solubilidade – CS
Quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvida numa dada 
quantidade de solvente a uma dada temperatura.
9
Diluída
 Pouco 
soluto
Concentrada
Mais soluto
Saturada
Máximo de 
soluto possível 
de dissolver.
Supersaturada
Excesso de soluto dissolvido.
Para obtê-la pode-se aquecer a 
solução saturada com 
precipitado para que o mesmo 
seja dissolvido.
Adição de mais soluto à mesma quantidade de solvente.
A solução supersaturada é instável, isso ocorre por que a redução da 
temperatura desta solução forma novamente a solução saturada com 
precipitado (corpo de fundo) que a originou.
↓T
Tipos de Soluções
Quanto à quantidade de soluto presente
10
1L de água 
a 70°C
1L de água 
a 70°C
200 g de KNO3
 Saturada 
 
Saturada com precipitado (corpo 
de fundo)Insaturada 
Quanto à quantidade de soluto presente
Coeficiente de solubilidade (Cs) do KNO3 =
140g de KNO3 / 100g de H2O (70°C) 
Em 1L de água o Cs = 1400g de KNO3 (70°C)
1400 g de KNO3 1600 g de KNO3
Precipitado
200g de KNO3 
Solução saturada
1400g de KNO3 dissolvidos em 1L 
de água
Exemplo 1:
11
• CS do NaCl a 0°C = 35,7 g / 100g de H2O
• CS do NaCl a 25°C = 42,0 g / 100g de H2O
 Saturada 
 
 Insaturada 
1L de água 
a 0°C
1L de água 
a 0°C
200 g de NaCl 357 g de NaCl
1L de água 
a 0°C
400 g de NaCl
Saturada com precipitado (corpo 
de fundo)
1L de água 
a 0°C
400 g de NaCl
1L de água 
a 25°C
1L de água 
a 0°C
A concentração na solução final está acima 
do CS do NaCl a 0°C
Supersaturada
Exemplo 2:
12
Solubilidade e Curvas de Solubilidade
Solubilidade do KNO3 a 70°C:
Cs = 140g de KNO3 em 100g de 
 água a 70°C
Solubilidade do KBr a 90°C:
Cs = 100g de KBr em 100g de 
água a 90°C
13
Curvas de Solubilidade
CS 
(g/100g de água)
Comportamento 
normal
Comportamento 
anormal
CS
1
T1 T°C
14
Curva de Solubilidade do KBr
Solução saturada
(em toda a linha escura)
KBr
50
Cs (g/100g de H2O)
Temperatura (°C)
90
70
Solução insaturada (estável)
(abaixo de toda a linha escura)
Solução supersaturada (instável) ou
saturada com precipitado (estável)
(acima de toda a linha escura)
15
A solução saturada com precipitado pode ser 
aquecida até que todo o sólido precipitado 
seja dissolvido, passa a ser chamada solução 
supersaturada.
Caso esta solução seja resfriada será possível 
visualizar o precipitado formado.
KBr
50
Cs (g/100g de H2O)
Temperatura (°C)
90
70
A solução saturada de KBr na temperatura de 70°C possui 90g de KBr 
(soluto) em 100g de água.
Uma solução na temperatura de 70°C que possua:
Ø 60g de KBr é chamada solução insaturada.
Ø 90g de KBr é chamada solução saturada.
Ø 120g de KBr é chamada solução saturada com precipitado.
Curva de Solubilidade do KBr
16
1. A 18°C a solubilidade de uma substância X é de 
60g/100mL de água. Nessa temperatura 150g de X foram 
misturados em 200mL de água . 
O sistema obtido é:
 a) Heterogêneo com uma fase.
 b) Homogêneo com duas fases.
 c) Uma solução aquosa com corpo de fundo.
 d) Heterogêneo com três substâncias.
 e) Apenas uma solução aquosa.
Exercícios de Fixação
17
Exercícios de Fixação
2. Dissolvem-se 380g de KBr em 400g de água a 80°C 
(solução saturada). 
Pede-se:
a) O coeficiente de solubilidade do sal.
b) A massa de sal dissolvida em 1L de água.
18
Exercícios de Fixação
3. Seja o coeficiente de solubilidade de um sal a 120°C de 
60g/100g de água. Uma solução apresenta 220g em 
350g de água. Classifique esta solução como:
a)Saturada.
b)Insaturada.
c)Supersaturada.
d)Diluída.
19
Exercícios de Fixação
4. Analisando o gráfico que mostra as curva de 
solubilidade, responda:
a) Na temperatura de 40ºC, qual a 
solubilidade do KNO3?
b) Na temperatura de 50ºC, qual a 
solubilidade do KNO3?
20
Exercícios de Fixação
5. Analisando o gráfico que mostra as curva de 
solubilidade, responda:
a) Considerando apenas as substâncias 
NaNO3 e Pb(NO3)2, qual delas é a mais 
solúvel em água, a qualquer 
temperatura?
b) Aproximadamente a qual temperatura a 
solubilidade do KCl e do NaCl são 
iguais? 
c) Qual das substâncias apresenta maior 
aumento de solubilidade com o aumento 
da temperatura?
d) Compare as solubilidades das substâncias KNO3 e NaNO3 a 68 ºC, 
abaixo e acima dessa temperatura
e) Qual a massa de uma solução saturada de NaNO3 a 20 ºC obtida a 
partir de 500 g de H2O?
21
Gabarito
1. (c)
2. .
a) Cs = 95g KBr/100g H2O à 80ºC.
b) 950g KBr
5. (c)
6. .
a) 60g KNO3/100g H2O à 40ºC.
b) 80g KNO3/100g H2O à 40ºC.
9. .
a) NaNO3
b) 40ºC
c) AgNO3
d) T = 68ºC Cs NaNO = Cs KNO3
T > 68ºC Cs NaNO < Cs KNO3
T < 68ºC Cs NaNO > Cs KNO3
i) Msolução = 440g + 550g = 940g
22
Objetivos
ØCompreender o conceito de concentração;
ØExpressar a concentração de uma solução em título em massa e 
volume, concentração em massa e partes por milhão (ppm) e 
densidade;
ØRealizar a conversão de unidades referentes às concentrações;
ØAnalisar e relacionar soluções através de suas implicações com 
relação a alterações de concentração.
23
2. Aspectos Quantitativos das Soluções
Ø.Concentração comum;
Ø.Densidade;
Ø.Molaridade ou Concentração molar;
Ø.Título em massa e volume; 
Ø.Porcentagem em massa e volume;
Ø.Relação entre as unidades de concentração.
Tópicos
üConcentração das soluções
É a relação entre a quantidade de soluto (massas, nº de mols, 
volume,...) e a quantidade de solução.
Exemplos
Soro fisiológico 
(NaCl 0,9 %)
Vinagre
(CH3COOH 4 - 6 %)
Água mineral
(Ca2+ aprox. 1,40 mg/L)
25
üConcentração comum (C)
C = massa do soluto = m1
 volume da soluçãoV
Unidade: g/L
25500 mL 500 mL
Adicionar 
água 
destilada
Preparar uma solução aquosa 5 g/L de cloreto de sódio (NaCl)
Tampar
500 mL
2,500 g
NaCl
500 mL
Agitar
Observe:
26
26
Dê a especial importância aos seguintes passos:
ØQual é o solvente?
ØQual é o soluto?
ØQuanto há de soluto em cada litro de solução?
ØQuantos mg de soluto há em cada mL de solução?
ØComo pode ter sido preparada essa solução?
Interprete o rótulo do frasco
NaCl (aq)
C = 9,0 g/L
27
üConcentração comum (C)
Uma solução foi preparada adicionando-se 80 g de NaOH em água suficiente 
para produzir 400 mL de solução. Calcule a concentração da solução em g/L.
Resolução:
Exemplo 3:
C = 80g 
 0,4 L 
C = 200 g/L
28
üDensidade (d)
d = massa da solução = m
 volume da solução V
A água tem 
d = 1 g/cm³
A tinta é mais densa que a água. 
O gelo é menos denso que a 
água. 
dgelo = 0,9178 g/cm³
Unidade: g/mL
g/cm3
29
A massa, em g, de 100 mL de uma solução com densidade 1,19 g/mL é:
d = m
 V
m = d x V
m = 1,19 g/mL x 100 mL 
Exemplo 4:
Resolução:
üDensidade (d)
m = 119 g
30
üMolaridade ou Concentração molar (M)
M = número de mol = n (mol)
 Volume V (L)
Qual a concentração molar de uma solução de 500 mL com 0,5 
mols de H2SO3 dissolvidos em água?
Resolução: 
M = 0,5 mol = 0,5mol
 500mL 0,5L
n = massa . 
 massa molecular
Exemplo 5:
Unidade: mol x L-1
M = 1 mol x L-1
31
Qual a concentração molar de uma solução de 250 mL com 
204g de nitrato de potássio (KNO3) dissolvido em água?
Resolução: 
M = 204g 
 M x 250mL
Continuando:
M = 204g = 204g
 102g/mol x 0,25L 25,5gxL
 mol
Exemplo 6:
üMolaridade ou Concentração molar (M)
Calcular a Massa molecular (M) do KNO3
M = 8 mol x L-1
32
üMolaridade de íons
Nas soluções iônicas é possível determinar a molaridade do 
soluto assim como a molaridade dos íons provenientes de sua 
dissociação ou ionização.
A molaridade dos íons é proporcional aos seus coeficientes 
estequiométricos nas equações de ionização ou dissociação.
Exemplo 7:
 Al2(SO4)3(aq) 2 Al3+(aq) + 3 SO42-(aq)
Proporção: 1,0 mol 2 mol 3 
mol
Solução: 0,2 mol/L 0,4 mol/L 0,6 mol/L
0,2 M: [Al2(SO4)3] = 0,2 mol/L [Al3+] = 0,4 mol/L [SO42]= 0,6 mol/L
33
üMolaridade de íons
Exemplo 8:
Calcule a concentração em mol x L-1 dos íons Ca2+(aq) e Cl-1(aq) 
em uma solução 1,0 mol x L-1 de CaCl2(aq). 
Resolução: 
CaCl2(aq) 1 Ca2+(aq) + 2 Cl-(aq)
1,0 mol x L-1 1,0 mol x L-1 2,0 mol x L-1
1,0 mol x L-1 de Ca2+(aq) e 2,0 mol x L-1 de Cl-(aq)
34
üTítulo (T) - Título em massa (% m/m)
(m) = massa de soluto = m1 (g) 
 massa de soluto + massa de solvente m1 (g) + m2 (g)
% em massa = x 100Porcentagem em massa
Partes por milhão (ppm)
ppm = x 106
x ppm = x mg soluto 
 x kg solvente
 (solução)
3535
Qual a porcentagem em título em massa de uma solução que apresenta 
80g de cloreto de bário (BaCl2) dissolvida em 320g de água?
Resolução: 
(m) = 80g = 80 
 80g + 320g 400 
(m) = 0,20 
Exemplo 9:
% em massa = 0,20 x 100 
% em massa = 20 
3636
De acordo com a padronização internacional, a água potável não pode conter 
mais do que 5,0x10–4 mg de mercúrio (Hg) por grama de água. Essa 
quantidade máxima permitida de Hg pode ser expressa em ppm da seguinte 
maneira:
Exemplo 10:
ppm = m1 (mg)
 m2 (kg)
Resolução: 
ppm = 5,0 x 10-4 mg = 
 10-3 kg
ppm = 0,5 mg/kg ou ppm
37
üTítulo (T) - Título em volume (% m/v)
(v) = volume de soluto = v1 (mL) . 
 volume do soluto + volume da solvente v1 (mL) + v2 (mL)
Qual a porcentagem em título em volume de uma solução de etanol que 
apresenta 300mL em 600mL de água?
Resolução: 
(v) = 300mL = 300
 300mL + 600mL 900
(v) = 0,333 
Exemplo 11:
% em volume = x 100Porcentagem em volume
% em volume = 0,333 x 100 
% em volume = 33,3 
38
üRelações entre unidades de concentração
C = m1
 V
  = m1 
 m1 + m2 
M = n
 V
Ø Concentração comum e Título
C = d . 
Ø Concentração comum e Concentração Molar
C = m1
 V C = M MM1
Unindo as expressões teremos:
C = d . = M MM1
39
üObservações
Ø A concentração comum (C) sempre deve ser expressa em 
g/L;
Ø Se a densidade também esta expressa em g/L;
Ø Se a densidade está expressa em g/mL (ou g/cm3) a relação 
resultará:
C = d . 
C = d . . 1000 
40
Exemplo 12:
O ácido clorídrico é uma solução aquosa fortemente ácida e 
bastante corrosiva.
O valor que mais se aproxima do teor em massa de HCl na 
solução de ácido clorídrico P.A. (pureza analítica) do frasco 
representado na figura é:
a) 12 %
b) 23 %
c) 30 %
d) 37 %
e) 43 %
Resolução: 
12 x 36 = 1000 x 1,18 x (m)
(m) = 0,37 % em massa = 37 %
C = M MM1 = 1000 d (m)
HCl P.A.
12 mol/L
d = 1,18 
kg/L
41
Exercícios de Fixação
1. Considere duas latas do mesmo refrigerante, uma versão “diet” e outra 
versão comum. Ambas contêm o mesmo volume de líquido (300 mL) e 
têm a mesma massa quando vazias. 
A composição do refrigerante é a mesma em ambas, exceto por uma 
diferença: a versão comum, contém certa quantidade de açúcar, enquanto 
a versão “diet” não contém açúcar (apenas massa desprezível de um 
adoçante artificial). 
Pesando-se duas latas fechadas do refrigerante, foram obtidos os 
seguintes resultados:
Por esses dados, pode-se concluir que a concentração, em g/L, de açúcar 
no refrigerante comum é de, aproximadamente:
a) 0,020 g/L b) 0,050 g/L c) 1,1 g/L
d) 20 g/L e) 50 g/L
Amostra Massa (g)
Lata com refrigerante comum 331,2
Lata com refrigerante “diet” 316,2
42
2. Analisando quantitativamente um sistema formado por soluções aquosas de 
cloreto de sódio, sulfato de sódio e fosfato de sódio, constatou-se a existência 
de:
Baseado nos dados, pode-se concluir que a concentração de PO43– no sistema é:
a) 0,525 mol/L. b) 0,12 mol/L. c) 0,36 mol/L.
d) 0,24 mol/L. e) 0,04 mol/L.
 
4. A molaridade do íon Mg2+ e do (PO4)3- numa solução 0,4 molar de 
Mg3(PO4)2 é, respectivamente:
a) 2 e 3. b) 3 e 2. c) 2,4 e 2,4.
d) 0,4 e 0,4. e) 1,2 e 0,8.
 
Exercícios de Fixação
0,525 mol/L de íons Na+ 0,02 mol/L de íons 
SO42-
0,125 mol/L de íons Cl-
43
4. Uma solução é preparada pela dissolução de 5,85 g de cloreto de sódio em 
250 mL de água. Calcule a concentração comum e a quantidade de matéria 
(mol/L) desta solução.
a) 0,234 mg/mL, 4 mol/L 
b) 0,234 g/mL, 4 mol/L
c) 234 g/L, 0,4 mol/L 
d) 23,4 g/L, 0,4 mol/L
e) 234 g/L, 4 mol/L
5. Uma solução aquosa com concentração de 20 g/litro apresenta:
a) 20 g de soluto dissolvidos em 1 litro de água.
b) 40 g de soluto dissolvidos em 0,5 litro de solução.
c) 10 g de soluto dissolvidos em 0,5 litro de solução.
d) 40 g de soluto dissolvidos em 4,0 litros de solução.
e) 10 g de soluto dissolvidos em 2,0 litros de solução.
Exercícios de Fixação
44
6. O propileno glicol, C3H8O2 é um líquido utilizadocomo umectante 
de doces, produtos de cacau e carne. Para se preparar 100ml de 
solução 3 Molar de propileno glicol, a massa a ser pesada deverá ser 
de:
a) 228 g b) 10,8 g
c) 108 g d) 22,8 g
e) 2,28 g
8. Em 200g de solução alcoólica de fenolftaleína contendo 8,0 % em 
massa de soluto, quantos mols de álcool há na solução?
a) 8,0 b) 4,0
c) 3,0 d) 2,5
e) 2,0
Exercícios de Fixação
45
8. As baterias dos automóveis são cheias com solução aquosa de ácido 
sulfúrico. Sabendo-se que essa solução contém 38% de ácido 
sulfúrico em massa e densidade igual a 1,29 g/cm3, pergunta-se:
Qual é a concentração do ácido sulfúrico em mol por litro?
a) 5 mol/L 
b) 10 mol/L
c) 25 mol/L 
d) 0,5 mol/L
e) 50 mol/L
Exercícios de Fixação
46
9. Preparou-se uma solução 0,2 mol/L, dissolvendo-se 16,56 g de 
X(ClO3)2 em água suficiente para que fossem obtidos 400 mL de 
solução. O cátion X é o:
a) Be b) Mg
c) Ca d) Sr
e) Ba
11. 20 gramas de NaOH são dissolvidos em 36 gramas de água. Sabendo 
que a massa molar do NaOH é igual; a 40g/mol e a da água é 
18g/mol, calcule:
a) Título da solução.
b) Concentração molar da solução sabendo que o volume da solução foi 
completado a 500mL. 
Exercícios de Fixação
47
Gabarito
1. (e)
2. (b)
5. (e)
6. (d)
9. (c)
10. (d)
11. (b)
12. (a)
13. (c)
14. (
a)  = 0,357 ou 35.7%
b) 1 mol/L
48
DILUIÇÃO 
E 
MISTURA DE SOLUÇÕES
49
Objetivos
ØCompreender e determinar a concentração das soluções e 
também quantidades (mol, massa, volume) da solução e do soluto 
nas diversas formas de unidades pela adição ou evaporação do 
solvente e através das misturas de soluções;
ØPrever a quantidade dos reagentes ou produtos que participam 
de uma reação através dos valores de concentração expressos em 
diferentes unidades;
50
Objetivos
ØDeterminar a concentração das soluções que apresentam as 
substâncias envolvidas em uma reação química; 
ØEntender e determinar a concentração de uma solução 
utilizando a técnica de titulação ácido-base.
51
3.Diluição de soluções;
5.Mistura de soluções;
Ø.Mesmo solvente e mesmo soluto;
Ø.Mesmo solvente e soluto diferente;
•.Sem reação química
•.Com reação química
•.Titulação
Tópicos
52
DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES
O procedimento para preparar uma solução menos 
concentrada a partir de uma solução mais concentrada é 
denominado diluição.
Solução concentrada Solução diluída
O número total de mols do soluto é constante
Diluição
Adição de 
Solvente
53
DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES
+ 
Vágua
Solução 1 Solução 2
M = n1/ V M’ = n1/ V’ 
n1 = M . V n1 = M ’. V’
M . V = M’ . V’
54
DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES
Quantidade inicial de soluto = Quantidade final de soluto
Pode-se ter as seguintes relações entre a solução inicial e a final:
55
DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES
São adicionados 300ml de água a 200ml de solução aquosa de 
NaCl de concentração igual a 50g/L. 
Qual a concentração da solução em g/L após a diluição? 
Exemplo 1:
Resoluçã
o: C1 V1 = C2 V2
50 g/L x 200 = C2 x 500
C2 = 20 g/L
56
DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES
Foram adicionados 750 mL de água destilada à 250 mL de uma 
solução 0,5 M de HCl. 
Qual a molaridade da solução formada ?
Exemplo 2:
Resoluçã
o: M1 V1 = M2 V2
M2 = 0,5 x 0,25
 1,0
M2 = 0,125 mol L-1
57
Diluição
Vaporização
Solução concentrada Solução diluída
O número total de mols do soluto é constante
M . V = M’ . V’
DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES
O processo de eliminar solvente por vaporização provoca um 
aumento da concentração.
58
400 mL de solução aquosa de NaOH 0,16M são aquecidos até 
que o volume seja reduzido a 80% do inicial. Determine a 
concentração molar final do processo.
Exemplo 3:
Resoluçã
o:
V2 = 80%V = 80 x 400 mL = 320 mL
 100
M2 = 0,16 x 400 M2 = 0,2 mol L-1
 320
M1 V1 = M2 V2
A concentração molar final do processo é ígual a 0,2 M
59
Sabendo que foram adicionados 300 g de água destilada a 200 g 
de solução aquosa de 18% em massa de NaCl, determine a 
porcentagem em massa de soluto na solução final.
Exemplo 4:
Resoluçã
o:T = m1 m1 = T m 
 m
18 % x 200 g = T2 % x 500 g
 
T2 = 7,2 %
T1 m1 = T2 m2
A porcentagem em massa de soluto na solução final é de 7,2 %
60
MISTURA DE SOLUÇÕES
Mesmo soluto e mesmo solvente 
Solução 1
n1‘ = 
M’.V’
Solução 2
n1” = 
M”.V” 
Solução 3
n1= M . V
+
+
resultando:
n1‘ + n1” = n1 M’.V’ + M”.V” = M . V
=
SEM REAÇÃO QUÍMICA
61
Foram misturados 0,5 L de solução 1 M de NaOH, com 1,5 L de 
solução 2 M, da mesma base. Qual a Molaridade resultante ?
Exemplo 5:
Resoluçã
o:M’ V’ + M’’ V” = Mf Vf
Mf = (1 . 0,5) + (2 . 1,5)
 2,0
Mf = 1,75 mol L-1
SEM REAÇÃO QUÍMICA 
Mesmo soluto e mesmo solvente 
A quantidade de soluto na solução 
resultante é igual a soma das 
quantidades de soluto que havia 
em cada uma das soluções 
originais.
62
MISTURA DE SOLUÇÕES
Mesmo solvente e solutos diferentes
SEM REAÇÃO QUÍMICA
Ø As quantidades de solução se somam;
Ø Cada soluto sofre uma diluição de sua solução inicial em 
relação à solução final.
M . V = M’ . V’
63
SEM REAÇÃO QUÍMICA 
Mesmo solvente e solutos diferentes
Exemplo 6:
Mistura-se 300 cm3 de solução de NaCl a 0,8 mol/L com 200 
cm3 de solução de glicose 0,6 mol/L. Qual a concentração de 
cada soluto na solução final.
Resoluçã
o: M1 V1 = M2 V2
0,8 mol/L x 300 cm3 = M2 x 500 cm3
M2 = 0,48 mol/L
NaCl
Glicose M1 V1 = M2 V2
0,6 mol/L x 200 cm3 = M2 x 500 cm3
M2 = 0,24 mol/L
64
MISTURA DE SOLUÇÕES
Mesmo solvente e solutos diferentes
COM REAÇÃO QUÍMICA
Devemos levar em conta a estequiometria da reação, no seu ponto 
final.
HCl + NaOH NaCl + H2O
 1 mol 1 mol
No ponto final da reação
no mols ácido = no mols da base
nácido = nbase
Mácido.Vácido = Mbase . 
Vbase
65
COM REAÇÃO QUÍMICA 
Mesmo solvente e solutos diferentes
Exemplo 7:
A figura abaixo mostra de forma esquemática a mistura de 1,0 L 
de solução de NaOH a 0,5 mol/L com 1,0 L de solução de HCl a 
0,8 mol/L.
NaOH(aq) HCl(aq)
?+ =
a) A solução final será ácida, básica ou neutra?
b) Qual a concentração em mol/L de NaCl na solução resultante?
c) Qual a concentração em mol/L do reagente que sobrou após 
terminada a reação?
66
Resoluçã
o:
NaOH n = M V = 0,5 mol/L x 1,0 L = 0,5 mol
HCl n = M V = 0,8 mol/L x 1,0 L = 0,8 mol
NaOH + HCl NaCl + H2O
Proporção: 1 mol 1 mol 1 mol 1 mol
Antes da reação: 0,5 mol 0,8 mol 
NaOH + HCl NaCl + H2O
Nota-se que haverá excesso de ácido. 
Portanto a solução final será ácida.
NaOH será o reagente limitante. 
Assim, calcula-se a quantidade em mol de NaCl.
67
NaOH + HCl NaCl + H2O
Proporção: 1 mol 1 mol 1 mol 1 mol
Antes da reação: 0,5 mol x
 (limitante)
 x = 0,5 mol de NaCl 
Volume final de solução = 2L
Concentração de NaCl = M = n1 = 0,5 mol = 0,25 mol/L 
 V 2 L 
Continua
ndo:
68
Continua
ndo:
HCl que reage: y = 0,5 mol
HCl que sobra: 0,8 – 0,5 = 0,3 mol
Volume final de solução = 2L
HCl(excesso) = 0,3 mol
Concentraçãodo HCl que sobrou: M = n1 = 0,3 mol = 0,15 mol/L
 V 2 L 
NaOH = HCl NaCl + H2O
Proporção: 1 mol 1 mol 1 mol 1 mol
Na reação: 0,5 mol y
 (limitante) 
69
ácido
base
Ex.: solução de HCl + solução de NaOH
A titulação é utilizada para 
determinar concentração de soluções 
por meio da reação química entre 
volumes conhecidos de uma solução 
problema com uma solução de 
concentração conhecida.
TITULAÇÃO
Nesse caso adiciona-se uma 
solução sobre a outra e o ponto 
final da reação pode ser visualizado 
pela adição de um indicador 
ácido-base.
70
Fenolftaleína
O que acontece exatamente quando a fenolftaleína muda de cor?
A fenolftaleína perde um Hidrogênio de sua composição para se combinar 
com a hidroxila (OH) da molécula de uma solução básica perdendo elétrons, 
ou seja, formando íon ou, ainda, oxidada. 
Mas por que a cor rosa?
A coloração tem a ver com o comprimento de 
onda que o composto absorve. Ambas as formas 
de fenolftaleína absorvem luz UV, só que os 
olhos não conseguem detectar. Quando a 
fenolftaleína adquire a forma ionizada, a 
camada de absorção está em um comprimento 
de onda mais alto e, consequentemente, atingiu 
o visível, sendo possível ver a coloração. 
71
TITULAÇÃO
Foram neutralizados 600 mL de solução 1 M de NaOH, com 1,5 
L de solução de HCl. Qual a Molaridade da solução ácida ?
Exemplo 8:
Resoluçã
o:
Mácido = 1 x 0,6 
 1,5
Mácido = 0,4 mol/L
Mácido . Vácido = Mbase . 
Vbase
NaOH + HCl NaCl + H2O
72
TITULAÇÃO
Que volume de solução 0,5 M de KOH neutralizará 
completamente 500 mL de solução 0,1 M de HNO3?
Exemplo 9:
Resoluçã
o:
Vbase = 0,1 x 0,5 
 0,5
Vbase = 0,1 L
Mácido.Vácido = Mbase . 
Vbase
KOH + HNO3 KNO3 + H2O
73
Exercícios de Fixação
1. Numa diluição de uma solução, podemos afirmar que: 
a) A massa do solvente permanece constante. 
b) A massa do soluto permanece constante. 
c) O volume da solução permanece constante. 
d) A molaridade da solução permanece constante. 
e) A molalidade da solução permanece constante. 
3. Se adicionarmos 80 mL de água a 20 mL de uma solução 0,20 mol/L 
de KOH, iremos obter uma solução de concentração molar igual a: 
 
a) 0,010 mol/L. b) 0,020 mol/L. 
c) 0,025 mol/L. d) 0,040 mol/L. 
e) 0,050 mol/L.
74
Exercícios de Fixação
3. Ao misturar duas soluções de um mesmo soluto, podemos também 
adicionar numericamente:
a) Apenas massa do soluto. 
b) Apenas quantidades de mols do soluto. 
c) Apenas volumes das soluções. 
d) Apenas massas de soluto e volumes da solução. 
e) Massa e quantidade de mols de soluto; volumes e massas totais de 
soluções.
5. Mistura-se 200 cm3 de solução de NaOH de concentração 0,5 mol/L com 
300 cm3 de solução de NaOH 0,9 mol/L. Determine a concentração final em 
mol/L.
75
Exercícios de Fixação
5. Há uma solução de 100 mL de suco de laranja com concentração de 0,4 
mol/L. O volume de água, em mL, que deverá ser acrescentado ao suco 
para que a concentração do soluto caia para 0,04 mol L–1, será de:
a)1 000. b) 900. 
b) 500. d) 400.
7. Uma alíquota de 10 mL de uma solução de NaOH consumiu, na titulação, 
15 mL de solução de HCl 0,10 mol/L. Qual a concentração, em mol/L, da 
solução de NaOH?
a) 1,5. b) 1,0. 
c) 0,75. d) 0,20.
e) 0,15.
76
Gabarito
1. (b)
2. (d)
5. (e)
6. M = 0,74 mol/L de NaOH
7. (b)
8. (e)
77
ESTUDO
DAS 
DISPERSÕES
78
1.Dispersões;
2.Classificação das dispersões;
•.Solução;
•.Colóides;
•.Suspensão;
3.Classificação dos colóides
•.Sol;
•.Gel;
•.Emulsão;
•.Espuma;
•.Aerossol. 
Tópicos
79
DISPERSÕES
As dispersões são misturas nas quais uma substância está 
disseminada na forma de partículas no interior de uma outra 
substância.
Exemplos
:
80
CLASSIFICAÇÃO DAS DISPERSÕES
O tamanho médio das partículas do disperso é um critério 
para classificar as dispersões (1nm = 10-9m).
81
CLASSIFICAÇÃO DAS DISPERSÕES
As partículas da fase dispersa:
Ø Não se sedimentam sob ação da gravidade, nem de centrífugas;
Ø Não são retidos por filtros;
Ø Não são visíveis ao microscópio.
SOLUÇÕES
82
CLASSIFICAÇÃO DAS DISPERSÕES
COLÓIDES
As partículas da fase dispersa:
Ø Não se sedimentam sob ação da gravidade, nem de 
centrífugas comuns, mas sedimentam-se com uso de 
ultracentrífugas;
Ø Não são retidos por filtros comum, apenas por ultrafiltros;
Ø Não são visíveis ao microscópio comum e são visíveis no 
ultramicroscópio.
Ø Dispersam a luz (efeito Tyndall).
83
CLASSIFICAÇÃO DAS DISPERSÕES
SUSPENSÃO
As partículas da fase dispersa:
Ø Sedimentam sob ação da gravidade;
Ø São retidos por filtros comuns;
Ø São visíveis ao microscópio comum.
84
CLASSIFICAÇÃO DOS COLÓIDES
SOL
Disperso = sólido 
Dispersante = líquido 
Exemplos: 
gelatina em água; goma arábica em água; vernizes e tintas.
GEL
Disperso = líquido 
Dispersante = sólido 
Exemplos: 
geléias; manteiga; queijo.
85
CLASSIFICAÇÃO DOS COLÓIDES
EMULSÃO
Disperso = líquido 
Dispersante = líquido 
Exemplos: 
maionese; leite.
ESPUMA
Disperso = gás 
Dispersante = líquido 
Exemplos: 
Ar na espuma de sabão; ar no chantilly; colarinho no chope.
86
CLASSIFICAÇÃO DOS COLÓIDES
AEROSSOL
Disperso = sólido 
Dispersante = gás (o ar) 
Exemplos: 
fumaças.
87
Exercícios de Fixação
1. Qual a diferença entre os estados coloidais sol e emulsão? 
3. Leite e sangue são sistemas que apresentam proteínas, moléculas 
com diâmetros em geral situados entre 1 nm e 1000 nm. Com 
relação às proteínas, o leite e o sangue constituem qual tipo de 
dispersão? 
4. A principal característica de uma solução consiste no fato de ser:
a) Sempre ser uma mistura homogênea.
b) Sempre um líquido com outra substância dissolvida.
c) Um sistema com mais de uma fase.
d) Homogênea ou heterogênea, dependendo das condições de 
pressão e temperatura.
e) Uma substância pura em um único estado físico.
88
Exercícios de Fixação
4. Assinale a alternativa que contém exemplos de soluções:
a) Água de torneira, mar, granito.
b) Granito, mistura de água e óleo, ar.
c) Petróleo no mar, granito, água destilada.
d) Água pura, gás nitrogênio, ouro puro.
e) Ar, água de torneira, ouro de 18 quilates.
5. São soluções eletrolíticas:
a) Água de torneira, mar, granito.
b) ouro de 18 quilates e o ar.
c) Uma mistura de água e óleo e granito.
d) A água de torneira e o vinagre.
e) O vinagre e o ouro puro.
89
Gabarito
1. No estado coloidal sol, o disperso é sólido. Na emulsão é 
líquido.
2. Em relação a proteínas, estado coloidal sol.
5. (a)
6. (e)
7. (d)
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