UERJ QUÍMICA 5

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Soluções são misturas de duas ou mais substâncias, elas podem ser classificadas adotando os seguintes critérios: Estado de agregação, Razão soluto/solvente e Natureza das partículas dispersas.
Estado de agregação: quanto a este aspecto, as soluções podem ser sólidas, líquidas ou gasosas.
Solução Sólida: os componentes desse tipo de solução se encontram no estado sólido (à temperatura ambiente).
Solução Líquida: os componentes dessa solução se encontram no estado líquido.
Solução Gasosa: todos os componentes dessa solução se encontram no estado gasoso.
Razão soluto/solvente: esta propriedade relaciona a quantidade de soluto em relação à quantidade de solvente, e classifica as soluções em diluídas, concentradas, saturadas e supersaturadas.
Solução diluída: a quantidade de soluto é muito pequena em relação à de solvente, sendo assim, a solução se encontra completamente diluída.
Solução concentrada: quando a quantidade de soluto é grande em relação à de solvente, ou seja, a solução não se encontra dissolvida.
Solução saturada: neste caso, a quantidade de soluto é a máxima permitida para uma certa quantidade de solvente, em determinada temperatura.
Solução supersaturada: este é um sistema instável, pois a quantidade de soluto é maior que a máxima permitida.
Natureza das partículas dispersas: as soluções podem se classificar em moleculares e iônicas em função da natureza das partículas dispersas.
Solução molecular: as partículas dispersas neste caso são moléculas.
Solução iônica: as partículas dispersas se encontram na forma de íons. Estas soluções também são chamadas de soluções eletrolíticas, porque possuem a capacidade de conduzir corrente elétrica.
Exemplo:
Solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl). Observe os íons formados na reação:
NaCl → Na+ + Cl –
A classificação das soluções quanto à solubilidade é um importante recurso utilizado em laboratórios e indústrias por estar diretamente relacionado à produção ou ao estudo de um determinado material.
Para realizar a classificação de qualquer solução quanto à solubilidade, é fundamental conhecer o coeficiente de solubilidade do soluto em relação ao solvente, presentes na mistura.
Obs.: O coeficiente de solubilidade é uma variável física que especifica a quantidade de soluto que um determinado solvente consegue dissolver, em uma dada temperatura.
A seguir, especificamos cada uma das classificações das soluções quanto à solubilidade:
Solução insaturada
Solução insaturada é aquela que apresenta uma quantidade de soluto dissolvida menor que a especificada no coeficiente de solubilidade, ou seja, ainda é possível adicionar ao solvente uma quantidade de soluto, que será dissolvida.
Por exemplo, se o coeficiente de solubilidade do NaCl em água é de 36 g a cada 100 g de H2O, a 20 oC, temos uma solução insaturada se prepararmos uma solução com 30 g de NaCl em 100 g de H2O, a 20 oC.
Representação de uma solução insaturada referente ao coeficiente de solubilidade
Porém, a solução insaturada pode ser classificada em diluída ou concentrada, de acordo com o seguinte critério:
Diluída: solução insaturada cuja quantidade de soluto dissolvida não chega nem a 50% da quantidade especificada no coeficiente de solubilidade. Assim, no caso da solução de NaCl, seria aquela preparada com 10 g de NaCl em 100 g de H2O, a 20 oC.
Representação da solução insaturada referente ao coeficiente de solubilidade proposto
Concentrada: solução insaturada cuja quantidade de soluto de soluto dissolvida é maior ou igual a 50% da quantidade especificada no coeficiente de solubilidade. Por exemplo, no caso da solução de NaCl, seria aquela preparada com 20 g de NaCl em 100 g de H2O, a 20 oC.
Representação da solução insaturada concentrada
Solução saturada
Solução saturada é aquela que apresenta uma quantidade de soluto dissolvida exatamente igual à especificada no coeficiente de solubilidade, ou seja, se adicionarmos ao solvente qualquer outra quantidade extra de soluto, ela não será dissolvida.
Se o coeficiente de solubilidade do NaCl em água é de 36 g a cada 100 g de H2O, a 20 oC, temos uma solução saturada se prepararmos uma solução com 36 g de NaCl em 100 g de H2O, a 20 oC.
Representação da solução saturada referente ao coeficiente de solubilidade proposto
Agora, se prepararmos uma solução com 40 g de NaCl e 100 g de H2O, a 20 oC, 36g de NaCl serão dissolvidos (saturando o solvente) e os 4 g restantes serão depositados no fundo do recipiente. Por causa disso, a solução é classificada em saturada com corpo de fundo.
Representação da solução saturada com corpo de fundo
Solução supersaturada
Solução supersaturada é aquela que apresenta uma quantidade de soluto dissolvida superior à especificada no coeficiente de solubilidade. Para que esse tipo de solução seja formada, devemos realizar os seguintes procedimentos experimentais:
1o passo: Preparo de uma solução saturada com corpo de fundo (por exemplo, 40 g de NaCl em 100 g de água a 20 oC);
2o passo: Aquecimento da solução saturada com corpo de fundo até que todo o corpo de fundo seja dissolvido;
3o passo: resfriamento da solução.
Representação da preparação de uma solução supersaturada
Após a realização desse procedimento, todo o soluto que formava o corpo de fundo passa a estar dissolvido no solvente, formando a solução supersaturada.
Caso alguma perturbação seja realizada na solução supersaturada, toda a massa de soluto dissolvida que supera o coeficiente de solubilidade passa a ser novamente corpo de fundo.
Representação da solução deixando de ser supersaturada
O tema solução, geralmente integrante dos currículos do 2° ano do Ensino Médio brasileiros, aborda um capítulo de fundamental importância para o estudante, uma vez que abrange aspectos teóricos, laboratoriais e cálculos químicos. Dessa forma, apresenta-se nesse texto uma introdução teórica ao assunto, que visa facilitar sua apresentação aos alunos, tanto na escola como no laboratório de química.
Definição
Soluções são misturas homogêneas que apresentam uma única fase. Por exemplo, determinada massa de cloreto de sódio, ao ser completamente diluída em certo volume de água, forma uma solução.
Componentes
Uma solução verdadeira é  constituída, no mínimo, por dois componentes:
SOLUTO: é aquele que está presente em menor proporção, em massa.
SOLVENTE: é aquele que está presente em maior proporção, em massa.
Sendo que a mistura homogênea entre soluto e solvente recebe o nome de solução. Nem toda solução apresentará a água como solvente, conforme pode se observar abaixo:
Ao misturarmos 1g de cloreto de sódio (NaCl) em 1 litro de H2O, teremos uma solução, na qual o NaCl é o soluto e a água é o solvente
O álcool comercial comprado em supermercados trata-se de uma mistura homogênea entre álcool e água, geralmente constituída de 92% de álcool e 8% de água. Nesse caso, o álcool é o solvente e a água é o soluto.
Classificações
Uma solução pode ser classificada a partir de várias de suas propriedades, sendo de maior importância as classificações abaixo:
Quanto ao estado físico: Poderemos ter uma solução em qualquer estado físico da matéria sendo assim: 
Soluções Sólidas: recebem o nome de ligas, e geralmente tratam-se de uma mistura homogênea entre metais. Por exemplo, o ouro 18 quilates é uma mistura constituída por ouro, cobre e prata. Já o bronze é uma mistura dos metais zinco e estanho.
Soluções Líquidas: podem ser de três naturezas distintas: 
Sólidos dissolvidos em líquidos: por exemplo, água do mar é uma solução que apresenta vários solutos, entre eles, cloreto de sódio, cloreto de magnésio (MgCl2) e bicarbonatos (HCO3-).
Líquidos dissolvidos em líquidos: por exemplo, temos o combustível denominado gasolina, que é uma mistura de hidrocarbonetos derivados do petróleo, e álcool, em uma proporção aproximada de 80% para 20%.
Gases dissolvidos em líquidos: por exemplo, em um aquário deve-se diluir gás oxigênio (O2) na água, sendo este gás o responsável pela respiração dos peixes. Sendo assim,caso o aquário não permaneça aberto, é necessário injetar-se regularmente este gás por meio de um cilindro.
Soluções Gasosas: são aquelas constituídas apenas por gases, sendo que toda mistura entre gases apresenta uma única fase, sendo, portanto, uma solução. Por exemplo, o ar atmosférico é uma mistura constituída por 78% de gás nitrogênio (N2), 21% gás oxigênio e 1% de outros gases.
Quanto à natureza das partículas dispersas: De acordo com a natureza do soluto, podemos ter dois tipos de soluções: 
Soluções Iônicas: são aquelas que apresentam íons dissolvidos. São chamadas também de soluções eletrolíticas, pois conduzem corrente elétricas. Por exemplo, ao diluirmos 1g de sal de cozinha (NaCl) em água, teremos uma solução que apresenta os íons Na+ e Cl- dissolvidos, de acordo com o esquema abaixo: 
 
Soluções moleculares: são aquelas formadas por moléculas dissolvidas. São também chamadas de não eletrolíticas, pois não conduzem corrente elétrica. Por exemplo, ao repetirmos o procedimento anterior, mas desta vez utilizando o açúcar (C12H22O11) ao invés do sal, perceberemos (de acordo com a equação abaixo) que não há separação do soluto, portanto, trata-se de uma solução constituída por moléculas dissolvidas, molecular.
Quanto à proporção entre soluto e solvente: De acordo com as quantidades em massa de soluto e solvente presente na solução, poderemos ter quatro possibilidades de classificação. Para compreendê-las, precisamos conhecer o conceito de coeficiente de solubilidade (CS). O CS representa a quantidade máxima de determinado soluto que poderemos dissolver em 100 g de água em temperatura ambiente. Assim, afirmar que CS NaCl = 37g/100g de H2O, significa que a cada 100g de água poderemos dissolver em temperatura ambiente, o máximo de 37g de NaCl. Agora, poderemos compreender as classificações mais simples possíveis para uma solução quanto à proporção entre soluto e solvente. 
Soluções diluídas: são aquelas que possuem uma pequena quantidade de soluto em relação à quantidade de solvente. Por exemplo, uma solução formada por 1g de NaCl para 100g de água.
Soluções concentradas: são aquelas que possuem grande quantidade de soluto em relação à de solvente. Por exemplo, uma solução formada por 30g de NaCl em 100g de água;
Soluções saturadas: são aquelas formadas pelo máximo de soluto permitido, em relação ao seu coeficiente de solubilidade. Por exemplo, uma solução constituída por 37g de NaCl em 100g H2O.
as soluções podem ser definidas como misturas homogêneas de duas ou mais substâncias. Elas são muito frequentes e importantes no nosso dia a dia: o ar que respiramos, por exemplo, é uma solução de diversos gases; o café e o leite que consumimos são soluções; a água do mar é uma solução de vários sais, etc.
Basicamente, uma solução é formada por dois componentes: o soluto, aquele que está presente em menor quantidade, e o solvente, que é componente predominante. Em outras palavras, o soluto é o disperso, enquanto o solvente é o dispersante.
Existem várias formas de classificar uma solução, de acordo com suas propriedades. Veja abaixo as principais classificações.
Segundo o estado físico
Soluções sólidas – são as soluções formadas apenas por componentes sólidos a temperatura ambiente. As ligas metálicas, como o latão, o ouro 18 quilates, o ouro branco, o aço, a amálgama e o bronze são alguns exemplos de soluções sólidas.
Soluções líquidas – ao menos um dos componentes é líquido. As soluções líquidas podem, ainda, ocorrer em três formas diferentes:
Soluções de sólidos em líquidos – formadas por solvente líquido e soluto sólido, como o soro fisiológico, que é uma mistura de água (líquida) e cloreto de sódio (sólido).
Soluções de líquidos em líquidos – tanto o solvente quanto o soluto são líquidos. O vinagre, por exemplo, é uma solução de ácido acético (líquido) em água (líquida).
Soluções de gases em líquidos – compostas por um solvente líquido e soluto gasoso. Como exemplo, podemos citar as águas dos rios, lagos e mares, que contêm oxigênio (O2) dissolvido.
Fazem parte desse grupo as soluções aquosas, ou seja, que têm a água como solvente.
Soluções gasosas – são soluções compostas somente por gases, como é o caso do ar atmosférico.
Segundo a proporção de soluto e solvente
Essa classificação é determinada de acordo com o coeficiente de solubilidade, que é a máxima quantidade de soluto que pode ser dissolvida em uma quantidade padrão de solvente, sob determinadas condições de temperatura e pressão. O cloreto de sódio, por exemplo, apresenta um coeficiente de solubilidade em água igual a 360 g/L em temperatura ambiente, o que significa que, um litro de água pode dissolver até 360 gramas de NaCl.
Sendo assim, as soluções podem ser classificadas em:
Soluções insaturadas – contêm uma quantidade de soluto menor do que a estabelecida pelo coeficiente de solubilidade. Por exemplo, uma solução de 20 g de NaCl em 1 litro de água.
Soluções saturadas – contêm uma quantidade de soluto exatamente igual ao coeficiente de solubilidade. Uma solução formada por 360 g de NaCl em 1 L de água é uma solução saturada.
Soluções supersaturadas – ultrapassaram a quantidade de soluto determinada pelo coeficiente de solubilidade. Se dissolvermos 400 g de NaCl em temperatura ambiente, por exemplo, teremos uma solução supersaturada.
Segundo a natureza do soluto
Soluções iônicas – são as soluções em que o soluto está sob a forma de íons. Uma solução aquosa de água e NaCl é um exemplo de solução iônica, pois o NaCl se dissocia em íons Na+ e Cl–. Essas soluções também podem ser classificadas como eletrolíticas, porque conduzem eletricidade.
Soluções moleculares – são as soluções em que o soluto se encontra sob a forma de moléculas. A mistura de água e açúcar é uma solução molecular, uma vez que o açúcar continua sob a forma de moléculas após ser dissolvido em água. Essas soluções são classificadas também como não eletrolíticas, pois não podem conduzir eletricidade.
Soluções são misturas de duas ou mais substâncias e apresentam um aspecto uniforme, ou seja, são homogêneas. Elas são formadas por um ou mais solutos (substâncias dissolvidas) e um solvente, que é a substância presente em maior quantidade e que dissolve as outras substâncias.
Na maioria das vezes, quando falamos de soluções, o que vem à mente são as soluções aquosas usadas em laboratórios, como as mostradas na imagem acima. Elas geralmente são formadas por um soluto sólido ou líquido dissolvido na água.
No entanto, não são apenas esses tipos de soluções químicas que existem, mas muitas outras, que podem ser classificadas de acordo com três critérios principais:
Estado físico da solução;
Estados físicos do soluto e do solvente;
Natureza do soluto.
Segundo cada um desses critérios, as soluções podem ser classificadas em:
→ Soluções sólidas
As soluções sólidas são formadas apenas por solutos e solventes sólidos. No cotidiano, os principais exemplos desse tipo de solução são as ligas metálicas. A medalha a seguir, por exemplo, foi produzida com a liga de bronze, que é uma mistura de aspecto homogêneo formada por estanho e cobre.
Uma medalha de bronze é uma solução sólida
→ Soluções Líquidas
As soluções líquidas possuem o solvente líquido, geralmente a água, e os solutos podem ser sólidos, líquidos ou gasosos.
a) Sólido – Líquido
Quando misturamos sal ou açúcar (sólidos) na água (líquido), temos um exemplo desse tipo de solução. Outros exemplos são: água do mar, que é formada por vários sais dissolvidos nela; o álcool iodado (tintura de iodo), que contém iodo dissolvido em álcool; e o soro fisiológico (solução aquosa com 0,9% em massa de cloreto de sódio – sal de cozinha).
O soro fisiológico é uma solução sólido-líquido
b) Líquido - Líquido
Tanto o soluto quanto o solvente são líquidos. Alguns exemplos são: água oxigenada, que é uma solução aquosa de peróxido de hidrogênio, e o álcool desinfetante ou álcool combustível, que é uma mistura de álcool e água.
O álcool hidratado é uma solução líquido-líquido
c) Gás - LíquidoO soluto é um gás e o solvente é um líquido. Exemplos: águas de aquários, mares, lagos e rios possuem os gases do ar dissolvidos, permitindo que os seres aquáticos sobrevivam. Além disso, os refrigerantes e a água com gás possuem o gás carbônico dissolvido.
A água com gás é uma solução gás-líquido
→ Soluções gasosas
Esse tipo de solução é formado pela mistura apenas de gases. O ar é um exemplo, pois sua composição aproximada é de 78% de gás nitrogênio, 21% de gás oxigênio e 1% de outros gases.
O ar atmosférico é uma solução gasosa
→ Soluções moleculares
São aquelas que possuem solutos moleculares que apenas se dissolvem em água e geram uma solução não eletrolítica, ou seja, que não conduz eletricidade. Um exemplo é a água com açúcar.
→ Soluções iônicas
Essas soluções são eletrolíticas, conduzem eletricidade e sua formação pode ocorrer de duas formas:
Quando colocamos solutos iônicos na água e eles sofrem uma dissociação iônica, ou seja, os seus íons são separados e ficam no meio aquoso. Exemplo: sal de cozinha (cloreto de sódio – NaCl – na água);
Quando colocamos solutos moleculares que reagem com a água, sofrendo ionização, ou seja, originam íons que ficam no meio aquoso. Exemplo: cloreto de hidrogênio (HCl) na água.
Gráficos das curvas de solubilidade
Conforme a explicação do texto Saturação das Soluções, as soluções químicas são formadas pela dissolução de um soluto em um solvente. Cada soluto possui um coeficiente de solubilidade específico, que é a quantidade máxima de soluto dissolvível em determinada quantidade de solvente a uma dada temperatura.
Construção de um gráfico com curva de solubilidade
Por exemplo, o coeficiente de solubilidade do KNO3 é 31,2 g em 100 g de água a 20 ºC. Se dissolvermos exatamente essa quantidade de nitrato de potássio em 100 g de água a 20 ºC, uma solução saturada. Qualquer quantidade adicional desse sal vai precipitar-se (forma um corpo de fundo no recipiente).
Ilustração de solução saturada e solução saturada com corpo de fundo
No entanto, o coeficiente de solubilidade varia com a temperatura. Assim, se aquecermos essa solução saturada com corpo de fundo de KNO3, o precipitado gradualmente se dissolverá na água. Observe a seguir os valores dos coeficientes de solubilidade do KNO3 em 100 g de água em diferentes temperaturas:
Observe que a solubilidade desse sal em água aumenta com o aumento da temperatura. Na maioria das substâncias, isso também acontece. Se colocarmos esses valores em um gráfico, teremos o seguinte:
Essa é a chamada curva de solubilidade do KNO3. Dizemos que ela é ascendente porque cresce com o aumento da temperatura.
Características das curvas de solubilidade dos solutos em um gráfico
Cada substância possui a sua curva de solubilidade para determinado solvente. Algumas dessas substâncias têm a solubilidade diminuída com o aumento da temperatura, como é o caso do CaCrO4, que possui curva de solubilidade descendente. Isso significa que, se aquecermos uma solução saturada desse sal, parte do sal dissolvido precipitar-se-á.
Já para outras substâncias, o aumento da temperatura não interfere tanto na solubilidade, como ocorre com uma solução de sal de cozinha (NaCl). Em 20 ºC, o coeficiente de solubilidade do NaCl é de 36 g em 100 g de água, mas, se aumentarmos a temperatura para 100ºC, essa solubilidade aumentará somente para 39,8 g, um aumento muito pequeno.
Existem também substâncias em que a solubilidade aumenta somente até certo ponto do aumento de temperatura, pois, depois dele, a solubilidade diminui. Isso acontece, por exemplo, com substâncias hidratadas, que, ao ser aquecidas, chegam a um momento em que desidratam. Por isso, como a sua composição muda, a sua variação de solubilidade com a temperatura também muda. Essa ocorrência pode ser observada no gráfico por meio de inflexões na curva de solubilidade.
A seguir, apresentamos um gráfico com as curvas de solubilidade de várias substâncias:
Curvas de solubilidade de diversos sais
Por meio desse tipo de gráfico, podemos comparar as solubilidades de diversos sais em um mesmo solvente e nas mesmas temperaturas.
Classificação de uma solução por meio de um gráfico com curva de solubilidade
As curvas de solubilidade também ajudam a determinar a saturação das soluções, ou seja, se elas são insaturadas, saturadas, saturadas com corpo de fundo ou supersaturadas. Veja um exemplo:
​
Veja quais são os tipos de solução indicados pelos pontos A, B e C:
A: Saturada com corpo de fundo. No ponto A, 30 g de soluto são dissolvidos em 100 g de água a 20ºC. A curva mostra que nesse ponto o coeficiente de solubilidade é cerca de 15 g/100 g de água. Assim, como a quantidade de soluto presente é maior, obtém-se uma solução saturada com corpo de fundo.
B: Saturada. O ponto B está localizado exatamente na curva de solubilidade, o que indica que a solução é saturada, pois há 30 g de soluto dissolvidos em 100 g de água a 40ºC. Esse é, então, exatamente o coeficiente de solubilidade desse soluto nessa temperatura.
C: Insaturada. Há 30 g de soluto dissolvidos em 100 g de água a 60ºC. A curva mostra que nesse ponto o coeficiente de solubilidade é maior que 50 g/100 g de água. Assim, como a quantidade de soluto dissolvida é menor que o coeficiente de solubilidade, há uma solução insaturada.
Assim, podemos concluir que:
Pontos acima da curva: soluções saturadas com corpo de fundo;
Pontos na curva: soluções saturadas;
Pontos abaixo da curva: soluções insaturadas.
O aumento da temperatura influencia na solubilidade dos solutos em determinada quantidade de solvente.
Por exemplo, se colocarmos certa quantidade de açúcar na água e parte dele não se dissolver, teremos uma solução saturada com corpo de fundo. No entanto, se levarmos essa solução para o aquecimento, veremos que o corpo de fundo irá se dissolver. Isso significa que a solubilidade do açúcar é aumentada com a elevação da temperatura.
Para a maioria das substâncias, um aumento da temperatura provoca um aumento na solubilidade. Abaixo temos uma tabela que relaciona a solubilidade do cloreto de amônio (NH4Cl) em 100 g de água em diferentes temperaturas:
Essa tabela nos mostra a máxima quantidade possível de soluto que se pode dissolver, ou seja, o seu coeficiente de solubilidade, em 100 g de água, a cada uma dessas temperaturas. A 20ºC a quantidade máxima de NH4Cl que se dissolve em 100 g de água é 37,2 g, originando uma solução saturada.
Note que com o aumento da temperatura, a massa de NH4Cl que se dissolve também aumenta. Assim, esses dados podem ser transpostos para um gráfico que mostra a curva de solubilidade do NH4Cl:
A curva ascendente mostra que a solubilidade realmente aumenta com a elevação da temperatura.
Entretanto, existem casos em que a solubilidade do soluto diminui com o aumento da temperatura. Como ocorre com Na2SO4, mostrado no gráfico abaixo, cuja curva de solubilidade é descendente.
Outro caso que pode ser também visto no gráfico, é o do cloreto de sódio (NaCl – sal de cozinha). A elevação da temperatura praticamente não altera a sua solubilidade.
Observe agora o Na2SO4: ele se torna mais solúvel com o aumento da temperatura até certo ponto, a partir do qual a solubilidade começa a diminuir.
Agora, um caso especial que não se pode deixar de mencionar ocorre quanto à solubilidade de sais hidratados, ou seja, sais que contêm na sua constituição um determinado número de moléculas de água agregadas. Um exemplo representado no gráfico acima é o do cloreto de cálcio hexa-hidratado (CaCl2 . 6 H2O). Nesse caso, na medida em que se aumenta a temperatura e esse sal vai se dissolvendo na água, ele vai sofrendo uma alteração no número de moléculas de água de cristalização, o que faz com que haja alterações na sua solubilidade. No gráfico, podemos observar isso por meio de inflexões na sua curva de solubilidade.
Isso tudo nos mostra que substâncias diferentes apresentam curvas de solubilidade diferentes.
grau de dissolução de um soluto em um solvente depende de vários fatores. Os mais importantessão:
- A natureza das partículas de solvente e soluto e as interações entre elas.
- A temperatura na qual a solução é formada.
- A pressão de um soluto gasoso.
Regra de Solubilidade
Solubilidade (Foto: Colégio Qi)
Quando se fala em solubilidade, é comum a afirmação “semelhante dissolve semelhante”. Ou seja, uma substância polar tende a se dissolver num solvente polar e uma substância apolar tende a se dissolver em um solvente apolar.
Sendo assim, fica mais fácil  entender por que muitas substâncias inorgânicas, como os sais e os ácidos, que são polares dissolvem-se na água que é um solvente polar, como por exemplo, água e álcool. Já as substâncias orgânicas que, geralmente, são apolares dissolvem-se em solventes orgânicos também apolares; por exemplo, é possível dissolver a parafina na gasolina, a gasolina no querosene, mas o mesmo não acontece se o solvente for a água. O mesmo acontece com óleo e água, que não se misturam.
Saturação de uma solução
Quando adicionamos sal comum à água gradativamente em temperatura constante e agitando continuamente,  é possível observar que, em dado momento, não ocorrerá a dissolução do sal, utilizando como exemplo o NaCl. Isso ocorrerá quando houver aproximadamente 360 g de sal para cada litro de água. A partir desse ponto, dizemos que a solução tornou-se saturada ou que a solução atingiu o seu ponto de saturação, pois qualquer quantidade de sal que for adicionada ao sistema irá precipitar ou formar corpo de fundo. 
O ponto de saturação depende do soluto, do solvente e das condições físicas ( a temperatura sempre influi e a pressão, em especial, em soluções que contêm gases).Este ponto é definido pelo coeficiente ou grau de solubilidade.
Coeficiente de Solubilidade 
O Coeficiente de Solubilidade é a quantidade necessária de uma substância para saturar uma quantidade padrão de solvente, em determinada temperatura e pressão. 
Por exemplo, os coeficientes de solubilidade em água a 0ºC:
- Para o NaCl é igual a 357g/L
- Para o CaSO4 é igual a 2 g/L 
Quando o coeficiente de solubilidade de uma substância em um determinado solvente possui valor próximo de zero, ou seja, praticamente nulo, dizemos que a substância é insolúvel nesse solvente. Um exemplo é o AgCl, cujo coeficiente de solubilidade em água é 0,014g/L. Quando se trata de dois líquidos, podemos dizer que são imiscíveis, é o caso da água e óleo. 
Em função do ponto de saturação, podemos classificar as soluções em:
- Insaturadas: são aquelas que contêm menos soluto do que o estabelecido pelo coeficiente de solubilidade;
- Saturadas: são aquelas que  atingiram o coeficiente de solubilidade. Está no limite da saturação;
- Supersaturadas: ultrapassam o coeficiente de solubilidade.
Esquema do aumento de massa de soluto em uma quantidade fixa de solvente (Foto: Colégio Qi)
Observando a representação gráfica, é possível notar que  o ponto de saturação representa um limite de estabilidade de uma solução. Por consequência, as soluções supersaturadas só existem em condições especiais e, quando ocorrem, são sempre instáveis.
Curvas de solubilidade 
Curvas de solubilidade são os gráficos que apresentam a variação dos coeficientes de solubilidade em função da temperatura. A tabela abaixo representa os coeficientes de solubilidade do KNO3 /100g. Desses dados, resultou a curva de solubilidade representada.
Solubilidade do KNO3 em água
	Temperatura (°C) 
	(g) KNO3 /100g de água 
	0 
	13,3 
	10 
	20,9 
	20 
	31,6 
	30 
	45,8 
	40 
	63,9 
	50 
	85,5 
	60 
	110 
	70 
	138 
	80 
	169 
	90 
	202 
	100 
	246 
Curva de Solubilidade do KNO3 (Foto: Colégio Qi)
- Para qualquer ponto em cima da curva de solubilidade, a solução é saturada.
- Para qualquer ponto acima da curva de solubilidade, a solução é supersaturada.
- Para qualquer ponto abaixo da curva de solubilidade, a solução é insaturada.
Solubilidade de gases em líquidos
Os gases, em geral, são pouco solúveis em líquidos.  Sua solubilidade depende consideravelmente da pressão e da temperatura. Aumentando-se a temperatura ,o liquido tende a “expulsar” o gás e, consequentemente, a solubilidade do gás diminui.
Aumentando-se a pressão sobre o gás, estaremos, de certo modo, empurrando o gás para dentro do liquido ,o que equivale a dizer que a solubilidade do gás aumenta. Quando o gás não reage com o líquido, a influência da pressão é expressa pela Lei de Henry, que estabelece: em temperatura constante, a solubilidade de um gás em um líquido é diretamente proporcional à pressão do gás.
Lei de Henry 
S = k.P, onde k é uma constante de proporcionalidade que depende da natureza do gás e do líquido ,e também, da própria temperatura.
A influência da solubilidade de um gás é utilizada no engarrafamento de refrigerantes. Essas bebidas são engarrafadas sob pressão de CO2. Quando a garrafa é aberta ,a pressão acima do liquido cai, e o excesso de CO2  antes dissolvido, escapa rapidamente , arrastando o liquido e produzindo a espuma que sai pela boca da garrafa.
Uma outra consequência do efeito da pressão na solubilidade de um gás é o doloroso e às, vezes, fatal acidente conhecido como “descompressão”. Isto ocorre quando uma pessoa sobe rapidamente de águas profundas (alta pressão) para a superfície (pressão menor). A rápida descompressão faz com que o ar, dissolvido no sangue e nos outros fluídos do corpo, borbulhe para fora da solução. Essas bolhas impedem a circulação do sangue e afetam os impulsos nervosos.
Exercícios 
(Fuvest-SP) Quatro tubos contêm 20 mL de água cada um. Coloca-se nesses tubos dicromato de potássio, (K2Cr2O7) nas seguintes quantidades:
Tubo A: 1,0 g
Tubo B: 3,0 g
Tubo C: 5,0 g
Tubo D: 7,0 g
A solubilidade do sal, a 20°C, é igual a 12,5g/100 mL de água. Após agitação, em quais tubos coexistem, nessa temperatura, solução saturada e fase sólida?
a) Em nenhum. 
b) Apenas em D
c) Apenas em C e D. 
d) Apenas em B, C e D.
e) Em todos.
Gabarito
Letra D.
100 ml___________12,5 g
20 ml____________X
x = 12,5⋅20100X = 2,5 g de K2Cr2O7 
Logo, só o tubo A apresentará o dicromato de potássio (K2Cr2O7) totalmente dissolvido. Nos demais tubos, as soluções estarão saturadas e apresentarão corpo de fundo.
(Fuvest-SP) Um analgésico em gotas deve ser ministrado na quantidade de 3 mg por quilograma de massa corporal, não podendo contudo exceder 200 mg por dose. Cada gota contém 5 mg de analgésico. Quantas gotas deverão ser ministradas a um paciente de 80 kg? Indique seu raciocínio.
Resolução
3 mg_____________1 kg de massa corporal
X mg____________80 kg de massa corporal
X = 3⋅80
X= 240 mg
Como não se pode exceder 200 mg por dose e cada gota contém 5 mg de analgésico, então:
200 mg divididos por 5 = 40 gotas.
SOLUÇÕES
As misturas podem ser homogêneas ou heterogêneas. 
As misturas homogêneas possuem uma fase distinta.
As misturas heterogêneas possuem duas ou mais fases distintas.
	Solução é uma mistura homogênea entre duas ou mais substâncias. O processo utilizado para obter essa mistura é chamdo de dissolução.
 
Uma solução é sempre formada pelo soluto e pelo solvente. 
 
Soluto – substância que será dissolvida.
Solvente – substância que dissolve.
A água é chamada de solvente universal. Isso porque ela dissolve muitas substâncias e está presente em muitas soluções. 
As soluções podem ser formadas por qualquer combinação envolvendo os três estados físicos da matéria: sólido, líquido e gasoso.
Exemplos de soluções no nosso dia-a-dia:
- álcool hidratado 
- acetona
- água mineral
- soro fisiológico
Tipos de Dispersão
Dispersão – são sistemas nos quais uma substância está disseminada, sob a forma de pequenas partículas, em uma segunda substância.
Um exemplo é a mistura entre água e areia em um copo. No início, a mistura fica turva, mas com o passar do tempo, as partículas maiores vão de depositando no fundo do copo. Mesmo assim, a água ainda fica turva na parte de cima. A água não ficará totalmente livre de areia.
De acordo com o tamanho das partículas,podemos classificar estas dispersões em solução verdadeira, colóide e suspensão.
Veja a seguir o diâmetro médio das partículas dispersas:
	Dispersão
	Diâmetro médio
	Soluções Verdadeiras
	Entre 0 e 1nm
	Colóides 
	Entre 1 e 1.000nm
	Suspensões
	Acima de 1.000nm
Obs. 1nm (nanômetro) = 1.10-9m
SOLUÇÃO
São misturas homogêneas translúcidas, com diâmetro médio das partículas entre 0 e 1nm.
Exemplos: açúcar na água, sal de cozinha na água, álcool hidratado.
 
COLÓIDES
São misturas homogêneas que possuem moléculas ou íons gigantes. O diâmetro médio de suas partículas é de 1 a 1.000nm. Este tipo de mistura dispersa facilmente a luz, por isso são opacas, não são translúcidas. 
Podem ser sólidas, líquidas ou gasosas.
O termo colóide vem do grego e significa "cola" e foi proposto por Thomas Grahm, em 1860 para as denominar as substâncias como o amido, cola, gelatina e albumina, que se difundiam na água lentamente em comparação com as soluções verdadeiras (água e açúcar, por exemplo). 
Apesar dos colóides parecerem homogêneos a olho nu, a nível microscópico são heterogêneos. Isto porque não são estáveis e quase sempre precipitam.
Exemplos: maionese, shampoo, leite de magnésia, neblina, gelatina na água, leite, creme.
Suspensão – são misturas com grandes aglomerados de átomos, íons e moléculas. O tamanho médio das partículas é acima de 1.000nm. 
Exemplos: terra suspensa em água, fumaça negra (partículas de carvã suspensam no ar).
  
COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE
Quando adicionamos sal a um copo com água, dependendo da quantidade colocada neste copo, o sal se dissolverá ou não. O mesmo acontece quando colocamos muito açúcar no café preto. Nem todo o açúcar se dissolverá no café. A quantidade que não se dissolver ficará depositada no fundo. 
O Coeficiente de Solubilidade é a quantidade necessária de uma substância para saturar uma quantidade padrão de solvente, em determinada temperatura e pressão.
Em outras palvras, a solubilidade é definida como a concentração de uma substância em solução, que está em equilíbrio com o soluto puro a uma dada temperatura. 
Exemplos:
AgNO3 – 330g/100mL de H2O a 25°C
NaCl – 357g/L de H2O a 0°C
AgCl – 0,00035g/100mL de H2O a 25°C
Veja que o AgCl é muito insolúvel. Quando o coeficiente de solubilidade é quase nulo, a substância é insolúvel naquele solvente. 
Quando dois líquidos não se misturam chamamos de líquidos imiscíveis (água e óleo, por exemplo). Quando dois líquidos se misturam em qualquer proporção, ou seja, o coeficeinte de solubilidade é infinito, os líquidos são miscíves (água e álcool, por exemplo).  
 
Classificação das Soluções Quanto à Quantidade de Soluto
De acordo com a quantidade de soluto dissolvida na solução podemos classificá-las em: solução saturada, solução insaturada e solução supersaturada.
Solução Saturada – são aquelas que  atingiram o coeficiente de solubilidade. Está no limite da saturação. Contém a máxima quantidade de soluto dissolvido, está em equilíbrio com o soluto não-dissolvido, em determinada temperatura. Dizer que uma solução é saturada é o mesmo que dizer que a solução atingiu o ponto de saturação. 
Solução Insaturada (Não-saturada) – são aquelas que contém menos soluto do que o estabelecido pelo coeficiente de solubilidade. Não está em equilíbrio, porque se for adicionado mais soluto, ele se dissolve até atingir a saturação. 
Solução Supersaturada – são aquelas que contém mais soluto do que o necessário para formar uma solução saturada, em determinada temperatura. Ultrapassa o coeficiente de solubilidade. São instáveis e podem precipitar,  formando o chamado precipitado (ppt) ou corpo de chão. 
CURVAS DE SOLUBILIDADE
São gráficos que apresentam variação dos coeficientes de solubilidade das substâncias em função da temperatura.
Veja os coeficientes de solubilidade do nitrato de potássio em 100g de água. A a partir destes dados é possível montar a curva de solubilidade.
	Temperatura (°C)
	(g) KNO3 /100g de água
	0
	13,3
	10
	20,9
	20
	31,6
	30
	45,8
	40
	63,9
	50
	85,5
	60
	110
	70
	138
	80
	169
	90
	202
	100
	246
Para qualquer ponto em cima da curva de solublidade, a solução é saturada.
Para qualquer ponto acima da curva de solubilidade, a solução é supersaturada.
Para qualquer ponto abaixo da curva de solubilidade, a solução é insaturada.
 Através do gráfico também é possível observar que a solubilidade aumenta com o aumento da tempratura. Em geral, isso ocorre porque quando o soluto se dissolve com absorção de calor (dissolução endotérmica). As substâncias que se dissolvem com liberação de calor (dissolução exotérmica) tendem a ser menos solúveis a quente.
Curva de Solubilidade de alguns sais
FONTE: http://www.furg.br/furg/depto/quimica/solubi.html
FONTE: http://luizclaudionovaes.sites.uol.com.br/solub.1.gif
Observando o gráfico acima sobre a solubilidade de alguns sais, responda:
1) Qual o soluto mais solúvel a 0°C?
É o KI, porque solubiliza quase 130g em 100g de água.
2) Qual o C.S. aproximado do NaNO3 a 20°C?
90
3) Se a temperatura de uma solução baixar de 70°C para 50°C, qual será aproximadamente a massa do KBr que precipitará?
70°C = 90g
50°C = 80g
Então: 90-80 = 10g
4)  Qual sal tem a solubilidade prejudicada pelo aquecimento?
Na2SO4
5) Se o KNO3 solubiliza 90g em 100g de água a 50°C, quanto solubilizará quando houver 50g de água?
x = 45g de sal KNO3 
6) Que tipo de solução formaria 80g do sal NH4Cl a 20°C? 
Solução Supersaturada.
Soluções Importantes no Cotidiano:
	Ácido Acético
	Ácido Acético a 4%
	Temperar alimentos 
	Álcool Hidratado
	Hidratado 96%
	Álcool doméstico, empregado na  em limpeza
	Soda Cáustica
	NaOH (líquido)
	Remoção de crosta de gorduras e fabricação de sabão 
	Soro Fisiológico
	NaCl (aquoso) 0,9%
	Medicina e limpeza de lentes de contato
	Formol
	Metanal 40%
	Conservação de tecido animal
	Aliança de ouro
	Ouro 18 quilates
	Joalheria
	Água Sanitária
	Hipoclorito de sódio a 5% 
	Bactericida e alvejante
Quanto à proporção do soluto/solvente
A solução pode ser:
- Concentrada: grande quantidade de soluto em relação ao solvente.
Exemplo: H2SO4 conc = ácido sulfúrico 98% + água 
- Diluída: pequena quantidade de soluto em relação ao solvente.
Diluir significa adicionar mais solvente puro a uma determinada solução.
Exemplo: água + pitada de sal de cozinha. 
 TIPOS DE CONCENTRAÇÃO
Concentração é o termo que utilizamos para fazer a relação entre a quantidade de soluto e a quantidade de solvente em uma solução. 
As quantidades podem ser dadas em massa, volume, mol, etc.
Observe: 
m1= 2g
n2 = 0,5mol
V = 14L
Cada grandeza tem um índice. Utilizamos índice:
1 = para quantidades relativas ao soluto 
2 = para quantidades relativas ao solvente
nenhum índice = para quantidades relativas à solução
Exemplos:
massa de 2g do soluto NaCl: m1= 2g
número de mols de 0,5mol do solvente água: n2 = 0,5mol
volume da solução de 14L: V = 14L
As concentrações podem ser:
Concentração Comum
Molaridade
Título
Fração Molar
Normalidade
Concentração Comum (C)
É a relação entre a massa do soluto em gramas e o volume da solução em litros. 
Onde:                                                                                                           
C = concentração comum (g/L)
m1= massa do soluto(g)
V = volume da solução (L)
Exemplo:
Qual a concentração comum em g/L de uma solução de 3L com 60g de NaCl?
Concentração comum é diferente de densidade, apesar da fórmula ser parecida. Veja a diferença:
A densidade é sempre da solução, então:
Na concentração comum, calcula-se apenas a msoluto, ou seja, m1
Molaridade (M)
A molaridade de uma solução é a concentração em número de mols de soluto e o volume de 1L de solução. 
Onde:                                                            
M = molaridade (mol/L)
n1= número de mols do soluto (mol)
V = volume da solução (L)
O cálculo da molaridade é feito através da fórmula acima oupor regra de três. Outra fórmula que utilizamos é para achar o número de mols de um soluto:
Onde:
n = número de mols (mol)
m1 = massa do soluto (g)
MM = massa molar (g/mol)
Exemplo:       
Qual a molaridade de uma solução de 3L com 87,75g de NaCl? 
                     
                  
                
Podemos utilizar uma única fórmula unindo a molaridade e o número de mols:
Onde:
M = molaridade (mol/L)
m1 = massa do soluto (g)
MM1= massa molar do soluto (g/mol)
V = volume da solução (L)
Título () e Percentual (%)
É a relação entre soluto e solvente de uma solução dada em percentual (%). 
Os percentuais podem ser:
- Percentual massa/massa ou peso/peso: 
%m/m ; %p/p
- Percentual massa/volume:
%m/V ; %p/V
   
- Percentual volume/volume:
%v/v
Exemplos: 
NaCl 20,3% = 20,3g em 100g de solução
50% de NaOH = 50g de NaOH em 100mL de solução (m/v)
46% de etanol = 46mL de etanol em 100mL de solução (v/v)
O título não possui unidade. É adimensional. Ele varia entre 0 e 1. 
O percentual varia de 0 a 100.
   ou   
Para encontrar o valor percentual através do título:
Relação entre concentração comum, densidade e título:
      
Relação entre outras grandezas:
Ou simplesmente:
 
 
 Exemplo:
1) Uma solução contém 8g de NaCl e 42g de água. Qual o título em massa da solução? E seu título percentual?
                        % = ?
                          
               
                                                                         
                                  
   
                                   
2) No rótulo de um frasco de HCl há a seguinte informação:
título percentual em massa = 36,5%
densidade = 1,18g/mL
Qual a molaridade desse ácido?
Transformar o percentual em título:
Depois aplicar a fórmula:
Para achar a molaridade:
Fração Molar (x)
A fração molar é uma unidade de concentração muito utilizada em físico-química. Pode ser encontrado o valor da fração molar do soluto e também do solvente. É uma unidade adimensional. 
     ou     
 
    ou     
Então:
Onde:
x = fração molar da solução
x1= fração molar do soluto
x2 = fração molar do solvente
n1= n°de mol do soluto
n2 = n° de mol do solvente
n = n° de mol da solução
Observação:
Exemplo:
Adicionando-se 52,0g de sacarose, C12H22O11 a 48,0g de água para formar uma solução, calcule para a fração molar da sacarose nesta solução:
             
Para achar a fração molar do soluto (sacarose):
 
Normalidade (N ou η)
É a relação entre o equivalente-grama do soluto pelo volume da solução. A unidade é representada pela letra N (normal). Está em desuso, mas ainda pode ser encontrada em alguns rótulos nos laboratórios. 
Onde:                                                            
N = normalidade (N)
n Eqg1 = número de equivalente-grama do soluto
V = volume da solução
Como calcular o equivalente-grama?
Para ácido:
Onde: 
1E ácido = 1 equivavelnte-grama do ácido
MM = massa molar
Exemplo:
Quantas gramas tem 1E (um equivalente-grama) de HCl?
            
Para base: 
Onde: 
1E base = 1 equivavelnte-grama da base
MM = massa molar
Exemplo: 
Quantos equivalentes-grama tem em 80g de NaOH?
        
Para sal: 
Onde:
1E sal = 1 equivavelnte-grama do sal
MM = massa molar
Exemplo: 
Quantas gramas tem 1E de NaCl?
       
Resumindo as três fórmulas, o equivalente-grama pode ser dado por:
	
Onde:
MM = massa molar
x = n° de H+, n° de OH- ou n° total de elétrons transferidos
Algumas relações entre normalidade, molaridade e massa:
          
Exemplo de cálculo envolvendo normalidade:
Qual a massa de ácido sulfúrico (H2SO4) contida em 80mL de sua solução 0,1N?
Dados: 
MM = 98g/mol
V = 80mL = 0,08L
N = 0,1N
m1= ?
Calcular o equivalente-grama:
Calcular a massa:
            
DILUIÇÃO
Consiste em adicionar mais solvente puro a uma determinada solução.
A massa de uma solução após ser diluída permance a mesma, não é alterada, porém a sua concentração e o volume se alteram. Enquanto o volume aumenta, a concentração diminui. Veja a fórmula:
Onde: 
M1 = molaridade da solução 1
M2 = molaridade da solução 2
V1 = volume da solução 1
V2 = volume da solução 2
Para esta fórmula, sempre M1 e V1 são mais concentrados e M2 e V2 são mais diluídos. 
Exemplo:
Um químico deseja preparar 1500mL de uma solução 1,4mol/L de ácido clorídrico (HCl), diluindo uma solução 2,8mol/L do mesmo ácido. Qual o volum de solução que havia na primeira solução a ser diluída?
Dados: 
             
Observe que as unidades de volume foram mantidas em mL. Se uma das unidades for diferente, deve-se transformar para litros.
 MISTURA DE SOLUÇÕES
- De mesmo soluto: na mistura de soluções de mesmo soluto não há reação química entre estas soluções. Neste caso, o valor do volume final é a soma das soluções. 
Onde:
C = concentração comum (g/L)
M = molaridade (mol/L)
V = volume (L)
Exemplo: 
Qual a molaridade de uma solução de NaOH formada pela mistura de 60mL de solução a 5mol/L com 300mL de solução a 2mol/L?
          
                                                                                
- De diferente soluto que reagem entre si: ocorre reação entre as substâncias que compõe a mistura. Para que a reção seja completa entre os solutos, os volumes misturados devem obedecer a proporção estequiométrica que corresponde à reação química.
Veja as fórmulas utilizadas:
Reação de Neutralização:
       
          
Pode-se usar a seguinte fórmula:
Onde: 
xa = número de H+
xb= número de OH-
Estes cálculos também podem ser feitos por regra de três e utilizando as outras fórmulas.
Exemplo:
Juntando-se 300mL de HCl 0,4mol/L com 200mL de NaOH 0,6mol/L, pergunta-se quais serão as molaridades da solução final com respeito:
a) ao ácido:
b) à base:
c) ao sal formado:
Montar a reação química: 
Calcular n (número de mol) do ácido e da base:
      
Se forma 0,12mol de ácido e também de base e a proporção estequiométrica é 1:1, então a molaridade final de ácido e de base é zero porque reagiu todo o soluto.
Calcular a molaridade do sal:
Antes achar o volume final:
              
Titulação
Método de análise volumétrica que consiste em determinar a concentração de ácido ou de base atravpes de um volume gasto de uma das soluções com molaridade conhecida.
Este método é muito utilizado em laboratórios químicos e é utilizado as seguintes vidrarias e reagentes:
- erlenmeyer (vidro usado para guardar e preparar soluções);
- bureta (tubo de vidro graduado em milímetros com torneira;
- indicador ácido-base (fenolftaleína, alaranjado de metila, etc.).
 
Na bureta, coloca-se a solução de concentração conhecida, a qual é adicionada a uma alíquota (porção) da solução com concentração a ser determinada. 
O momento em que o indicador muda de cor chamado de ponto de final ou ponto de equivalência. Anota-se o volume gasto na bureta. Através deste volume podemos estabelecer as quantidades, em mol, que reagiram entre si.
Concentração em mol/L ou molaridade
A concentração em quantidade de matéria é a relação entre a quantidade de matéria do soluto, medida em mol (n1), e o volume da solução em litros (V). Essa concentração é medida em mol por litro (mol/L).
Consideremos o suco gástrico que nosso estômago produz com a finalidade de realizar o processo de digestão. Na realidade, trata-se de uma solução de ácido clorídrico (HCl) em uma concentração de 0,01 mol/L. Isso significa que, para cada litro de suco gástrico, há 0,01 mol de HCl.
A concentração em quantidade de matéria é muitas vezes chamada por alguns autores de concentração molar ou molaridade, mas os termos corretos são “concentração em mol/L” ou“concentração em quantidade de matéria”. Além disso, essa concentração é a mais recomendada pelo Sistema Internacional de Unidades (SI) e pela União Internacional da Química Pura e Aplicada (IUPAC); portanto, ela é a mais usada em laboratórios e indústrias químicas.
Fórmulas utilizadasna molaridade
A fórmula matemática usada para calcular essa concentração é dada por:
Em muitos casos, não é fornecido o valor da quantidade de matéria do soluto, mas, sim, a sua massa expressa em gramas (m1). Nesses casos, temos que a quantidade de matéria do soluto em mols (n1) pode ser conseguida pela divisão da massa do soluto pela massa molar do próprio soluto, conforme a fórmula a seguir:
Substituindo n1 na equação, temos:
Exemplo de cálculo de molaridade
Considere o seguinte exemplo para visualizar como é feito esse cálculo:
“Uma solução aquosa com 100 mL de volume contém 20 g de NaCl. Como proceder para expressar a concentração dessa solução em quantidade de matéria por volume?”
Resolução:
Bom, a fórmula a ser utilizada é a mesma mostrada acima, mas o volume não está em litros. Assim, devemos fazer a seguinte conversão de unidades:
1 L ------ 1000 mL
V ------ 100 mL
V = 0,1 L
Também é necessário descobrir o valor da massa molar do sal NaCl. Para tal, é preciso saber os valores das massas atômicas de ambos os elementos e realizar o cálculo da massa molar , que é ensinado no texto “Massa Molar e Número de Mol”:
M (NaCl) = 1 . 23 + 1 . 35, 46
M (NaCl) = 58,46 g/mol
Agora podemos substituir todos os valores na fórmula e descobrir o valor da concentração em mol/L:
m =    n1    
       M1.V
M =      20      
       58,46.0,1
M = 3,4 mo/L
A concentração em mol/L (M) é também muito conhecida como Concentração Molar, e também Molaridade. No entanto, esses nomes, apesar de bastante difundidos, não são recomendados pela SBQ (Sociedade Brasileira de Química). Os nomes corretos são Concentração em mol/L ou Concentração em quantidade de matéria.
Em laboratórios e indústrias químicas, essa é a concentração mais utilizada, pois é a recomendada pelo Sistema Internacional de Unidades (SI) e pela União Internacional da Química Pura e Aplicada (IUPAC). É uma relação mais sofisticada que a concentração comum.
Seu cálculo é feito dividindo-se a quantidade de matéria ou substância (mol) pelo volume da solução, conforme a expressão matemática abaixo:
Onde M  = concentração em mol/L
           n1 = número de mols do soluto (mol), lembrando que o índice 1 indica grandezas relacionadas ao soluto
           v = volume da solução (L)
          
Desse modo, se for dito que uma solução tem concentração de 4,5 mol/L, quer dizer que em cada litro da solução (não do solvente) tem-se dissolvidos 4,5 mols do soluto.
Porém, em laboratório é mais fácil conseguir a massa em gramas do soluto e a sua massa molar, do que a sua quantidade de máteria em mols. Assim, sabendo-se que:
ou se referindo ao soluto:
Podemos substituir o valor de n1 na fórmula da concentração em mol/L e teremos:
Considere o problema abaixo para ver como se usa essa fórmula a fim de determinar a concentração de uma solução:
“Qual será a concentração em quantidade de matéria de uma solução que foi preparada dissolvendo-se 120 g de hidróxido de sódio em 2 L de água e obteve-se uma solução com 2 L?”
Dados:
m1 = 120 g
v = 2 L
MM (NaOH) = 40 g/mol
• Substituindo os valores dados na fórmula:
Concentração molar ou molaridade é a quantidade de soluto, em mol, dissolvidos num volume de solução em litros. O mol nada mais é que a quantidade de substâncias de um sistema que contém tantas unidades elementares quantas existem em átomos de carbono em 0, 012 kg de carbono-12. Esta unidade elementar deve ser especificada e pode ser um átomo, uma molécula, um íon, um elétron, um fóton etc., ou um grupo específico dessa unidade. Pela constante de Avogadro, esse número é igual a 6,02 x 10²³, aproximadamente. Muitas outras unidades de medida de concentração são utilizadas usualmente, como por exemplo, a percentagem de massa (ou erroneamente chamada de percentagem de peso), porém a mais usada e mais importante unidade de concentração é a molaridade.
Para calcular a concentração molar de uma substância é necessário ter em mãos uma tabela periódica, isto porque o cálculo envolve o número de massa de cada elemento que faz parte do soluto. A fórmula geral é:
M= Nº de mols do soluto / Nº de litros de solução
Assim, se 1 litro de solução foi preparado pela dissolução de 1 mol de cloreto de sódio, isto significa que esta é uma solução de cloreto de sódio de 1,0 mol\L.
1) Qual a molaridade de uma solução cujo volume é 0,250 L e contém 26,8 g de cloreto de cálcio, CaCl2?
Resolução:
Fórmula
Inicia-se o cálculo somando o número de massa (A) dos elementos do soluto, nesse caso, cálcio (Ca) e cloro (Cl):
Ca = 40,1
Cl = 35,5
40,1 + (2 x 35,5) = 111,1 (massa molar do CaCl2)
Para encontrar o número de mols de CaCl2 é preciso calcular:
1 mol de CaCl2 → 111,1 g de CaCl2
Nº de mols de CaCl2 → 26,8 g de CaCl2
Logo o número de mols de CaCl2 é 0,241 mol de CaCl2.
Aplicamos por fim, a fórmula (anteriormente citada) para encontrar a concentração molar da solução:
M = 0,241 mol / 0,250L = 0,964 mol/L
O valor da concentração molar é sempre expresso em mols por litro (mols/L), assim, se o volume da solução estiver em outra unidade como ml, cm³, dL, entre outros, é necessário converter em litro antes de realizar o cálculo por completo.
É importante ainda ter atenção e não confundir molaridadade com molalidade, visto que são termos parecidos graficamente. Molalidade é o número de mols de soluto existente em 1 kg do solvente, diferente da molaridade, já citada anteriormente. Devido a essa possível confusão, em muitas literaturas utiliza-se o termo concentração molar em vez de molaridade.
SOLUÇÃO
Para o estudo das soluções é necessário conhecer todos os tipos de concentrações. 
A maioria das concentrações podem ser calculadas por regra de três, mas usa-se muito as fórmulas.
Veja algumas delas: 
Concentração comum: 
A unidade utilizada é g/L. 
Molaridade
A unidade utilizada é mol/L. 
Dica: substituindo o número de mols (n) da fórmula   , temos então a fórmula:
Título 
Esta concentração não tem unidade, então dizemos que é adimensional. 
   ou   
Percentual 
O percentual é expresso em %.
Fração Molar
Esta concentração não tem unidade, então dizemos que é adimensional. 
Normalidade
A unidade utilizada é N de normal.
Equivalente-grama 
A unidade utilizada é g. 
Para certas soluções, calculamos a diluição. Podemos fazer mistura das soluções e obtemos novas concentrações. Veja as fórmulas para cada caso:
Diluição
Quando adiciona-se água numa solução. 
Usamos a seguinte fórmula:
A molaridade (M) pode ser substituída por concentração comum (C). 
Dica: no lado esquerdo da fórmula, colocamos os dados da solução inicial, mais concentrada e no lado direito colocamos a solução que foi adicionada água, a mais diluída. 
Mistura de solução de mesmo soluto
     ou     
Mistura de solução de soluto diferente
Neste caso, as solução são de ácido e base, portanto reações de neutralização. O ácido e a base reagem e formam um novo produto. 
Deve-se levar em conta a reação química e o coeficiente estequiométrico. 
 
Unindo concentrações
Para facilitar os cálculos de soluções, há algumas fórmulas com diferentes concentrações que foram unidas. 
Dica: cuidado com a densidade e concentração comum. Apesar de terem a fórmula paracida, não são a mesma coisa. A densidade é a densidade da solução, portanto massa da solução e volume da solução. A concentração comum é a massa do soluto pelo volume da solução. 
Tabela Resumo das Fórmulas de Soluções:
	TIPO DE CONCENTRAÇÃO
	FÓRMULA
	UNIDADE
	 
CONCENTRAÇÃO COMUM
	
	 
g/mL
	 
MOLARIDADE
	                      
  e  
	 
mol/L
	 
NÚMERO DE MOL
	 
	 
mol
	 
TÍTULO
	   ou  
	 
adimensional
	 
PERCENTUAL
	 
	 
%
	CONCENTRAÇÃO,TÍTULO E DENSIDADE
	 
	 
g/mL
	 
DENSIDADE, CONCENTRAÇÃO E TÍTULO
	 
      
	 
g/mL
	 
FRAÇÃO MOLAR 
	      
	 
adimensional
	 
NORMALIDADE
	
	 
N
	EQUIVALENTE-GRAMA
	
	 
g
	DILUIÇÃO
	
	- 
	MISTURA DE SOLUÇÃO DE MESMO SOLUTO
	
	 
-
	MISTURA DE SOLUÇÃO DE SOLUTOSDIFERENTES
	 
	 
-
Concentração comum de soluções 
Concentração comum (C), ou simplesmente concentração, é definida como: “a razão existente entre a massa do soluto e o volume da solução.” Matematicamente, ela é expressa pela fórmula:
C = Concentração comum, cuja unidade no Sistema Internacional de Medidas (SI) é dada em g/L;
m1 = massa do soluto* em g;
v = volume da solução em L.
Particularidades e unidades de medida da concentração comum
O símbolo C presente na fórmula anteriormente citada é de comum, e não de concentração, pois existem outros tipos de concentração, como concentração molar ou molaridade, concentração em partes por milhão ou ppm, porcentagem em massa do soluto ou título em massa, concentração em volume etc.
Conforme mostrado acima, a concentração de uma solução tem como unidade padrão g/L (gramas por litro), mas ela pode ser expressa em outras unidades de massa e volume, como g/m3, mg/L, kg/mL, etc.
Se dissermos que uma solução de água e açúcar tem concentração de 50 g/L, isso quer dizer que em cada litro da mistura (solução) existe uma massa dissolvida de 50 g de açúcar.
Exemplo de aplicação da concentração comum no dia a dia
No cotidiano, a concentração é muito usada para indicar a composição de alimentos, medicamentos e materiais de limpeza e higiene líquidos. Observe o rótulo do leite integral a seguir em que é relacionada a concentração de vários nutrientes, como carboidratos, proteínas e gorduras totais presentes em 200 mL da solução.
Por exemplo, em cada 200 ml do leite, existem 9 g de carboidratos. A partir da transformação dessa quantidade de leite para litros e dos cálculos conforme o mostrado a seguir, a concentração existente de carboidratos é de 45 g/L.
Transformação da unidade do volume para o Sistema Internacional, ou seja, de mL para L:
Cálculo da concentração de carboidratos no leite:
Isso significa que, para cada litro desse leite, são encontrados 45 g de carboidratos.
Obs.: Em aspectos quantitativos referentes às soluções químicas, sempre que em uma grandeza aparecer o índice 1, ele indica que a grandeza é só do soluto. O índice 2 refere-se ao solvente e, quando não há índice nenhum, está referindo-se à solução inteira (soluto + solvente).
Uma solução é uma mistura homogênea (tipo de mistura onde não é possível distinguir de forma individual cada um dos seus componentes) de um soluto (substância sendo dissolvida) em um solvente (substância que efetua a dissolução). As soluções são encontradas em quaisquer dos três estados físicos: gasoso, líquido ou sólido. O ar, solução gasosa mais comum, é uma mistura de nitrogênio, oxigênio e quantidades menores de outros gases. Muitas ligas metálicas são soluções sólidas como o “níquel” das moedas (25% Ni, 75% Cu). As soluções mais familiares estão no estado líquido, especialmente aquelas nas quais a água é o solvente.
	Solução 
	Solvente 
	Soluto 
	Exemplo 
	Sólida 
	Sólido 
	Sólido
Líquido
Gasoso
	Ouro +Prata
Ouro +Mercúrio 
Platina +Hidrogênio 
	Líquida 
	Líquido 
	Sólido
Líquido
Gasoso
	Água + Açúcar
Água +Álcool
Água +Ar (dissolvido)
	Gasosa 
	Gasoso 
	Gasoso 
	Ar (Nitrogênio+Oxigênio ) 
Quanto a proporção soluto/solvente, as soluções podem ser diluídas, concentradas, insaturadas, saturadas ou supersaturadas. Podemos descrever uma solução contendo uma pequena quantidade de soluto como diluída e outra, contendo mais soluto na mesma quantidade de solvente como concentrada.
As soluções saturadas onde a quantidade de soluto é igual ao coeficiente de solubilidade (quantidade limite de soluto que pode ser adicionado a um determinado volume de solvente),as soluções insaturadas são as que possuem quantidade de soluto menor que o seu coeficiente de solubilidade e as super - saturadas apresentam a quantidade de soluto maior que o seu coeficiente de solubilidade, sendo estas muito instáveis e de difícil preparo.   
Quanto à condutividade elétrica, as soluções podem ser eletrolíticas ou iônicas. As partículas dissolvidas são íons, bons condutores de eletricidade. É o caso das soluções aquosas de ácidos, bases e sais. E não–eletrolíticas ou moleculares onde as partículas dissolvidas são moléculas não conduzindo eletricidade. É o caso da sacarose em água.
Concentração de soluções 
A concentração de uma solução deve ser expressa em unidades quantitativas. São usadas as chamadas unidades de concentração que são medidas quantitativas da afinidade de soluto que se dissolve.
A quantidade relativa de uma substância é conhecida como concentração e é expressa em diferentes unidades. 
Concentração Comum (C) 
Também chamada concentração em g/L (grama por litro), relaciona a massa do soluto em gramas com o volume da solução em litros.
C=m1V
C = concentração comum (g/L)
m1 = massa do soluto (g)
V = volume da solução (L)
Densidade (d)
Relaciona a massa e o volume da solução, geralmente, as unidades usadas são g/mL ou g/cm3. Devemos tomar cuidado pois a  concentração comum relaciona a massa de soluto com o volume da solução e  densidade, a massa de solução com o volume da solução.
d = msolução⋅V
msolução = msoluto + msolvente
V = volume da solução
Concentração em Quantidade de Matéria (Cn)
Cientificamente, é mais usual esta concentração, que relaciona a quantidade de soluto (mol) com o volume da solução, geralmente em litros. Sua unidade é mol/L:
Cn=n1⋅V, sendo, n1=m1M1
m1 = massa de soluto em solução (g)
M1 = massa equivalente a 1 mol do mesmo.
Título (T)
Pode relacionar a massa de soluto com a  massa da solução ou o volume do soluto com o volume da solução.
T = m1m ou T = V1V
m1 = massa de soluto em solução (g)
V1 = volume do soluto
m e V = massa e volume da solução respectivamente.
O valor do título nunca será maior do que 1, não possui unidade e ao multiplicarmos o resultado obtido por 100 teremos a porcentagem de soluto presente em solução.
Fração Molar 
A fração molar (X) de um componente ”a” em solução é a razão do número de mols deste componente pelo número total de mols de todos os componentes. 
XA = nAnA+nB+nC+…
XB = nBnA+nB+nC+…
A soma das frações molares de todos os componentes de uma solução deve ser igual a 1. Isto é: XA +XB+... = 1.
Molaridade (M) 
Molaridade ou concentração molar é o número de mols do soluto dissolvido por litro de solução.
M = n1⋅V
M = molaridade (mol/L)
n1 = número de mols do soluto (mol)
V = volume da solução (L)
Molalidade (m) 
Molalidade é o número de mols de soluto dissolvido por quilograma (1000 g) de solvente
m=no de mols do solutomassa de solvente em Kg
Partes por milhão (ppm)
Unidade que nos permite expressar a concentração de substâncias extremamente diluídas, relacionando a massa do soluto e a massa da solução em grama, multiplicada por 106  (1.000.000).
ppm = msolutomsolução⋅106
Podemos fazer também a relação entre concentração comum, densidade e título para calcular a concentração de uma solução.
C = 1000⋅d⋅T
Digamos que houvesse 5,0 g de sal (NaCl) em 500 mL de água e, depois de misturarmos bem, notássemos que o volume da solução havia permanecido em 500 mL. A partir desse experimento, conseguimos encontrar os seguintes dados:
Massa do soluto (m1) = 5,0 g
Volume do solvente (V2)= 500 mL
Volume da solução (V) = 500,0 mL
Observe que o índice 1 é usado para se referir ao soluto, o índice 2 para se referir ao solvente e quando nos referimos à solução, usamos o índice.
Se colocássemos mais sal dissolvido nessa mesma quantidade de água, diríamos que a solução estaria ficando mais concentrada. O contrário também é verdadeiro, isto é, se tivéssemos dissolvido uma massa menor de sal nesse mesmo volume de solução, a concentração seria menor.
Portanto, podemos concluir que a concentração comum (C) ou concentração em massa de uma solução química é a relação que existe entre a massa do soluto (m1) e o volume da solução (V).
Podemos calcular a concentração comum por meio da seguinte fórmula matemática:
Vamos usar essa fórmula para descobrir qual é a concentração dasolução citada no início, antes, porém, veja quais são as unidades usadas no Sistema Internacional de Unidades (SI):
m1= grama (g)
V = litro (L)
C = g/L
Veja que a unidade do volume é em litro, portanto, precisamos transformar o volume da solução, que está em mL (mililitros), para litros (L):
1 L ----------- 1000 mL
x ----------- 500 mL
x = 0,5 L
Agora sim podemos substituir esses dados na fórmula:
C = m1
 v
C = _5,0 g
 0,5 L
C = 10 g/L
Isso significa que em cada litro da solução existem 10 g de sal.
A unidade no SI para a Concentração Comum é g/L. No entanto, pode-se expressar essa grandeza utilizando outras unidades que também mostrem a relação entre a massa do soluto e o volume da solução, tais como: g/mL, g/m3, mg/L, kg/mL etc.
Voltando novamente à solução preparada de NaCl, digamos que a dividíssemos em três alíquotas, ou seja, três amostras diferentes da solução, que conteriam respectivamente 0,1 L, 0,3 L e 0,4 L. Podemos descobrir a massa de NaCl dissolvida em cada uma dessas alíquotas por meio de uma regra de três simples:
1ª alíquota: 2ª alíquota: 3ª alíquota:
0,5 L ----- 5,0 g 0,5 L ----- 5,0 g 0,5 L ----- 5,0 g
0,1 L ----- y 0,3 L ----- w 0,4 L ----- z
y = 1,0 g w = 3,0 g z = 4,0 g
Agora, veja o que acontece se calcularmos novamente a concentração comum para cada uma dessas alíquotas:
1ª alíquota: 2ª alíquota: 3ª alíquota:
C = _1,0 g C = _3,0 g C = _4,0 g
 0,1 L 0,3 L 0,4 L
C = 10 g/L C = 10 g/L C = 10 g/L
Observou? A concentração é a mesma que a concentração inicial. Se não alterarmos a quantidade de soluto nem de solvente, a concentração será a mesma em qualquer alíquota da solução. Isso acontece porque, se por um lado o volume é menor, a massa de soluto dissolvido também é menor, de modo proporcional. Assim, a concentração em massa não depende da quantidade da solução.
 A concentração comum é muito utilizada no cotidiano. Por exemplo, o Código Nacional de Trânsito antigamente previa penalização para quem apresentasse a concentração de álcool no sangue igual ou acima de 0,6 g/L . Atualmente, qualquer quantidade de álcool no sangue que for identificada no teste do bafômetro pode levar às penalidades previstas em lei. Veja o texto Princípio Químico do Bafômetro para entender como a concentração de álcool no sangue afeta uma pessoa e como o bafômetro detecta isso.
Além disso, os rótulos nutricionais de muitos alimentos, medicamentos e materiais de limpeza e higiene, que são líquidos,trazem a concentração de seus componentes dissolvidos. Por exemplo, no rótulo abaixo, diz que em 100 mL do alimento tem 9,0 g de carboidratos.
Veja então qual é a concentração de carboidrato nesse alimento:
C = m1
 v
C = _9,0 g
 0,1 L
C = 90 g/L
Isso quer dizer que para cada litro do alimento em questão, serão ingeridos 90 gramas de carboidratos.
Tanto a salmoura usada para conservar alimentos quanto o soro fisiológico são soluções formadas pela dissolução de cloreto de sódio (NaCl – sal de cozinha) em água. A diferença consiste na quantidade de soluto em relação ao solvente, sendo que na salmoura existe muito sal e no soro existe pouco sal em relação à quantidade de água.
Diz-se então que a salmoura é uma solução concentrada, e que o soro fisiológico é uma solução diluída.
Entretanto, é importante que isso seja expresso em termos quantitativos, desse modo surgem o conceito e os cálculos das concentrações das soluções:
Definição de concentração das soluções
Essa concentração pode ser calculada por meio da seguinte fórmula:
Fórmula da concentração das soluções
Sendo que:
C = concentração comum em g/L;
m1: massa do soluto em g;
V = volume da solução em L.
Essa relação é denominada de “concentração comum” porque existem outros tipos de concentrações das soluções, tais como concentração em quantidade de matéria (mol/L, mais conhecida como molaridade ou concentração molar), título em massa, título em volume, concentração em ppm (partes por milhão), entre outras.
Vejamos três exemplos de exercícios envolvendo esse tipo de cálculo:
Exemplo 1: Qual é a concentração em g/L de 410 mL de solução que foi obtida dissolvendo-se 100 g de NaOH em 400 mL de água?
Resolução:
Dados:
m1 = 100 g
V = 410 mL = 0,41 L
C = ?
 Substituindo os valores na fórmula da concentração comum, temos:
C = m1
 V
C = 100g
 0,41L
C = 243,90 g/L
Exemplo 2: Um litro de vinagre contém em média 60 g de ácido acético. Usando uma colher com vinagre (0,015 L) como tempero, quantos gramas do referido ácido estão contidos nesse volume?
Resolução:
Dados:
m1 = ?
V = 0,015L
C = 60 g/L
 Da fórmula da concentração comum encontramos a expressão que permite calcular a massa do ácido:
C = m1
 V
m1 = C . V
m1 = 60 g/L . 0,015 L
m1 = 0,9 g
Exemplo 3: Uma solução de ácido sulfúrico foi preparada segundo as normas de segurança, ou seja, em uma capela com exaustor. O químico misturou 33 g de H2SO4 em 200 mL de água, com extremo cuidado, lentamente e sob agitação constante. Ao final, obtém um volume de solução igual a 220 mL. Calcule a concentração em g/L dessa solução.
Resolução:
Dados:
m1 =33 g
V = 200 mL = 0,2 L
C = 60 g/L
C = m1
 V
C = 33 g
 0,22 L
C = 150 g/L
No cotidiano, muitas vezes preparamos sucos que vêm na embalagem bem concentrados. Fazemos isso adicionando água à determinada quantidade desse suco, diminuindo a sua concentração ou deixando-o mais diluído.
Desse modo, quando falamos em concentração, estamos nos referindo à quantidade de soluto dissolvido em determinada quantidade da solução (soluto + solvente). Se tiver muito soluto dissolvido em pouco solvente, como no caso do suco inicial, dizemos que a concentração está alta ou que ele está muito concentrado e vice-versa.
Em laboratório, essa relação entre a quantidade de soluto e a quantidade da solução é calculada para soluções que estão sendo analisadas e usadas em experimentos. Esse cálculo é feito por meio da fórmula abaixo:
Sendo que: C = Concentração Comum;
 m1 = massa do soluto (o índice 1 indica que a grandeza se refere somente ao soluto);
 v = volume da solução (o fato de estar sem índice indica que se refere à solução inteira, isto é, o volume do soluto e do solvente juntos).
A unidade no SI (Sistema Internacional) para a Concentração Comum é o g/L (gramas por litro).
Essa relação mostra a quantidade de soluto presente em cada litro da solução.
Observe um exemplo de exercício em que se utiliza essa grandeza:
“Um adulto possui, em média, 5 L de sangue dissolvidos na concentração de 5,8 g/L. Qual a massa total de NaCl no sangue de uma pessoa adulta?”
Resolução:
• Dados:
C= 5,8 g/L
m1= ?
v = L
• Invertendo a fórmula para isolar a massa do soluto, temos:
• Substituindo na fórmula:
m1 = C . v
m1 = 5,8 g/L. 5L
m1 = 29 g
A concentração mostra que em cada litro do sangue humano há 5,8 g de NaCl e, portanto, em 5 litros tem-se 29 g. Isso também poderia ser feito por regra de três:
5,8 g --------------- 1 L
m1 -------------------- 5 L
m1 = 5,8 g/L. 5L
m1 = 29 g
Mol: Quantidade de matéria 
O mol é o nome da unidade de base do Sistema Internacional de Unidades (SI) para a grandeza quantidade de matéria (símbolo: mol).
O símbolo não aceita plural.
É uma das sete unidades de base do Sistema Internacional de Unidades, muito utilizada na Química.
	
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Massa molar
A partir da definição demol, fica estabelecido que  a massa molar do hidrogênio é 1 g . mol-1  , o que significa que 6,02214179.1023 (constante de Avogadro). Uma homenagem ao químico italiano Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro, conde de Quaregna e Cerreto (Turim, 9 de agosto de 1776 — Turim, 9 de julho de 1856), foi um advogado e físico italiano, um dos primeiros cientistas a distinguir átomos e moléculas.
Segundo Lisboa (2010, p. 341):
O conjunto, quando constituído por átomos ou moléculas, cuja massa, expressa em gramas, é numericamente igual à massa atômica (no caso de átomos) ou à massa molecular (no caso de moléculas), é chamado de mol. A massa do conjunto que contém 1 mol de entidades elementares (átomos, moléculas, íons, etc.) é denominada de massa molar. Sua unidade de medida é g/mol ou g.mol-1.
Exercícios resolvidos:
1) Calcule as massas molares das substâncias abaixo:
a) K2O 
Primeiramente calcular a massa molecular do óxido de potássio.
K -> 2 x 39 = 78
O -> 1 x 16 = 16 +
 94 u (unidades), a massa molar é matematicamente o mesmo valor, mas com unidade de medida diferente, g/mol.
Resposta: 94 g/mol ou 94 g.mol-1.
b) Na2CO3 , separando os elementos químicos diferentes.
Na = 2 x 23 = 46
C = 1 x 12 = 12
O = 3 x 16 = 48 +
 106 u
Massa molar do carbonato de sódio = 106 g/mol.
2) Determine a quantidade de matéria, em mols, presente em 100 g de monóxido de carbono (CO).
Inicialmente devemos calcular a massa molar do monóxido de carbono, a partir do cálculo da massa molecular.
C = 1 x 12 = 12
O = 1 x 16 = 16 +
 28 u, conforme sabemos o valor da massa molar é 28 g/mol.
Através de uma regra de três simples:
1 mol de CO......................28 g
X.......................................100g
28 x = 100
X = 100/28
X = 3,57 mol
3) Calcule a quantidade de matéria, em mol, e o número de moléculas presentes em 30 g de água.
Calculando a massa molar da água.
H = 2 x 1 = 2
O = 1 x 16 = 16 +
 18 u, então: 18 g/mol.
1 mol de água................18 g
X ....................................30g
18 x = 30
X = 30/18
X = 1,66 mol de água
Portanto,
Se em 1 mol de moléculas de água temos, 6,02.1023 moléculas de água.
Em 18 g de água teremos 6,02.1023 moléculas de água. Resolvendo:
18 g .............................. 6,02.1023
30 g................................x
18. x = 30. 6,02.1023
X = 180,6. 1023/18
X = 10,0.1023 moléculas.
Com o auxílio da Tabela Periódica, indique a massa presente nas seguintes amostras:
a) 1,5 mol de átomos de ferro.
Como a massa do ferro é de 55,84 unidades, sua massa molar é de 55,84 g/mol.
Se em 1 mol de Ferro verificamos a massa de 56 g, então:
1 mol de Fe...........55,84 g
1,5 mol de Fe..........x
X = 1,5 . 55,84
X = 83,76 g
b) 3,0 mol de N2
A massa atômica do nitrogênio é de 14 u. Como na molécula do gás nitrogênio encontramos dois átomos de nitrogênio sua massa molecular é de 28 u, logo sua massa molar é de 28 g/mol.
1 mol de N2 ........................28 g
3 mol de N2.........................x
X = 3. 28
X = 84 g
c) 0,5 mol de dióxido de carbono
A molécula do dióxido de carbono é formada por 1 átomo de carbono e dois átomos de oxigênio, logo:
C - 1 x 12 = 12
O - 2 x 16 = 32, somando os valores obtemos a massa molecular de 44 u, ou 44 g/mol.
Logo:
1 mol de CO2 ..........................44g
0,5 mol de CO2..........................x
X = 0,5 . 44
X = 22 g
d) Quantas moléculas de cloro, Cl2, há em 12 g de gás? Se todas as moléculas de Cl2 se dissociarem dando origem a átomos de cloro, quantos átomos de cloro serão obtidos?
A massa molar do gás cloro é de 71 g/mol
1 mol de Cl2...................71 g....................6,02.1023
 12 g......................x
71 . x = 12 . 6,02. 1023
71 . x = 72,24. 1023
X = 72,24. 1023/71
X = 1,01.1023 moléculas de Cl2
Como na molécula de gás cloro existem dois átomos de cloro unidos por ligação covalente, logo:
2.( 1,01.1023 moléculas de Cl2) = 2,01.1023 átomos de cloro.
UNIDADES DE MEDIDA
A matéria, sendo um corpo ou uma substância e a energia podem ser avaliadas quantitativamente. Cada característica que possa ser quantificada constitui uma grandeza física.
GRANDEZA FÍSICA
Comprimento, massa, temperatura, tempo, volume, força, quantidade de matéria, etc.
Essas grandezas são avaliadas pelas unidades de medida adotadas por convenção e cada unidade tem seu símbolo. Por exemplo, o m o símbolo do metro.
O valor de uma grandeza pode ser expresso por um número e uma unidade de medida. Exemplo: 25ºC, 100m.
SISTEMAS DE UNIDADES DE MEDIDA
Um grupo de unidade é conhecido como sistema de unidades de medida. O mais utilizado é o SI (Sistema Internacional de Unidades).
Observe as unidades do SI:
	 
GRANDEZA
	 
NOME DA UNIDADE
	 
SÍMBOLO
	 
massa
	 
quilograma
	 
Kg
	 
comprimento
	 
metro
	 
m
	 
tempo
	 
segundo
	 
s
	 
corrente elétrica
	 
ampére
	 
A
	temperatura
termodinâmica
	 
Kelvin
	 
K
	 
área
	 
metro quadrado
	 
m²
	 
pressão
	 
Pascal
	 
Pa
	 
força
	 
newton
	 
N
	Intensidade
luminosa
	 
Candela
	 
cd
	Quantidade de 
matéria
	 
Mol
	 
mol
	 
velocidade
	 
metros por segundo
	 
m/s 
	 
energia
	 
joule
	 
J
	 
tensão elétrica
	 
volt
	 
V
	 
volume
	 
metro cúbico
	 
m³
	 
potência
	 
watt
	 
W
Múltiplos e Submúltiplos
Às vezes é necessário usar unidades maiores oi menores do que as do SI.
Se a grandeza comprimento, onde a unidade no SI é o metro, tiver que ser expressa em unidades maiores usamos os seus múltiplos (quilômetro, hectômetro, decâmetro, etc.) e para utilizar unidades menores, usamos os submúltiplos (centímetro, decímetro, milímetro, etc.).
Observe a formação dos múltiplos e submúltiplos das unidades de medida mediante o emprego dos prefixos SI
Múltiplos:
	PREFIXO
	SÍMBOLO
	SIGNIFICADO
	yotta
	Y
	1024
	zetta
	Z
	1021
	exa
	E
	1018
	peta
	P
	1015
	tera
	T
	1012
	giga
	G
	109
	mega
	M
	106
	quilo
	k
	103
	hecto
	h
	10²
	deca
	da
	10
 
Submúltiplos
	PREFIXO
	SÍMBOLO
	SIGNIFICADO
	deci
	d
	10-1
	centi
	c
	10-2
	mili
	m
	10-3
	micro
	µ
	10-6
	nano
	n
	10-9
	pico
	p
	10-12
	femto
	f
	10-15
	atto
	a
	10-18
	zepto
	z
	10-21
	yocto
	y
	10-24
            Ou a tabela mais simplificada:
	km
	hm
	dam
	m
	dm
	cm
	mm
	10³
	10²
	10
	1
	10-1
	10-2
	10-3
            Então:
            1km = 1.10³
1µm = 1.10-6 
1cm = 1.10-2
1nm = 1.10-9
1mm = 1.10-3
            Se a grandeza for massa:
            1kg = 10³g
1g = 10-3 kg
1g = 10³ mg
1mg = 10-3g
1g = 106µg
1 µg = 10-6
Para a grandeza volume, utilize-se muito a unidade de l (litro) e mL (mililitro), onde:
1l  = 1dm³
1mL = 1cm³
Outras unidades:
Alguns países não utilizam unidades métricas. São as unidades do sistema inglês (milha, jarda, polegada, pé, libra e onça).
1milha = 1609m
1polegada = 25,40mm = 2,540cm
1jarda = 0,914m
1onça= 28,35g
1pé = 0,3048m
1libra = 453,6g
MATÉRIA
 
O QUE É MATÉRIA
Matéria é tudo o que tem massa e ocupa espaço.
Qualquer coisa que tenha existência física ou real é matéria. Tudo o que existe no universo conhecido manifesta-se como matéria ou energia.
A matéria pode ser líquida, sólida ou gasosa. São exemplos de matéria: papel, madeira, ar, água, pedra. 
  
SUBSTÂNCIA E MISTURA
Analisando a matéria qualitativamente (qualidade) chamamos a matéria de substância.
Substância – possui uma composição característica, determinada e um conjunto definido de propriedades.
Pode ser simples (formada por só um elemento químico) ou composta (formada por vários elementos químicos).
Exemplos de substância simples: ouro, mercúrio, ferro, zinco.
Exemplos de substância composta: água, açúcar