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UNIDADE 3
FÍSICO-QUÍMICA
OBJETIVOS DE APRENDIZAGEM
PLANO DE ESTUDOS
A partir desta unidade você será capaz de:
• reconhecer uma reação química;
• classificar as reações químicas; 
• identificar as condições de ocorrência de uma reação química;
• reconhecer aplicações das reações químicas.
• definir uma grandeza a partir da comparação de um padrão preestabele-
cido;
• diferenciar o conceito de massa atômica de um átomo e de um elemento, 
bem como o conceito de massa molecular e volume molar;
• entender o conceito de mol;
• resolver problemas envolvendo cálculos estequiométricos;
• diferenciar dispersões, coloides e soluções, e as principais diferenças entre 
elas;
• classificar as soluções em diluídas, concentradas, saturadas, insaturadas e 
supersaturadas.
• calcular as concentrações das soluções e interpretar suas unidades de me-
dida;
• relacionar os conhecimentos adquiridos com situações do seu cotidiano.
Essa unidade de ensino engloba quatro tópicos e, ao final desses tópicos, 
você encontrará as autoatividades que irão contribuir para a compreensão e 
fixação dos conteúdos estudados.
TÓPICO 1 – REAÇÕES QUÍMICAS
TÓPICO 2 – GRANDEZAS QUÍMICAS
TÓPICO 3 – DISPERSÕES
TÓPICO 4 – DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES E MISTURA DE SOLUÇÕES
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TÓPICO 1
REAÇÕES QUÍMICAS
UNIDADE 3
1 INTRODUÇÃO
Olá, caro acadêmico, seja bem-vindo à Unidade 3 do nosso caderno de estudos 
de Química Geral. Neste momento iremos estudar as reações químicas, um tema 
sempre presente em nossas vidas e de extrema importância. Desde a concepção até 
o nosso nascimento, milhares de reações químicas ocorrem, e elas permanecerão 
ocorrendo até a nossa morte, ou melhor, após ela também. Interessante, não? Convido 
você a iniciar este profundo estudo. Boa leitura!
O conceito de reação química está associado à ideia de transformação 
química, ou seja, à produção de novas substâncias em decorrência do rearranjo 
dos átomos que formavam as substâncias que deixaram de existir. Na vida diária 
formam-se constantemente novas substâncias, dizemos que ocorreu um fenômeno 
químico. (SARDELLA; FALCONE, 2005) 
Neste sentido, é importante definirmos os fenômenos físicos e os fenômenos 
químicos.
Fenômenos Físicos: são aqueles que não alteram a constituição íntima da 
matéria, como as mudanças de estados físicos. Exemplo: fusão da água, cortar uma 
folha de papel etc.
Fenômeno Químico: são aqueles que alteram a constituição íntima da 
matéria, como as reações químicas. Exemplo: queima do papel, cozimento de 
alimentos etc.
Todo fenômeno químico é representado por uma reação química e toda 
reação química possui uma representação gráfica que é chamada de equação 
química.
Logo: Reação Química ⇔ | Equação Química 
Para se montar uma equação química basta substituir o nome das 
substâncias pelas suas fórmulas químicas (fórmulas moleculares). 
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
110
A equação química deve conter a representação do estado físico das substâncias 
presentes na reação química.
FÓRMULA MOLECULAR: é a representação gráfica dos elementos químicos 
e de suas quantidades, que formam a molécula de uma determinada substância.
Exemplos: Substância Fórmula Molecular
 água H2O
 hidrogênio H2
 oxigênio O2
1) Hidrogênio em contato com oxigênio produz água.
 
H2(g) O2(g ) H2O(L)
A equação é H2(g) + O2(g) H2O(L) , que é uma reação química
2) Nitrogênio em contato com hidrogênio produz amônia (gás amoníaco).
N2(g) H2(g) NH3(g)
A equação é N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) , que é uma reação química.
Numa equação química, o primeiro membro, chamado REAGENTE, localiza-
se à esquerda da reação, ou seja, antes da flecha, e o que estiver após a flecha, 
localizado à direita da reação, constitui o segundo membro, chamado PRODUTO. 
O reagente configura o início da reação química e o produto o final da reação 
química. Toda equação química deve obedecer à Lei de Lavoisier: 
 “A quantidade de átomos de um mesmo elemento químico deve ser a 
mesma no primeiro membro (reagente) e no segundo membro (produto) da reação 
química”.
Coeficientes estequiométricos são os números que antecedem as fórmulas 
moleculares dos reagentes e dos produtos, e que indicam as quantidades mínimas 
de moléculas das substâncias que reagem e são consumidas no início da reação, e 
que se formam ao final da reação química.
Entretanto, para se respeitar a Lei de Lavoisier, em alguns casos é necessário 
determinar os coeficientes estequiométricos de uma equação química, ou seja, tornar 
iguais as quantidades de átomos de cada elemento químico presente nos reagentes 
e nos produtos, utilizando números inteiros ou fracionários sempre à frente das 
substâncias. 
NOTA
TÓPICO 1 | REAÇÕES QUÍMICAS
111
Ao igualar as quantidades de átomos de cada elemento químico presente nos 
reagentes e nos produtos, estamos realizando o balanceamento da reação química.
Há dois métodos para se realizar o balanceamento de uma reação química: 
o método das tentativas e o método da oxirredução.
Em toda reação química devem ser sempre observados os coeficientes 
estequiométricos. Os coeficientes estequiométricos são os números inteiros ou fracionários 
que devem ser colocados sempre à frente das substâncias ao se realizar um balanceamento. 
O coeficiente estequiométrico é o fator que multiplica o índice (atomicidade) dos elementos 
presentes nas substâncias envolvidas na reação.
Exemplo:
Determine os coeficientes estequiométricos da equação química abaixo, pelo 
método das tentativas:
N2 + H2 NH3
Resolução:
Inicialmente, observe a quantidade de átomos de nitrogênio: no primeiro 
membro existem dois (N2) e no segundo membro existe apenas um (NH3).
Então vamos multiplicar o NH3 por 2:
 Dois átomos de nitrogênio no 1º membro: N2 
N2 + H2 2 NH3 { 
 Dois átomos de nitrogênio no 2º membro: 2 NH3
 
Agora, confira a quantidade de átomos de hidrogênio: no reagente existem 
dois (H2) e no produto existem seis hidrogênios (2NH3).
Logo, devemos multiplicar o H2 por 3:
N2 + 3 H2 2 NH3
2 átomos de nitrogênio 2 átomos de nitrogênio
6 átomos de hidrogênio 6 átomos de hidrogênio
ATENCAO
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
112
Os coeficientes dessa equação são: 1 (do N2), 3 (do H2) e 2 (do NH3): 
1 N2 + 3 H2 2 NH3
(SARDELLA, 1998).
Caro acadêmico, aproveite para aprofundar seus estudos e complemente seu 
conhecimento através das referências bibliográficas indicadas: KOTZ, John C. e TREICHEL, 
Paul M. Jr. Química Geral e Reações Químicas. 2005; SARDELLA, Antônio e FALCONE, Marly. 
Química - Série Brasil, 2004; FELTRE; Química Geral. vol. 1, 1998; USBERCO, João e SALVADOR, 
Edgard. Química. vol. 1 e 2, 1999. Boa leitura!
2 CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS
I – Reações de análise ou decomposição: Reação em que uma 
substância composta se decompõe em outras substâncias simples ou compostas. 
Genericamente, temos:
AB → A + B
Exemplos:
a) 2 H2O 2 H2 + O2
b) NH4NO2 N2 + 2 H2O
II – Reação de síntese, composição, adição ou combinação: Reação em que 
duas ou mais substâncias simples ou compostas se associam, produzindouma única 
substância produto.
A + B → AB
Exemplos:
a) N2 + 3 H2 2 NH3
b) 2 CO + O2 2 CO2
ATENCAO
TÓPICO 1 | REAÇÕES QUÍMICAS
113
A + BC → AC + B
III – Reação de deslocamento, simples troca ou substituição simples: 
Reações em que uma substância simples reage com uma substância composta, 
produzindo outra substância simples e outra composta. (USBERCO; SALVADOR, 
1999, p. 13).
Exemplos:
a) Zn(s) + 2 HCℓ (aq) ZnCℓ2(aq) + H2(g)
 Diz-se então que o zinco deslocou o hidrogênio.
b) Fe(s) + CuSO4(aq) FeSO4(aq) + Cu(s)
 Diz-se então que o ferro deslocou o cobre.
IV – Reação de dupla troca ou dupla substituição: Reações entre duas 
substâncias compostas, as quais, por permutação, produzem duas outras substâncias 
compostas (USBERCO; SALVADOR, 1999, p. 13).
AB + XY → AY + XB
a) 2 NaOH(aq) + CuSO4 (aq) Na2SO4(aq) + Cu(OH)2(s)
precipitado
b) H2SO4(aq) + Na2S(aq) Na2SO4(aq) + H2S(g)
ácido fixo + ácido volátil
3 CONDIÇÕES PARA OCORRÊNCIA DE REAÇÕES DE SIMPLES 
TROCA E DUPLA TROCA
• Reação de deslocamento, simples troca ou substituição simples: 
Para que essas reações ocorram é necessário que as substâncias simples 
sejam mais reativas do que o elemento da substância composta que será deslocado.
As reações de deslocamento obedecem à série de reatividade química dos 
metais e dos não metais.
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
114
Exemplos:
a) Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2
b) Cl2 + 2 NaI 2 NaCl + I2
 Analisando os exemplos, temos como resposta:
a) A reação ocorre porque o zinco (metal) é mais reativo do que o hidrogênio.
b) A reação ocorre porque o cloro (ametal) é mais reativo do que o iodo.
O quadro a seguir mostra a série de reatividade dos metais:
QUADRO 16 - SÉRIE DE REATIVIDADE DOS METAIS
FONTE: Disponível em: <http://essaseoutras.xpg.uol.com.br/wpcontent/uploads/2012/10/
reatividademetais.jpg.> Acesso em: 21 mar.2016. 
O quadro a seguir mostra a série de reatividade dos não metais
QUADRO 17 - SÉRIE DE REATIVIDADE DOS NÃO METAIS
Reatividade decrescente
 
F O N Cℓ Br I S P C
FONTE: SARDELLA, Antônio. Química Geral, vol. 1, 1998, p. 269.
TÓPICO 1 | REAÇÕES QUÍMICAS
115
• Reação de dupla troca ou dupla substituição: Para que ocorra uma reação de 
dupla troca é necessária a formação de:
• um produto insolúvel (ocorre formação de um precipitado, substância que se 
deposita no fundo do frasco).
• um produto gasoso.
• um produto pouco ionizado.
• Formação de um produto insolúvel:
Este tipo de reação é constatado quando um dos produtos aparece com o 
estado físico sólido indicado (s) ou quando se utiliza o símbolo clássico para indicar 
a formação de um composto insolúvel, que é uma seta voltada para baixo (↓).
 
AgNO3(aq) + NaCl(aq) AgCl(s) + NaNO3(aq)
CuSO4 + 2 NaOH Cu(OH)2↓ + Na2SO4
• Formação de um produto gasoso:
Neste caso, a reação é constatada quando um dos produtos aparece com 
o estado físico gasoso indicado (g) ou quando se utiliza o símbolo clássico para 
indicar a formação de um composto gasoso que é uma seta voltada para cima (↑).
2 HCl(aq) + Na2S(aq) H2S(g) + 2 NaCl(aq)
∆
H2SO4 + 2 NaCl Na2SO4 + 2 HCl↑
• Formação de um produto pouco ionizado
A constatação deste tipo de reação é feita analisando o grau de ionização 
(α) dos participantes. O ácido acético (CH3COOH) é um ácido orgânico e, portanto, 
possui grau de ionização muito pequeno.
A água, formada na segunda reação, é pouco ionizada.
HCl(aq) + NaCH3COO(aq) CH3COOH + NaCl(aq)
HCl(aq) + NaOH(aq) H2O + NaCl(aq)
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
116
Caro acadêmico, para que possamos fixar ainda mais os conteúdos estudados 
até agora, colocaremos a teoria em prática. Segue uma sugestão de experimento. Boa prática!
Experimento sobre balanceamento e tipos de reações químicas
Introdução:
Ao nosso redor vemos muitas reações químicas: um prego que enferruja, 
um antiácido que entra em efervescência na água, a combustão de um palito de 
fósforo, e assim por diante. Até mesmo dentro de nós, em nosso organismo, ocorrem 
reações químicas que são responsáveis pela manutenção de nossas vidas. Essas e 
outras reações químicas são representadas por equações químicas que devem estar 
devidamente balanceadas, isto é, possuir o número total de átomos dos reagentes 
iguais aos do produto. As reações químicas, no entanto, só ocorrem se determinadas 
condições forem satisfeitas. Existem quatro tipos de reações inorgânicas:
 • Reações de síntese ou adição;
 • Reações de decomposição ou análise;
 • Reações de metátese ou de dupla troca;
 • Reações de oxirredução ou simples troca.
Alguns fatores que indicam a ocorrência de uma reação são:
• Liberação de gás;
• Mudança de coloração;
• Formação de precipitado, entre outros.
Para que os alunos vejam como é possível identificar a ocorrência de reações, o tipo de 
cada uma e como escrever suas respectivas equações químicas balanceadas, o professor 
pode utilizar experimentos rápidos e simples que irão enriquecer a exposição desse 
conteúdo em sala de aula.
Objetivos:
Equacionar, balancear e classificar as equações químicas.
Material e reagentes utilizados:
LEITURA COMPLEMENTAR
ESTUDOS FU
TUROS
TÓPICO 1 | REAÇÕES QUÍMICAS
117
• Água de cal;
• Batata;
• Água oxigenada (10 volumes);
• Solução aquosa de cloreto de ferro III;
• Solução aquosa de hidróxido de sódio;
• Palito de churrasco;
• Fósforos;
• Três tubos de ensaio;
• Canudo;
• Conta-gotas;
• Pinça metálica ou pregador de roupa.
Procedimento experimental:
Serão realizadas e analisadas três experiências separadamente, sendo que a 
primeira deverá ser feita preferencialmente pelo professor:
1ª Experiência: coloque dentro de um tubo de ensaio um pouco da água oxigenada 
e em seguida um pedaço da batata crua. Os alunos vão observar uma efervescência, 
que é a liberação de oxigênio. Depois de observar o que ocorreu, acenda o fósforo 
e coloque fogo no palito de churrasco, de modo que fique uma chama pequena; 
introduzindo-o, posteriormente, na boca do tubo de ensaio, sem encostar na solução.
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
118
2ª Experiência: em outro tubo de ensaio, coloque um pouco de água de cal e peça aos 
alunos que a assoprem, utilizando o canudo e observando a mudança de coloração;
3ª Experiência: misture o cloreto de ferro III com o hidróxido de sódio, em uma 
proporção de 4:1. Por exemplo, é possível colocar 40 gotas do cloreto de ferro III 
e 10 gotas do hidróxido de sódio. Tem-se a formação de um precipitado marrom.
Resultados e discussão:
Baseado nas observações dos alunos e em seus conhecimentos de química, o 
professor pode pedir que eles escrevam as fórmulas dos reagentes utilizados (água 
oxigenada (H2O2), água de cal (que é o hidróxido de cálcio (Ca(OH)2), cloreto de 
ferro III (FeCl3) e do hidróxido de sódio (NaOH)).
TÓPICO 1 | REAÇÕES QUÍMICAS
119
Em seguida, o professor pode pedir que os alunos escrevam as reações que 
ocorreram. Lembrando que o educador deve explicar cada reação, principalmente a 
primeira, em que a água oxigenada reage com a presença de uma enzima catalisadora 
da batata (a catalase). Assim, as reações serão as seguintes:
1ª Experiência: 2 H2O2 2 H2O + O2
2ª Experiência: Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O
3ª Experiência: 3 NaOH + FeCl3 → Fe (OH)3 + 3 NaCl
Por fim, peça que classifiquem cada reação presenciada.
1ª Experiência: decomposição;
2ª Experiência: dupla troca;
3ª Experiência: dupla troca.
FONTE: Disponível em: <http://educador.brasilescola.uol.com.br/estrategias-ensino/experimento-
sobre-balanceamento-tipos-reacoes-quimicas.htm.Acesso em: 15 fev. 2016. 
120
Neste tópico você pôde compreender que:
• Todo fenômeno químico é representado por uma reação química.
• Fenômenos físicos são reversíveis e fenômenos químicos são irreversíveis.
• Toda reação química é representada por uma equação química. 
• Uma equação química é formada por reagente(s) e produto(s).
• Toda reação química deve obedecer à Lei de Lavoisier, ou seja, a quantidade de 
átomos de um mesmo elemento químico deve ser sempre igual no primeiro e no 
segundo membro da equação.
• Para igualar as quantidades de átomos de cada elemento nos reagentes (1º 
membro) e nos produtos (2º membro) deve-se realizar o balanceamento das 
equações químicas.
• Existem várias tipologias de reações químicas. A reação química de simples troca 
só ocorre obedecendo à série de reatividade de metais e ametais.
• A reação de dupla troca só ocorre quando o produto formado for gasoso (um 
gás), um produto pouco solúvel ou um produto pouco ionizado. 
RESUMO DO TÓPICO 1
121
1 Determine, pelo método das tentativas, os coeficientes estequiométricos das 
reações químicas a seguir:
a) H2 + O2 H2O 
b) H2 + Cl2 HCl
c) NH3 + O2 H2O + N2
2 Classifique as reações químicas, balanceadas, abaixo: 
a) CaCO3 CaO + CO2
b) C + 2 H2 CH4
c) BaCl2 + Na2SO4 BaSO4 + 2 NaCl
d) Fe + 2 HCl FeCl2 + H2
AUTOATIVIDADE
122
123
TÓPICO 2
GRANDEZAS QUÍMICAS
UNIDADE 3
1 INTRODUÇÃO
Olá, caro acadêmico, seja bem-vindo ao Tópico 2 da Unidade 3 do nosso 
caderno de estudos de Química Geral. Neste momento iremos conhecer e estudar 
as grandezas químicas. Este é um assunto extremamente importante, interessante 
e interdisciplinar, pois uniremos os conhecimentos da química com cálculos 
matemáticos e, ainda, com as unidades do Sistema Universal. Bons estudos!
Quando desejamos medir uma grandeza, usamos um instrumento aferido 
em uma unidade de medida adequada a essa grandeza. Assim, com o metro 
articulado ou a trena mede-se o comprimento; com o termômetro, a temperatura; 
com o manômetro, a pressão, e assim por diante.
Muitas vezes, para uma mesma grandeza, usam-se várias unidades de 
medida. É o caso do comprimento, que é medido em metro, jarda, polegada, milha, 
angströns etc., ou da temperatura, que é medida em graus Celsius, Reaumur, 
Fahrenheit etc.
Com o intuito de uniformizar a medição, a General Conference of Weights and 
Mesures (Conferência Geral de Pesos e Medidas – CGPM) recomenda que se usem 
sempre unidades do Sistema Internacional (SI), que é baseado no sistema métrico.
Assim, antes de efetuar uma reação química, seja ela em laboratório ou na 
indústria, é muito importante saber as quantidades de reagentes que devem ser 
usadas para obter certa quantidade de produtos. Com esse procedimento, pode-se 
planejar um processo econômico para a produção em larga escala.
Para a realização desse planejamento foi necessário definir padrões para 
efetuar os cálculos químicos.
2 UNIDADE DE MASSA ATÔMICA
A unidade de massa atômica é uma unidade de medida aplicada para 
expressar a massa de partículas atômicas (massas atômicas de elementos ou 
compostos químicos). A unidade de massa atômica é definida como 1/12 (um doze 
avos) da massa de um átomo do Carbono 12 (C12) em seu estado fundamental.
124
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
O símbolo da unidade de massa atômica é u, uma ou Da.
Apesar de não ser considerado uma unidade, é reconhecido pelo Sistema 
Internacional de Unidades.
Obs.: “O Carbono 12 (C12) foi escolhido em 1962 e até hoje é utilizado, 
em todos os países do mundo”. Disponível em: <http://www.profjoaoneto.com/
quimicag/massaat.htm>. Acesso em: 21 mar. 2016. 
Na figura abaixo, a parte destacada representa 1/12 do átomo de Carbono 12, 
ou seja, 1 u.
FIGURA 37 - REPRESENTAÇÃO DO CARBONO 12
FONTE: Disponível em: http://brasilescola.uol.com.br/upload/conteudo/images/unidade-
massa-atomica.jpg. Acesso em: 12 fev. 2016. 
3 MASSA ATÔMICA DE UM ÁTOMO
“É um número que nos indica quantas vezes a massa desse átomo é maior 
que 1/12 da massa do carbono-12” (SARDELLA; FALCONE, 2004, p.173).
Logo, quando dizemos que a massa atômica do átomo de sódio é 23 u, 
significa que um átomo do elemento sódio tem sua massa 23 vezes maior que 1/12 
da massa do átomo de Carbono-12.
3.1 MASSA ATÔMICA DE UM ELEMENTO QUÍMICO
A massa atômica de um elemento químico é um número que nos informa 
quantas vezes a massa de cada átomo desse elemento é, em média, maior que 1/12 
da massa do Carbono-12.
TÓPICO 2 | GRANDEZAS QUÍMICAS
125
No Tópico 1, da Unidade 1 desse caderno, você já viu o conceito de isótopos 
de um elemento químico. Vamos analisar o elemento cloro, que é formado por dois 
isótopos: 
17Cl35 ⇒ MA = 34,969 u 17Cl37 ⇒ MA = 36,966 u
⇒ 75,40 % ⇒ 24,60 %
As Tabelas Periódicas fornecem a massa atômica dos elementos químicos, 
e não a massa dos isótopos constituintes.
 Na verdade, a massa atômica de um elemento químico presente na Tabela 
Periódica é a média aritmética ponderada das massas atômicas de seus isótopos.
Então, para o elemento químico cloro (Cl) temos:
MA = 34,969 x 75,4 + 36,966 x 24,6 ⇒ MA = 35,46 ou MA ≈ 
 100
35,5
4 MASSA MOLECULAR OU MASSA MOLAR (MM ou M)
A massa molecular ou massa molar de uma substância é determinada 
pela soma das massas atômicas (MA) de todos os átomos que a 
compõem. Portanto, Massa Molecular (MM) é o número que indica 
quantas vezes a massa da molécula é maior que 1/12 da massa atômica 
do carbono-12 (SARDELLA; FALCONE, 2005, p. 176).
Exemplos:
1) Determine a massa molecular da água (H2O):
 Dado: H = 1, O = 16
 
Resolução
H = 1u x 2 = 2u
O = 16u x 1 = 16u
MM H2O = 18 u
2) Determine a massa molecular do ácido sulfúrico (H2SO4):
 Dado: H = 1, O = 16 e S = 32
Resolução
H = 1u x 2 = 2u
O = 16u x 4 = 64u
S = 32u x 1 = 32u
MM H2SO4 = 98 u
126
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
Para os compostos iônicos, formados por íons-fórmula, usamos a expressão 
“massa fórmula” (MF).
Exemplos:
 
1) Indique a massa fórmula do cloreto de sódio (NaCℓ). Massas atômicas: Na = 23 u; 
Cℓ = 35,5 u.
Resolução:
Na = 23 u x 1 = 23 u
Cℓ = 35,5 u x 1 = 35,5 u
MF NaCℓ = 58,5 u
2) Indique a massa fórmula do fosfato de amônio [(NH4)3PO4]. Massas atômicas: N 
= 14 u; H = 1 u, P = 31 u e O = 16 u).
 
Resolução:
N = 14 u x 3 = 52 u
H = 1 u x 12 = 12 u
P = 31 u x 1 = 31 u
O = 16 u x 4 = 48 u
MF (NH4)3PO4 = 149 u
5 MOL: QUANTIDADE DE MATÉRIA
Para a prática cotidiana da Química não há necessidade em se trabalhar com 
a massa em unidade de massa atômica (u), com relação ao mundo microscópico 
(átomos, moléculas ou íons). O profissional da área química prefere trabalhar com 
um número bastante grande dessas unidades, cuja massa possa ser expressa em 
gramas (g) ou quilograma (kg). Utiliza-se, então, uma grandeza chamada quantidade 
de matéria, cuja unidade é o mol, assim definido:
O Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades 
elementares (átomos, moléculas, íons elétrons, prótons etc.) quantos são os átomos 
contidos em 0,012 Kg de Carbono-12.
Sabe-se que a massa de 1 g equivale à massa de 6,02 x 1023 unidades de massa 
atômica.
Portanto: “Um mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém 
6,02 x 1023 entidades elementares”. (SARDELLA; FALCONE, 2005, p. 178).
TÓPICO 2 | GRANDEZAS QUÍMICAS
127
Note que a unidade mol se refere à quantidade de matéria, e não à massa. Massa 
e quantidade de matéria (SARDELLA; FALCONE, 2005, p. 17).
E ainda, mol não é sigla de molécula.
Exemplo:
Admita uma amostracuja quantidade de matéria é igual a 1 mol de entidades 
elementares. Determine a massa desta amostra.
Para determinar a massa dessa amostra, vamos analisar dois casos:
1) A entidade elementar é o átomo. 
Suponhamos que uma amostra de ferro contenha 1 mol de átomos desse 
elemento:
1 átomo de ferro -------------------- 56 u (MAFe = 56)
6,02 x 1023 átomos de ferro ------ x
x = 6,02 x 1023 x 56 u = 6,02 x 1023 u x 56 = 56 g
1g 
 
 Assim, a massa de 1 mol de átomos de ferro (quantidade de matéria) é 56 
g (massa).
2) A entidade elementar é a molécula
Consideremos uma amostra de água que contenha 1 mol de moléculas:
NOTA
ATENCAO
128
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
1 molécula de água ------------------------ 18 u (MMágua = 18 u)
6,02 x 10 23 moléculas de água --------- x
x = 6,02 x 1023 x 18 u = 6,02 x 1023 u x 18 = 18g
 
1g
Logo, a massa de 1 mol de moléculas de água (quantidade de matéria) é 18 
g (massa).
6 NÚMERO DE AVOGADRO OU CONSTANTE DE AVOGADRO
Alíquotas de elementos diferentes, cujas massas são dadas pelas respectivas 
massas atômicas expressas em gramas, possuem sempre o mesmo número de 
átomos.
O primeiro cientista a demonstrar, através de cálculos matemáticos, que em 
uma alíquota de qualquer elemento igual à sua massa atômica em gramas existe o 
mesmo número de átomos, foi Lorenzo Amadeo Carlo Avogadro di Quaregna e 
di Carreto (1776-1856). Contudo, Avogadro não conseguiu determinar qual o valor 
desse número. Em sua homenagem, o valor 6,02 x 10 23 foi denominado de Número 
ou Constante de Avogadro.
Número de Avogadro = 6,02 x 1023
Logo, a constante de Avogadro é o número de átomos de C12, contidos em 
0,012 Kg de Carbono-12. 
Através da constante de Avogadro sabe-se que em 1 mol de qualquer 
substância há 6,02 x 1023 átomos ou moléculas.
DICAS
TÓPICO 2 | GRANDEZAS QUÍMICAS
129
7 MASSA MOLAR OU MASSA MOLECULAR
Massa molar ou Massa molecular é a massa que contém 6,02 x 1023 entidades 
representadas pela respectiva fórmula. A unidade mais usada para a massa molar 
é g/mol. (1 g equivale a 6,02 x 1023 u)
Exemplo: 1 mol do elemento Cloro, ou seja, 6,02 x 1023 átomos do elemento 
Cℓ “pesam” 35,5 g.
7.1 MASSA MOLAR OU MASSA MOLECULAR DE UMA 
SUBSTÂNCIA
Massa molar ou Massa molecular de uma substância é a massa de um mol 
de entidades representada pela sua fórmula molecular. A massa molar de uma 
substância é numericamente igual à sua massa molecular (ou fórmula-massa) no 
caso de ser iônica.
Exemplos: 1 mol de molécula, ou seja, 6,02 x 1023 moléculas de água, pesa 
18g.
 1 mol de átomos de ferro, ou seja, 6,02 x 1023 átomos de ferro, pesa 56 g.
8 VOLUME MOLAR
Volume molar é o volume ocupado por um mol de moléculas de substância. 
Experimentalmente, verificou-se que um mol de moléculas de qualquer substância 
no estado gasoso ocupa o volume de 22,4 litros, nas Condições Normais de 
Temperatura e Pressão (CNTP).
CNTP ⇒ p = 760 mmHg = 1,00 atm
 T = 273 K = 0 oC.
Onde:
P = pressão
T = temperatura
130
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
Caro aluno, como esse assunto é bastante abstrato, é de grande importância 
que você faça um estudo paralelo do conteúdo desse tópico para uma melhor compreensão. 
Sugerimos que você leia pelo menos uma das referências bibliográficas indicadas: RUSSEL, 
B. John. Química Geral. Vol. 1 e 2, 1994; SARDELLA, Antônio e FALCONE, Marly. Química - 
Série Brasil, 2004; FELTRE; Química Geral vol. 1, 1998; SARDELLA, Antônio. Curso de Química 
– Química Geral. vol. 1, 1998.
9 CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
Estequiometria é a parte da química que trata da relação quantitativa dos 
constituintes de uma espécie química (átomo ou molécula) e da relação quantitativa 
entre duas ou mais espécies químicas (átomos ou moléculas) presentes numa 
transformação química.
Vale lembrar que a quantidade de reagente (s) disponível é responsável pela 
quantidade de produto (s) que poderá ser formada, principalmente quando nos 
referimos a produção em larga escala industrial. Afinal, no ramo químico o custo 
está diretamente relacionado à quantidade de reagente (s) consumido, logo, quanto 
maior a produtividade com menos reagentes mais sustentável é o processo tanto 
em termos econômicos como em termos ambientais. 
A partir da equação química, podemos calcular a massa, o volume, o número 
de mols, o número de moléculas etc. de uma ou mais espécies químicas em função 
de algum valor dado referente à outra espécie química participante de uma reação 
química. Para isso, basta saber que os coeficientes estequiométricos informam a 
relação em mols com que as espécies reagem e se formam.
Esse tipo de cálculo estequiométrico segue, normalmente, a seguinte ordem:
1ª) Montar a equação química mencionada no problema.
2ª) Ajustar os coeficientes estequiométricos da equação química.
3ª) Montar uma regra de três entre os dados e a pergunta do problema, obedecendo 
aos coeficientes estequiométricos da equação, e que poderá ser escrita em massa, 
em volume, em mols etc., conforme as conveniências do problema.
Solução Saturada – É aquela cuja quantidade de soluto dissolvida for 
igual à especificada pela solubilidade. Uma solução que contenha 31,6 g de KNO3 
dissolvidos em 100 g de água a 20 oC é classificada como saturada. (FELTRE, 1996, 
p. 10)
IMPORTANT
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TÓPICO 2 | GRANDEZAS QUÍMICAS
131
O êxito na resolução dos problemas está diretamente relacionado com a 
correta relação entre os dados a ser estabelecida.
Na resolução de problemas, é interessante estabelecer a seguinte relação:
1 mol da substância X → apresenta massa molar Xg → que contém 6,02 . 1023 átomos ou 
moléculas → se for um gás, ocupa um volume de 22,4 litros nas CNTP.
Exercícios resolvidos:
1) Quantos mols estão presentes em 320 g de enxofre? (S = 32). 
Resolução:
1 mol de enxofre → contém 32 g
X mols de enxofre → 320 g de enxofre
X = 1 mol . 320 g X = 10 mols
32 g
2) Determine a massa de 1 átomo de ferro (Fe = 56,0) 
Resolução:
56 g de ferro → apresenta 6,02 . 1023 átomos
X g de ferro → 1 átomo de ferro
 X = 56 g . 1 átomos X = 9,30 . 10-23 g
 6,02 . 1023 átomos 
3) Quantas moléculas estão presentes em 90,0 g de água? 
IMPORTANT
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ATENCAO
132
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
Resolução:
18 g de água → contém 6,02 . 1023 moléculas
90 g de água → X moléculas
X = 90 g . 6,02 . 1023 moléculas X = 3,01 . 10 24 moléculas
 18 
4) Qual a massa presente em sete moles de moléculas de CH4? (C= 12; H = 1) 
Resolução:
1 mol de CH4 → “pesa” 16 g
7 mols de CH4 → apresenta X g de massa
 X = 7 mols de CH4 . 16 g X = 112 g
 1 mol 
5) O carbonato de cálcio (CaCO3) empregado, por exemplo, na fabricação de vidro, 
cimento e pastas dentais, reage com ácido clorídrico (HCl) e se formam cloreto de 
cálcio (CaCl2), água e gás carbônico (CO2). Determine a massa de água e o volume 
de gás carbônico (CO2), nas CNTP, que se forma a partir de 40 g de carbonato de 
cálcio. (Dados: C = 12; Ca = 40; O = 16 e Cl = 35,5)
Resolução:
 1 CaCO3 + 2 HCl 1 CaCl2 + 1 H2O + 1 CO2
 100 g 18 g 22,4 litros
 40 g m V
 m = 40 g de CaCO3 . 18 g de H2O m = 7,2 g
 100 g de CaCO3
 V = 40 g de CaCO3 . 22,4 litros de CO2 V = 8,96 litros
 100 g de CaCO3
133
Neste tópico você aprendeuque:
• O Sistema Internacional de Medidas (SI) é indispensável para se determinar a 
medida de qualquer grandeza, de forma confiável. 
• Após definida a unidade padrão para determinar a massa atômica, foi possível 
determinar a massa molecular.
• Mol é a quantidade de matéria que contém 6,02 x 1023 entidades elementares.
• O número 6,02 x 1023 é conhecido como o número de Avogadro.
• A Massa Molar é expressa em g/mol.
• A Massa Molar de uma substância é a massa de 1 mol de entidades representada 
pela sua fórmula.
• O Volume Molar é o volume ocupado por 1 mol de moléculas de substância.
• Nas CNTP o Volume Molar de 1 mol de moléculas é de aproximadamente 22,4 
litros.
• CNTP corresponde à pressão de 760 mmHg = 1 atm e temperatura de 273 K = 0 
oC.
• A estequiometria consiste na determinação das quantidades das substâncias 
envolvidas numa reação química a partir da equação correspondente.
RESUMO DO TÓPICO 2
134
AUTOATIVIDADE
1 Determine a massa de sete moles de moléculas de CH4 (C= 12; H = 1).
2 Uma gota de água contém 1,5 x 1023 moléculas. Qual é a massa dessa gota? 
(H = 1; O = 16).
3 Calcule o número de moléculas existentes em 112 L de gás NH3, nas CNTP 
(N = 14; H = 1)
135
TÓPICO 3
DISPERSÕES
UNIDADE 3
1 INTRODUÇÃO
As Dispersões são misturas, de dois ou mais componentes, nas quais uma 
substância (disperso) está disseminada (espalhada) sob a forma de pequenas 
partículas no interior de outra substância (dispersantes ou dispergentes).
Exemplos:
1 – A dispersão de açúcar comum (sacarose) em água.
2 – A dispersão de uma porção de gelatina sólida em água quente.
3 – A dispersão de uma porção de enxofre em água.
2 CLASSIFICAÇÃO DAS DISPERSÕES
As dispersões são classificadas de acordo com o tamanho médio das 
partículas do disperso. Neste sentido, segue a ordem crescente: solução, coloide 
e suspensão.
Dispersões
 
 Açúcar em água 1 nm geleia 100 nm leite de magnésia
|------------------------------|--------------------------|------------------------------|
 Solução Coloide Suspensão
 
1 nanômetro = 1 nm = 10 Å = 10-3µm = 10-7 cm
(SARDELLA; FALCONE. 2005, p. 221,)
3 ESTUDO DAS SOLUÇÕES
Uma Solução pode ser definida como uma mistura homogênea, entre dois 
ou mais componentes.
Numa solução, o disperso é chamado de soluto e o dispersante é chamado 
de solvente. Por exemplo, na solução de sal de cozinha dissolvido em água, o sal 
de cozinha é o soluto e a água é o solvente.
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
136
Soluto + Solvente = Solução
Geralmente o solvente está em maior quantidade que o soluto.
3.1 MISTURAS HETEROGÊNEAS
As misturas heterogêneas não apresentam as mesmas propriedades em 
toda sua extensão, ou seja, apresentam porções com propriedades diferentes. São 
constituídas de duas ou mais fases, dois ou mais aspectos visuais. Exemplo: água 
e óleo, água e areia etc.
3.2 MISTURAS HOMOGÊNEAS
As misturas homogêneas apresentam as mesmas propriedades em todos 
os seus pontos. São constituídas de uma única fase, um único aspecto visual. As 
misturas homogêneas também são chamadas soluções. Exemplo: água e sal, água 
e açúcar etc.
Geralmente, em termos de estudos, analisamos e aplicamos as soluções 
aquosas onde o solvente é a água.
Devido ao frequente uso das soluções aquosas, a água ficou conhecida como 
solvente universal.
4 CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES
4.1 DE ACORDO COM O ESTADO FÍSICO DA SOLUÇÃO
De acordo com o estado físico dos componentes formadores de uma solução 
(soluto e solvente), a mesma pode ser classificada em solução sólida, solução líquida 
ou solução gasosa. Veja a seguir alguns exemplos:
ATENCAO
IMPORTANT
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TÓPICO 3 | DISPERSÕES
137
• Solução sólida – Liga metálica formada por ouro (75%) e cobre (25%). Também 
chamado ouro 18 quilates.
• Solução líquida – Solução aquosa de sacarose (água e açúcar).
• Solução gasosa - Ar atmosférico (mistura de vários gases) isento de partículas 
sólidas.
4.2 DE ACORDO COM A NATUREZA DO SOLUTO
De acordo com a natureza do soluto, a solução pode ser classificada em 
molecular, ou seja, quando a composição química do soluto é formada apenas por 
não metais, ou solução iônica, quando a composição química do soluto é formada 
por metal e não metal.
Solução molecular – As partículas do soluto são moléculas. Exemplo: 
sacarose C6H12O6) em água.
Solução iônica – As partículas do soluto são íons. Exemplo: cloreto de 
sódio (NaCl) em água.
4.3 DE ACORDO COM A SOLUBILIDADE DO SOLUTO
A solubilidade de um soluto é a quantidade máxima do soluto que pode ser 
dissolvida em uma determinada quantidade de solvente a uma dada temperatura 
e pressão, e tal fato é explicado pelo coeficiente de solubilidade.
Todo soluto apresenta um coeficiente de solubilidade tabelado.
Exemplo: A solubilidade do KNO3 em água a 20 
oC é de 31,6 g do sal em 
100 g de água.
Representação: 31,6 g de KNO3/100 g de água a 20 oC.
 
Com base na solubilidade, uma solução pode ser classificada em:
Solução Saturada – É aquela cuja quantidade de soluto dissolvida for 
igual à especificada pela solubilidade. Uma solução que contenha 31,6 g de KNO3 
NOTA
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
138
dissolvidos em 100 g de água a 20 oC é classificada como saturada. (FELTRE, 1996, 
p. 10)
Solução insaturada – É aquela cuja quantidade de soluto dissolvida é inferior 
àquela especificada pela solubilidade. Uma solução que contenha menos de 31,6 
g de KNO3 dissolvidos em 100 g de água a 20 
oC é classificada como insaturada. 
(FELTRE,1996, p. 10)
Observação:
* Caso a quantidade de soluto esteja muito aquém da saturação, a solução 
é dita diluída.
* Caso a quantidade de soluto esteja muito próxima da saturação, a solução 
é dita concentrada.
Solução Supersaturada – É aquela cuja quantidade de soluto dissolvida é 
superior àquela especificada pela solubilidade. Uma solução que contenha mais de 
31,6 g de KNO3 em 100 g de água a 20 
oC é classificada como supersaturada.
Para se conseguir incorporar esta quantidade superior de KNO3 devemos 
nos valer de recursos auxiliares, ou seja, aquecer o sistema, fazer com que o sal se 
incorpore ao solvente e, após, proceder o resfriamento até 20 oC, fazendo com que 
esse “excesso” fique incorporado à solução. (FELTRE, 1996, pág. 10).
5 CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES
Caro acadêmico, leia as informações nos quadros 18 e 19, adaptadas do 
jornal São Paulo, nas datas de 20/01/2003 e 24/03/2003.
• Banana – fruta rica em potássio (elemento que colabora para o bom 
funcionamento dos músculos, até mesmo do coração) e fonte de vitamina 
B6 (importante para aliviar os problemas da menopausa e da tensão pré-
menstrual).
QUADRO 18 - CONCENTRAÇÕES EXISTENTES EM UMA BANANA 
caloria carboidrato gordura proteína fibra potássio Vitamina C
105,0 Kcal 26,7 g 0,5 g 1,2 g 1,9 g 451,0 mg 10,3 mg
• Maçã – fruta cuja casca contém bons teores de betacaroteno, antioxidante 
importante na reposição das células da pele; a polpa fornece bastante potássio.
TÓPICO 3 | DISPERSÕES
139
QUADRO 19 - CONCENTRAÇÕES EXISTENTES EM UMA MAÇÃ
 Porção: uma maçã (140 g)
calorias carboidratos proteína gordura fibras
 81,0 Kcal 21,1 g 0,3 g 0,5 g 3,0 g
FONTE: SARDELLA, Antônio e FALCONE, Marly. Química – Série Brasil – Editora Ática, 
2005, p. 226.
Esses quadros mostram maneiras de expressar a quantidade dos constituintes 
em certa porção do produto.
Essas relações são chamadas de Concentração. Por exemplo:
• A concentração de potássio na banana é 451,0 mg/banana;
• A concentração de gordura na maçã é 0,5g/140 g de maçã. 
 (SARDELLA;FALCONE, 2005, p. 226) 
 
Geralmente, qualquer relação estabelecida entre a quantidade de soluto e 
a quantidade da solução (ou de solvente) é denominada CONCENTRAÇÃO DE 
UMA SOLUÇÃO. Como as quantidades dos componentes podem ser expressas de 
maneiras diferentes (massa, volume, mols), a concentração de uma solução pode 
ser expressa de maneiras diferentes. 
Para descobrirmos a relação entre a quantidade de soluto presente em uma 
solução, ou seja, a sua concentração, será necessário realizarmos alguns cálculos 
matemáticos, e estes serão resolvidos através de algumas fórmulas. E para facilitar 
a interpretação dos dados, segue uma Convenção:
Índice 1 – Refere-se ao soluto;
Índice 2 – Refere-se ao solvente;
Sem índice – Refere-se à solução.
Para resolver corretamente os exercícios, você, acadêmico, deve observar com 
muita atenção a convenção adotada e substituir corretamente nas fórmulas a convenção 
sugerida.
ATENCAO
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
140
a) CONCENTRAÇÃO COMUM (C)
Concentração Comum (C) de uma solução é razão (relação) estabelecida 
entre a massa do soluto (m1) e o volume dessa solução.
 m1
 C = -------- 
 V 
Onde:
m1 = massa do soluto
V = volume da solução
C = concentração comum
Unidade: g/Litro ou g/mL ou g/cm3
Exemplos:
1) São dissolvidos 8 g de sacarose em água suficiente para 500 cm3 de solução. Qual é a 
concentração comum dessa solução, em g/L?
 
Resolução
m1 = 8 g
V = 500 cm3 = 0,5 L
C = ?
 m1 8 g
C = --------- C = --------- C = 16 g/L
 V 0,5 L 
2) Determine a massa ingerida por uma pessoa ao tomar um copo de 250 mL de 
limonada, na qual o açúcar está presente na concentração de 96 g/L.
 
Resolução
m1 = ?
V = 250 cm3 = 0,25 L
C = 96 g/L
 m1 
C = ------ m1 = C . V m1 = 96 g/L . 0,25 L
 V
 m1 = 24 g 
 
TÓPICO 3 | DISPERSÕES
141
b) DENSIDADE ABSOLUTA
Densidade absoluta (d) de uma solução é a razão (relação) estabelecida entre 
a massa e o volume dessa solução: 
Onde:
m = massa da solução;
V = volume da solução;
d = densidade absoluta da solução;
Unidade: g / litro; g/ml ou g/cm3
Exemplo: Calcular a densidade absoluta de uma solução que apresenta 
massa de 50 g e volume de 200 cm3.
Resolução
 m = 50 g m 50 g
 V = 200 cm3 d = --------- d = ----------- d = 0,25 g/cm3
 d = ? V 200 cm3
5.1 TÍTULO EM MASSA (T)
Chamamos de título de uma solução a razão (relação) estabelecida entre 
a massa do soluto (m1) e a massa dessa solução (m), ambas medidas na mesma 
unidade. Assim:
 m1 m1
T = ---------------- ou T = ----------
 m1 + m2 m
Onde:
m1 = massa do soluto;
m2 = massa do solvente;
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
142
m = m1 + m2 = massa da solução;
T = título (número puro, isto é, sem unidade).
Podemos conhecer a porcentagem em massa do soluto na solução fazendo:
p1 = 100 T
Assim, se o título de uma solução é 0,2, isso significa que p1 = 100 . 0,2 = 20%. 
Isso quer dizer que a solução apresenta 20% em massa de soluto e, evidentemente, 80% 
em massa do solvente.
Exemplos: 
1) Uma solução é preparada dissolvendo-se 50 g de açúcar em 0,45 Kg de água. 
Qual o título dessa solução e qual a porcentagem em massa do soluto?
 
Resolução
m1 = 50 g m1 50 g
m2 = 0,45 Kg = 450 g T = ----------- T = -------------- T = 0,1 
T = ? m1 + m2 50 g + 450 g
Pp = ?
 
 Pp = 100 . T Pp = 100 . 0,1 Pp = 10%
2) O título de uma solução é 0,25. Calcule a massa do soluto, sabendo que a do 
solvente é de 60 g.
 
Resolução
m1 = ? m1 m1
m2 = 60 g T = ----------- 0,25 = ----------- m1 = 0,25 (m1+ 60 g)
T = 0,25 m1 + m2 m1 + 60 g
 
 15 g
 m1 = 0,25 . m1+ 15 g) m1 – 0,25 m1 = 15 g m1 = --------- 
 0,75
 m1 = 20 g
TÓPICO 3 | DISPERSÕES
143
5.2 RELAÇÃO ENTRE CONCENTRAÇÃO COMUM, 
DENSIDADE E TÍTULO
Podemos estabelecer uma relação entre concentração comum, densidade 
e título.
 m1 
Sabemos que: T = ---------- ⇒ m1 = mT 
 m 
 
 
 m1 mT
 C = ----------- ⇒ C = ---------- ⇒ C = d.T
 V V
 
Como título é um número puro e a densidade é dada, em geral, em gramas 
por mililitro, resultará concentração comum também em gramas por mililitro. Se 
quisermos obter a concentração comum nas unidades usuais (g/L), teremos que 
multiplicar o resultado da fórmula anterior por 1000:
C = 1 000 . d. T
Exemplo: Uma solução de Na2CO3 apresenta densidade igual a 1,15 g/cm3. 
Sabendo que 150 g dessa solução contêm 60 g de Na2CO3, calcular a concentração 
comum dessa solução.
Resolução
C = ? m1 60 g
d = 1,15 g/cm3 T = ----------- T = -------- T = 0,4 
m1 = 60 g m 150 g 
m = 150
 
C = 1 000 . d. T C = 1 000 1,15 . 0,4 C = 460 g/L
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
144
Onde:
n1 = número de mols de moléculas do soluto;
V = volume, em litros, da solução;
M = concentração molar;
Unidades: mols/litro ou molar.
A concentração molar durante muito tempo foi denominada molaridade. 
Contudo, atualmente o termo mais utilizado é Concentração Molar.
Assim, se uma solução é 0,5 molar (0,5 M ou 0,5 mol/L), isso significa que 
cada litro da solução contém 0,5 mol de soluto.
Como o número de mols é dado pela razão massa por mol, podemos 
estabelecer:
 
 m1
 m1 mol1 m1
n1 = ------- ⇒ M = ------------ ⇒ M = ----------------
 mol1 V mol1 V(L)
 
mol = massa molecular ou massa molar
5.3 CONCENTRAÇÃO MOLAR
Concentração molar (M) de uma solução é a razão (relação) estabelecida 
entre o número de mols de moléculas do soluto e o volume, em litros, da solução.
 n1
M = -----
 V
5.4 RELAÇÃO ENTRE CONCENTRAÇÃOCOMUM E 
CONCENTRAÇÃO MOLAR
Podemos ainda estabelecer uma relação importante entre a concentração 
comum, em g/L, a concentração molar e a densidade, em g/L:
 
 m1
C = -------- ⇒ m1 = CV
 V
TÓPICO 3 | DISPERSÕES
145
 m1 CV C
M = -------- = ----------- ⇒ M = -------- ou C = M . Mol1
 Mol1 V Mol1 V Mol1
Exemplos:
1) São dissolvidos 19,6 g de H2SO4 em água suficiente para 800 cm3. Qual é a 
molaridade dessa solução?
 
Resolução
m1 = 19,6 g m1 19,6 g
V = 800 cm3 = 0,8 L M = ------------- M = -----------------
Massa Molar do H2SO4 = 98 g/mol mol1 V(L) 98 g/mol . 0,8 L
M = ?
 M = 0,25 mol/L ou molar
2) Temos 400 mL de uma solução 0,15 M de NaOH. Determinar a massa de NaOH 
nessa solução e a concentração comum.
Resolução
V = 400 mL = 0,4 L 
M = 0,15 mol/L 
m1 = ? m1
C = ? M = ----------- m1 = M . mol1 . V(L)
Massa Molar do NaOH = 40 g/mol mol1 V(L) 
 m1 = 0,15 mol/L . 40 g/mol . 0,4 L 
 m1 = 2,4 g
 C = M . mol1 C = 0,15 mol/L . 40 g/mol C = 6 g/L
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
146
5.5 FRAÇÃO MOLAR
Para uma solução, são consideradas duas frações molares: a fração molar do 
soluto e a fração molar do solvente.
• Fração molar do soluto (x1) é a razão (relação) entre o número de mols de 
moléculas do soluto e o número total de mols de moléculas da solução.
• Fração molar do soluto (x2) é a razão (relação) entre o número de mols de 
moléculas do solvente e o número total de mols de moléculas da solução.
Assim: 
 n1 n2
 x1 = ----------------- ou x2 = -------------
 n1 + n2 n1 + n2
 
Onde:
n1 = número de mols do soluto;
n2 = número de mols do solvente;
x1 = fração molar do soluto;
x2 = fração molar do solvente.
Pode-se provar que para qualquer solução a soma das frações molares (soluto 
e solvente) é sempre igual a 1.
 X1 + X2 = 1
Exemplos:
 
1) Uma solução contém 5 mols de moléculas de soluto dissolvidos em 20 mols de 
moléculas de solvente. Determinar as frações molares.
Resolução
n1 = 5 mols
n2 = 20 mols
 n1 5 mols 
 x1 = ---------------- x1 = --------------------- x1 = 0,2
 n1 + n2 5 mols + 20 mols 
 
TÓPICO 3 | DISPERSÕES
147
 n2 20 mols
 x2 = ------------- x2 = --------------------- x2 = 0,8
 n1 + n2 5 mols + 20 mols
2) São dissolvidos 12,6 g de HNO3 em 23,4 g de água. Calcular as frações molares 
do soluto e do solvente. (Dado: H = 1; N = 14; O = 16; H = 1)
Resolução
 n1 n2
 x1 = ---------- ou x2 = -------------
 n1 + n2 n1 + n2
 
n1 = ? Como não temos definido o número de mols, devemos, inicialmente,
n2 = ? efetuar esses cálculos através da fórmula:
m1 = 12,6 g 
m2 = 23,4 g m 12,6 g
 n = -------, logo, n1 = ------------ n1 = 0,2 mols
 mol 63 g/mol 
 
 23,4 g
 n2 = ------------ n2 = 1,3 mols
 18 g/mol
 n1 0,2 mols 
x1 = ---------------- x1 = ------------------------ x1 = 0,133
 n1 + n2 0,2 mols + 1,3 mols
 n2 1,3 mols
x2 = ------------- x2 = ------------------------ x2 = 0,866
 n1 + n2 0,2 mols + 1,3 mols
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
148
Onde: 
n1 = número de mols de moléculas do soluto;
m2 = massa, em quilogramas, do solvente;
W = concentração molal.
A concentração molal foi denominada como molalidade, contudo o termo 
utilizado atualmente é Concentração Molal.
 m1
Sabemos que n1 = ----------. Então:
 mol1
 n1
 n1 mol1 m1
W = ---------- = ----------- ⇒ W = ------------------- 
 m2(kg) m2(kg) mol1 . m2 (kg)
Considerando a massa m2 em gramas, temos:
 1 000 . m1
 W = ----------------
 mol1 . m2
 
Assim, se uma solução é 3 molal, isso significa que, para cada 1000 g (1 kg) 
do solvente, existem 3 mols de soluto.
5.6 CONCENTRAÇÃO MOLAL (W)
Concentração molal (W) de uma solução é a razão (relação) estabelecida 
entre o número de mols do soluto e a massa do solvente, em quilogramas.
 n1
W = ----------
 m2(kg)
TÓPICO 3 | DISPERSÕES
149
Exemplo: Prepara-se uma solução dissolvendo-se 60,6 g de KNO3 em 2000 g 
de água. Qual é a concentração molal dessa solução? (Dado: K = 39; N = 14; O = 16)
 
Resolução
m1 = 60,6 g
m2 = 2 000 g
mol1
 = 101 g/mol
 1 000 . m1 1 000 . 60,6 g
 W = ---------------- W = ------------------------ W = 0,3 mol
 mol1 . m2 101 g/mol . 2 000 g
150
RESUMO DO TÓPICO 3
Neste tópico você aprendeu que:
• Dispersão é uma mistura de disperso com dispersante.
• As dispersões são classificadas em soluções, coloides e suspensão.
• Solução é definida como uma mistura homogênea. 
• As soluções podem ser sólidas, líquidas, gasosas, iônicas ou moleculares.
• Existe solução saturada, insaturada e supersaturada.
• Existem várias maneiras de calcular a concentração de uma solução.
• Concentração comum é uma relação entre a massa de soluto e o volume da 
solução.
• Densidade absoluta é uma relação entre a massa da solução e o volume da solução.
• Título em massa é uma relação entre a massa do soluto e a massada solução.
• Título pode ser expresso na forma de porcentagem, constituindo a porcentagem 
em massa do soluto.
• Existe uma relação entre a concentração comum, densidade e título.
• Concentração molar é uma relação entre o número de mols do soluto e o volume 
da solução expresso em litros.
• Existe uma relação entre a concentração comum e a concentração molar.
• Fração molar é uma relação entre os números de mols de solutos e solventes.
• Molalidade é uma relação entre o número de mols do soluto e a massa do solvente.
151
AUTOATIVIDADE
1 Calcular a concentração comum (em g/L) de uma solução de KNO3 sabendo-se 
que ela encerra 60 g do sal em 300 cm3. 
2 Dê o título de uma solução que foi constituída com 8 gramas de gás clorídrico 
e 392 gramas de água. 
3 Calcule a massa de soluto existente em 400 g de uma solução cujo título é igual 
a 0,2. 
 
4 Uma xícara contém 200 cm3 de leite adoçado com 6,84 g de açúcar comum 
C12H22O11 (sacarose). Determine a concentração molar do açúcar comum (Dado: 
Massa molar = 342 g/mol).
152
153
TÓPICO 4
DILUIÇÃO E MISTURA DE SOLUÇÕES
UNIDADE 3
1 INTRODUÇÃO
O processo da diluição é muito comum no nosso dia a dia. Xaropes de 
groselha ou suco de frutas concentrados, por exemplo, não são consumidos da 
maneira como são comercializados, ou seja, é necessário misturá-los com água. 
Assim, essas soluções aquosas, para serem ingeridas, devem passar por uma 
diluição, de acordo com instruções contidas nos rótulos das embalagens. 
Outro exemplo em que se usa a diluição ocorre quando uma criança, depois 
de usar xampu em excesso e para que a mãe não perceba isso, acrescenta água no 
frasco com xampu. Lógico que as mães percebem facilmente o que foi feito, pois o 
xampu adulterado apresenta uma viscosidade menor que a original, ou seja, ele é 
mais “ralo”.
 
Note que, nesses exemplos de diluição mencionados, o procedimento foi o 
mesmo, ou seja, adiciona-se certa quantidade de água (solvente) à solução inicial, 
obtendo-se uma nova solução menos concentrada ou mais diluída. (USBERCO; 
SALVADOR, 1999).
Então, a diluição é um processo que implica no decréscimo da concentração 
de uma solução. Para conseguir esse decréscimo, podemos juntar solvente à solução 
ou retirar uma parcela do soluto nela presente.
Na figura a seguir, vamos considerar o acréscimo de solvente:
FIGURA 38 - PROCESSO DE DILUIÇÃO
Solução A Solução B
FONTE: SARDELA, A. Curso de Química. Físico-Química, 1997, p. 36. 
154
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
 m1 m1
 CA = ------ ou CB = -------
 VA VB
Disso, concluímos que:
m1 = CA . VA 
m1 = CB . VB CA . VA = CB . VB
 n1 n1
 MA = ----- ou MB = ------
 VA VB
 
n1 = MA . VA 
n1 = MB . VB MA . VA = MB . VB
Exercício resolvido
1) Considere 40 mL de uma solução 0,5 M de NaCl. Que volume de água deve ser 
adicionado para que a sua concentração caia para 0,2 M?
Resolução
VA = 40 mL Como o volume de água adicionado é obtido da diferença 
entre
MA = 0,5 molar o volume da solução final e da solução inicial, devemos em 
Vágua = ? primeiro lugar determinar o volume da solução final (VB).
M2 = 0,2 molar
V2 = ? 
 MA . VA = MB . VB 0,5 molar . 40 mL = 0,2 molar . VB
 
 0,5 molar . 40 mL
 VB = ---------------------- VB = 100 mL 
 0,2 molar
 Vágua = VB - VA
 Vágua = 100 mL – 40 mL Vágua = 60 mL
TÓPICO 4 | DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES E MISTURA DE SOLUÇÕES
155
2) Calcule a concentração molar de uma solução obtida a partir de 1 L de solução 
de KNO3 0,3 M, à qual são acrescentados 500 mL de água pura.
Resolução
VA = 1 L Como o volume da solução A está expresso em litros, devemos 
MA = 0,3 molar transformar o volume da solução B também em litros. 
M2 = ?
V2 = 500 mL = 0,5 L
 
 MA . VA = MB . VB 0,3 molar . 1 L = MB . 1,5 L
 
 0,3 molar . 1L
 MB = ------------------ MB = 0,2 molar 
 1,5 L
2 MISTURA DE SOLUÇÕES
2.1 MISTURA DE SOLUÇÕES QUE APRESENTAM O MESMO 
SOLUTO E O MESMO SOLVENTE
Observe na Figura 40, uma mistura de duas soluções contendo o mesmo 
soluto e o mesmo solvente.
FIGURA 39 - MISTURA DE SOLUÇÕES
 Solução A Solução B Solução resultante
FONTE: SARDELA, A. Curso de Química. Físico-Química, 1997, p. 37. 
156
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
 m1A m1B m1A + m1B
CA = ------ CB = ------- Cr = ------------- 
 VA VB VA + VB
 m1A = CA . VA 
 m1B = CB . VB e 
 m1A + m1B = Cr . (VA + VB) CA.VA + CB.VB = Cr . (VA + VB)
ou
 n1A n1B n1A + n1B
 MA = ------- MB = --------- Mr = --------------
 VA VB VA + VB
 
 
 n1A = MA . VA 
 
 n1B = MB . VB 
 
 n1A + n1B = Mr . (VA + VB) MAVA + MBVB = Mr . (VA + VB)
 
Exercício resolvido:
Em 30 cm3 de solução de HNO3 0,1 M foram adicionados a 20 cm
3 de solução 
0,2 M do mesmo ácido. Calcular a molaridade da solução resultante.
Resolução
 VA = 30 cm3 VB = 20 cm3 Mr = ?
 MA = 0,1 molar MB = 0,2 molar VA + VB = 50 cm3
 MAVA + MBVB = Mr . (VA + VB)
 
 0,1 . 30 + 0,2 . 20 = Mr . 50 
TÓPICO 4 | DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES E MISTURA DE SOLUÇÕES
157
 0,1 . 30 + 0,2 . 20
 Mr = ----------------------- Mr = 0,14 molar
 50
2.2 ANÁLISE VOLUMÉTRICA: TITULOMETRIA OU TITULAÇÃO
Análise volumétrica é procedimento laboratorial para determinar a 
concentração de uma solução. Nessa análise faz-se reagir um volume conhecido 
de uma solução, chamada solução-problema, com outra solução conveniente, 
chamada solução-padrão, e determina-se com o maior rigor possível o volume da 
solução-padrão, que deve ser exatamente o necessário para reagir com o volume 
conhecido da solução-problema. (SARDELLA; FALCONE, 2005, p. 239).
Para se determinar a concentração da solução-problema, é necessário 
saber quando a reação termina (ponto final, ponto estequiométrico ou ponto de 
equivalência da reação). Isto é possível pela adição de indicadores que determinam 
o término da reação pela mudança de coloração. A mudança de cor do indicador 
ocorre de forma rápida, o que torna fácil detectaro ponto estequiométrico da 
reação.
 
Os principais indicadores utilizados em laboratórios, nesse processo, são a 
fenolftaleína e metil orange. 
Para que seja possível interpretar uma titulação é necessário que se tenha a 
relação estequiométrica da equação química envolvida na reação.
 
Nesse caderno de estudos de Química Geral iremos estudar apenas o 
processo de dosagem por volumetria (análise volumétrica). A figura a seguir 
mostra a Titulação ácido-base.
158
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
FIGURA 40 - ESQUEMA DA TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
FONTE: Disponível em: <http://image.slidesharecdn.com/11acidosbasestitulacao-
130515181826-phpapp02/95/cidos-bases-e-ph-11ano-fq-a-64-638.jpg?cb=1368642046>. 
Acesso em: 17 fev. 2016.
Os processos volumétricos constituem a análise química quantitativa 
denominada volumetria ou análise volumétrica.
Em laboratório, para determinar o volume da solução-problema e o volume 
gasto da solução-padrão, são utilizados frascos especiais.
Nesta análise, deve reagir um volume conhecido da solução-problema 
que é colocado no erlenmeyer juntamente com a substância indicadora, que é 
responsável para detectar o ponto final da reação, e na bureta é colocada a solução-
padrão conveniente.
Em seguida, determina-se com o maior rigor possível o volume da solução-
padrão, o qual deve ser exatamente o necessário para reagir com o volume 
conhecido da solução-problema. 
O Ponto Final
Em uma reação ácido-base, um íon H+ da solução ácida reage com um íon 
OH- da solução básica para formar uma molécula de água: 
H+(aq) + OH
-
(aq) → H2O(L)
TÓPICO 4 | DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES E MISTURA DE SOLUÇÕES
159
Para que ocorra a neutralização completa entre a solução ácida e a solução 
básica, é necessário que a quantidade de mols de H+ adicionados do ácido seja 
igual à quantidade de mols de OH- presentes na base.
Quando, na reação, as quantidades de íons H+(aq) e OH
-
(aq) se igualam, 
atingimos o ponto de equivalência (ponto estequiométrico) da titulação.
Observe o quadro a seguir:
QUADRO 20 – SOLUÇÃO-PROBLEMA E SOLUÇÃO-PADRÃO
Solução-problema:
 V1 = volume escolhido (e, portanto, conhecido) para reagir com a 
solução-padrão
 M1 = concentração desconhecida
 
 n1 = nº de mols desconhecido
Solução-padrão:
 V2 = volume gasto na reação com o volume escolhido da solução-
problema
 M2 = concentração conhecida
 n2 = nº de mols conhecido
FONTE: SARDELLA, Antônio. Curso de Química – Físico-Química. vol. 2 (1997, pág. 47)
Após a reação, determinamos o número de mols de soluto na solução-padrão 
e, a partir dos coeficientes da equação química balanceada, o número de mols de 
soluto na solução-problema. Obtemos, desse modo, a concentração da solução-
problema.
Tipos de Volumetria
Conforme a natureza da reação que se desenvolve entre a solução-problema 
e a solução-padrão, distinguem-se três tipos importantes de volumetria: por 
neutralização, por precipitação e por oxirredução.
 
Neste caderno utilizaremos o processo de volumetria por neutralização
Exemplo 1: Na titulação de 10,0 mL de ácido clorídrico, existente em uma 
amostra de suco gástrico, foram gastos 9,0 mL de uma solução 0,20 mol/ l de 
hidróxido de sódio. Qual é a concentração em mol/L do ácido na amostra?
 
160
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
Resolução
Solução-Problema (HCl): V = 10,0 mL
 n = número de mols presente na solução-
problema?
 M = concentração molar da solução-problema?
Solução-padrão (NaOH): V = 9,0 mL = 0,009 L
 n = número de mols presente na solução-problema?
 M = 0,20 mols/L
 
Nesse procedimento ocorre reação de neutralização e a quantidade de mols 
de HCl e a de NaOH reagem na proporção dos coeficientes da respectiva equação 
química, temos que:
1 HCl(aq) + 1 NaOH(aq) 1 NaCl(aq) + 1 H2O(L)
 
 proporção dos coeficientes → 1 mol reage 1 mol 
 no erlenmeyer → n(HCl) reage n(NaOH) 
Como: n
 M = --------- temos: n = M . V(L)
 V(L)
Logo: n(NaOH) = 0,20 mols/L . 0,009 L n(NaOH) = 0,0018 mols
Sabemos que: n(HCl) reage n(NaOH), então:
 
 0,0018 mols
M(HCl) = -------------- M(HCl) = 0,18 mols/L
 0,01 L
Exemplo 2: 25,0 mL de uma solução de NaOH (hidróxido de sódio) foram 
submetidos à titulação com uma solução de H2SO4 (ácido sulfúrico) de concentração 
0,10 mol/L. Terminada a titulação, verificou-se que foram gastos 26,5 mL da solução 
do ácido. Calcular a concentração molar da solução básica.
TÓPICO 4 | DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES E MISTURA DE SOLUÇÕES
161
Resolução
Solução-Problema (NaOH): V = 25,0 mL
 n = número de mols presente na solução-problema?
 M = concentração molar da solução-problema?
Solução-padrão (H2SO4): V = 26,5 mL = 0,0265 L
 n = número de mols presente na solução-problema?
 M = 0,10 mols/L
 
Nesse procedimento ocorre reação de neutralização e a quantidade de mols 
de H2SO4 e a de NaOH reagem na proporção dos coeficientes da respectiva equação 
química, temos que:
 1 H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq) 1 Na2SO4(aq) + 1 H2O(L)
 
 proporção dos coeficientes → 1 mol reage 2 mol 
 no erlenmeyer → n(ácido) reage n(base) 
Como: n
 M = --------- temos: n = M . V(L)
 V(L)
Logo: n(ácido) = 0,10 mols/L . 0,0265 L n(ácido) = 0,00265 mols
Da equação, temos:
2 mols de NaOH ------------------------- 1 mol de H2SO4
 n 0,00265 mols
n = 0,0053 mols
162
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
Sabemos que: n(ácido) reage n(base), então:
 
 0,0053 mols
M(base) = -------------- M(base) = 0, 212 mols/L
 0,025 L
Caro acadêmico, segue uma leitura complementar extremamente atual e 
importante para a ciência, bem como para os próximos desenvolvimentos tecnológicos. 
Boa leitura!
LEITURA COMPLEMENTAR
TEORIA DAS ONDAS GRAVITACIONAIS
Ciência confirma a teoria das ondas gravitacionais de Albert Einstein:
Experiência confirma a existência do ‘som do universo’, previsto por Albert Einstein 
há 100 anos.
A última grande previsão de Albert Einstein sobre o universo acaba de ser 
confirmada, um século depois de ser proposta: as ondas gravitacionais existem, 
e uma experiência nos Estados Unidos as detectou pela primeira vez. Confirmar 
a teoria das ondas gravitacionais de Einstein é o de menos. A descoberta abre a 
possibilidade de usar essas ondas para estudar o universo de uma forma totalmente 
nova. As ondas gravitacionais permitirão entender “como se formam os buracos 
negros e quantos existem, e também conhecer com mais detalhes o ciclo vital das 
estrelas e do universo”, ressalta Husa. Além disso, sinais cósmicos desse tipo 
mostrarão se esses violentíssimos encontros ocorrem conforme prevê a Teoria da 
Relatividade einsteiniana, ou se precisamos procurar outra explicação.
Segundo a Teoria Geral da Relatividade, há objetos que transformam parte da 
sua massa em energia e a emitem em forma de ondas, que viajam à velocidade da luz 
e deformam o espaço e o tempo à sua passagem. A origem das ondas gravitacionais 
por excelência é a fusão de dois buracos negros supermaciços, um dos eventos mais 
violentos depois do Big Bang. O gênio alemão as previu em 1916, mas também 
advertiu que, se realmente existirem fusões dessetipo, elas acontecem em lugares 
tão longínquos que suas vibrações seriam indetectáveis na Terra.
Os responsáveis pelo Observatório da Interferometria a Laser de Ondas 
Gravitacionais (LIGO), patrocinado pela Fundação Nacional de Ciências dos EUA, 
anunciaram nesta quinta-feira que seus cientistas captaram as ondas produzidas 
DICAS
TÓPICO 4 | DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES E MISTURA DE SOLUÇÕES
163
pelo choque de dois buracos negros, a primeira detecção direta que confirma a teoria 
de Albert Einstein. O anúncio ocorreu numa entrevista coletiva em Washington, 
transmitida pela internet. Os resultados científicos foram aceitos para publicação 
pela Physical Review Letters, segundo nota em Instituto Tecnológico da Califórnia 
(Caltech), uma das instituições que operam o laboratório.
“É uma descoberta histórica, que abre uma nova era de compreensão do 
cosmo”.
O primeiro sinal foi captado simultaneamente em 14 de setembro pelos 
detectores dessa experiência, aparelhos idênticos situados a 3.000 quilômetros 
um do outro. Esse sinal provinha de uma fusão que ocorreu há 1,3 bilhão de anos, 
um violento abraço entre dois buracos negros com uma massa entre 29 e 36 vezes 
maior que a do Sol. Em uma fração de segundo, uma massa equivalente ao triplo 
do Sol foi liberada na forma de ondas gravitacionais, um processo perfeitamente 
descrito na equação mais famosa do mundo: E=mc2 (energia é igual a massa vezes 
velocidade da luz ao quadrado).
A descoberta da existência das ondas gravitacionais abre um novo caminho 
na astronomia. Até agora, ela se centrava na luz em todas as suas variantes 
conhecidas, mas estas ondas são comparáveis ao som e permitem estudar objetos 
que antes eram totalmente invisíveis, especialmente os buracos negros.
Nas palavras de Alicia Sintes, física da Universidade das Ilhas Baleares (UIB) 
e líder do único grupo espanhol envolvido na experiência, nossos ouvidos agora 
começam a escutar “a sinfonia do universo”. “É uma descoberta histórica, que abre 
uma nova era na compreensão do cosmo”, ressaltou.
Sua equipe realizou simulações com supercomputadores que reproduzem, 
segundo a Lei da Relatividade, todos os fenômenos que essas ondas poderiam 
produzir: duplas de estrelas de nêutrons, supernovas, buracos negros... Essas 
simulações foram comparadas com a frequência do sinal real captado no LIGO, e 
assim foi possível saber o que exatamente aconteceu, qual é a fonte das ondas, a 
que distância se encontra etc.
“É parecido com esses aplicativos que escutam uma música num bar e dizem 
o artista e o nome da canção, mesmo que haja muito ruído ao redor”, explica Sascha 
Husa, pesquisador da UIB e desenvolvedor das simulações. “Exceto pelo Big Bang, 
as fusões de buracos negros são os fatos mais luminosos do universo”, afirma.
Detector LIGO
Os objetos que produzem ondas gravitacionais estão a milhões de anos-luz, tão 
longe da Terra que chegam aqui como ínfimas ondulações do espaço e do tempo. Para 
captá-las foi preciso construir o LIGO avançado, liderado pelos institutos tecnológicos 
da Califórnia (Caltech) e Massachusetts (MIT), mas com o qual colaboram também 
cerca de 1.000 cientistas de 15 países.
164
UNIDADE 3 | FÍSICO-QUÍMICA
O LIGO é o instrumento óptico mais preciso do mundo, com dois detectores 
separados por 3.000 quilômetros – um na Louisiana, o outro no Estado de 
Washington. Ambos estão compostos por dois feixes de laser com exatos quatro 
quilômetros, um comprimento que seria alterado com a passagem de uma onda 
gravitacional. Os instrumentos são capazes de detectar uma variação equivalente a 
um décimo de milésimo do diâmetro de um núcleo atômico, a medida mais precisa 
já obtida por qualquer ferramenta científica, segundo seus responsáveis.
A partir de agora, será preciso confirmar essa primeira detecção do LIGO e 
captar sinais de eventos diferentes. A isso se dedicam muitas equipes científicas mundo 
afora. Além do LIGO, neste ano começará a funcionar uma versão aprimorada de 
outro grande observatório de ondas gravitacionais, o europeu VIRGO, e recentemente 
foi lançada a missão LISA Pathfinder, com o objetivo de demonstrar a viabilidade de 
um futuro observatório espacial para fenômenos desse tipo.
A descoberta abre a possibilidade de que essas ondas sejam usadas para 
estudar o universo de uma forma totalmente nova. 
FONTE: Disponível em: <http://brasil.elpais.com/brasil/2016/02/11/ciencia/1455201194_750459.
html>. Acesso em: 15 fev. 2016. 
165
RESUMO DO TÓPICO 4
 Neste tópico você aprendeu que:
• Diluir significa diminuir a concentração de uma solução.
• Para se diluir uma solução, geralmente adiciona-se solvente puro.
• As misturas de soluções podem ser: do mesmo soluto e o mesmo solvente, mesmo 
solvente com solutos diferentes e que não reagem entre si, e solutos diferentes 
que reagem entre si e o mesmo solvente.
• Titulometria ou titulação é uma técnica aplicada na dosagem das soluções, ou 
seja, determina a concentração de uma solução desconhecida estabelecendo uma 
reação química entre uma solução de concentração conhecida. 
• Solução-padrão é a solução de concentração conhecida e solução-problema é a 
solução de concentração desconhecida. 
• Indicadores são substâncias que, em contato com uma solução-problema, 
apresentam uma mudança de cor. Quando a reação termina, essa coloração acha-
se alterada.
166
AUTOATIVIDADE
1 300 mL de água foram adicionados a 700 mL de uma solução 0,4 M de NaCl. 
Calcule a molaridade da solução resultante. 
2 A 400 mL de solução de glicose de concentração 10 g/L foram adicionados a 
600 mL de água. Calcule a concentração em g/L da solução obtida.
3 Qual a quantidade de água que se deve adicionar a 250 mL de uma solução 
2,0 M de NH4Cl, de modo que a concentração final seja igual a 0,5 M? 
167
REFERÊNCIAS
BIANCO, Renata Joaquim Ferraz. Química inorgânica e orgânica. São Paulo: 
Pearson, 2014.
BIANCO, Renata Joaquim Ferraz. Química geral e orgânica. Indaial: 
UNIASSELVI, 2012.
BRADY, James E. Química geral. Rio de Janeiro: LTC, 1986.
BUENO, Willie et al. Química geral. São Paulo: McGraw-Hill do Brasil, 1978.
CODATA. Unified atomic mass unit. Disponível em: <http://physics.nist.gov/cgi-
bin/cuu/Value?tukg|search_for=nonsi_in!>. Acesso em: 3 jul. 2007. 
COVRE, Geraldo José. Química total. São Paulo: FTD, 2001.
EBBING, Darrell D. Química Geral. 2. v. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e 
Científicos Editora S.A., 1996.
FELTRE, Ricardo. Química. 2 v. São Paulo: Moderna, 1996.
IUPAC. IUPAC Goldbook - Definição de unidade de massa atômica. Disponível 
em: <http://goldbook.iupac.org/U06554.html>. Acesso em: 3 jul. 2007. 
KOTZ, John C.; TREICHEL, Paul M. Jr. Química geral e reações químicas. Rio 
de Janeiro: Pioneira Thomson Learning, 2005.
LEMBO, Antônio. Química: Realidade e Contexto. São Paulo: Ática, 2000.
MAHAN, Bruce M.; MYERS, Rollie J. Química um curso universitário. 4. ed. São 
Paulo: Editora Edgard Blücher Ltda., 1995.
NABUCO, João Roberto da Paciência; BARROS, Roberto Vizeu. Química geral e 
inorgânica. Rio de Janeiro: Ao Livro Técnico S/A, 1985.
PERUZZO, Francisco Miragaia; CANTO, Eduardo Leite. Química na abordagem 
do cotidiano. Volume Único. São Paulo: Moderna, 2002.
RUSSEL, B. John. Química Geral. 2 v. São Paulo: Makron Books, 1994.
SARDELLA, Antônio; MATEUS, Edegar. Curso de Química. São Paulo: Ática, 
1998.
SARDELLA, Antônio. Curso de Química. 2 v. São Paulo: Ática, 1998. 
168
SARDELLA, Antônio; FALCONE, Marly. Química – série Brasil. São Paulo: Ática, 
2005. 
USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química geral. 2 v. São Paulo: Saraiva, 
1995.
USBERCO, João; SALVADOR, Edgar. Química. 4. ed. São Paulo: Saraiva, 1999.
USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química. 5. ed. São Paulo: Saraiva, 2006.