L. Química V.2.

Prévia do material em texto

Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
 
 
 
Química – Volume 2 
Química analítica e Físico-Química 
 
 
 
 
 
 
 
Versão 2.0 – Feita em 27 de junho de 2014 
Belo Horizonte, MG 
 
 
 
 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
 
 
Emerson Gonçalves 
Graduação em química pela Universidade Federal de Minas Gerais (UFMG) 
 
 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ii 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
APRESENTAÇÃO 
Nesse volume 2 tenho o prazer de apresentar para vocês um estudo bem 
interessante que é o da química analítica e o da físico-química, que são dois assuntos 
bastante cobrado em vestibulares. Vulgarmente falando é difícil diferenciarmos um do 
outro, mas podemos entender o estudo da físico-química sendo aqueles que procuram 
estudar o comportamento físico das substâncias e os de analítica sendo aqueles 
relacionados a análises que buscam determinar a quantidade de algum material em uma 
determinada amostra. 
Nesse volume 2 teremos ainda uma novidade que não temos no VOLUME 1 que 
é a apresentação dos capítulos T. Os capítulos T é uma continuação do capítulo visto 
anteriormente, porém focado em técnicas para laboratórios (destinados a profissionais 
da área), então por exemplo, no capítulo 2 vemos vários métodos de análises de 
soluções e no capítulo 2T vemos a aplicação dessas técnicas. Não serão todos os 
capítulos que vão ter o capítulo T, como por exemplo, no nosso capítulo 3 (propriedades 
coligativas) passaremos direto sem termos um capítulo T para o capítulo 4 
(Termoquímica). 
Esse volume 2 é a ementa da grade de química do 2° ano do ensino médio 
(antigo 2° grau) das escolas estaduais de Minas Gerais. Confesso para vocês que tem 
sido um grande desafio para eu digitar ele, porque todo conhecimento que tenho dessa 
matéria é do ensino técnico e ensino superior, pois eu não tive química no meu segundo 
ano do ensino médio devido a um programa vergonhoso do governo de Minas (Na 
época comandado pelo atual senador e candidato a presidência da república Aécio 
Neves que era governador de minas na época do meu ensino médio) o qual as turmas 
eram divididas em EXATAS, BIOLÓGICAS e HUMANAS. Eu sem direito de escolha 
cai na turma de humanas e por isso não tive química. Talvez para alguns isso seja bom, 
mas no vestibular independente se você sabe ou não do conteúdo você será cobrado a 
saber química, geografia, português, entre outros. 
Assim como o VOLUME 1, esse livro possui uma linguagem destinada as 
minhas aulas em sala de aula, por isso é tão diferente da literatura moderna, mas eu 
espero que vocês também gostem. 
Por fim embora eu não tenha tido essa matéria eu domino bem o assunto e vou 
tentar passar de uma maneira bem clara e simples para que vocês também possam 
terminar o livro dominando esses assuntos. 
 
 
 
iii 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
AGRADECIMENTOS E DEDICAÇÃO 
 
Agradeço a Deus por me ajudar nessa conquista tão importante para mim e agradeço 
ainda aos meus amigos e familiares que tem avaliado, sugerido ideias e criticado meu 
trabalho para melhoria continua. Na oportunidade gostaria de dedicar essa obra a todos 
os estudantes determinados a vencer e aprender química e também as pessoas que 
simpatizam ou tem curiosidade de conhecer meu trabalho e, é claro a toda a galera do 
grupo “Livro de Química”. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
iv 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
SUMÁRIO 
Localização Página 
1. REVISÃO MATEMÁTICA 1 
 1.1 Revisando frações .................................................................................................. 1 
 1.1.1. Operações com frações ................................................................................ 1 
 1.2 Algarismos significativos ...................................................................................... 3 
 1.3 Potência de 10 ........................................................................................................ 4 
 1.3.1 Operações envolvendo potências de 10 e algarismos significativos ............ 5 
 1.4 Plano cartesiano .................................................................................................... 7 
 1.5 Equações de primeiro grau ................................................................................... 7 
 1.6 Equações exponenciais ......................................................................................... 8 
 1.7 Equações logarítmicas .......................................................................................... 9 
 1.8 Porcentagem ......................................................................................................... 9 
 1.9 Expressões numéricas ......................................................................................... 10 
 
2. SOLUÇÕES 11 
 2.1 Tipo de soluções .................................................................................................. 11 
 2.2 Concentrações das soluções ................................................................................. 13 
 2.2.1 Concentração comum ................................................................................ 13 
 2.2.2 Densidade .................................................................................................. 14 
 2.2.3 Concentração comum ou molaridade ........................................................ 14 
 2.2.4 Título ......................................................................................................... 14 
 2.2.4.1 Título em massa ............................................................................. 14 
 2.2.4.2 Título em volume ........................................................................... 15 
 2.2.4.3 Título massa por volume ............................................................... 15 
 2.2.5 Relações entre as unidades de concentrações ............................................ 15 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
 2.2.6 Concentrações em ppm e ppb .................................................................... 15 
 2.3 Diluição das soluções ......................................................................................... 19 
 2.4 Titulação ............................................................................................................. 20 
 2.5 Mistura coloidais ................................................................................................ 24 
 
2T. Técnicas de análises instrumentais (via úmida) e manuseio de vidrarias e suas 
técnicas 28 
 2.1T Medição da densidade ...................................................................................28 
 2.1.1T Utilização do densímetro ................................................................... 28 
 2.2T Precisão e exatidão ........................................................................................ 31 
 2.3T Medição da densidade através do picnometro .............................................. 33 
 2.4T Preparo de soluções ....................................................................................... 34 
 2.5T Técnicas de titulações ................................................................................... 36 
 
3. PROPRIEDADES COLIGATIVAS 39 
 3.1 Pressão máxima de vapor .................................................................................... 40 
 3.2 – Propriedades coligativas para produtos não voláteis e de natureza molecular 
(não gera íons em água) ................................................................................................. 44 
 3.2.1 – Tonoscopia ........................................................................................... 44 
 3.2.2 – Ebulioscopia ........................................................................................ 46 
 3.2.3 – Crioscopia ............................................................................................ 47 
 3.3 – Pressão osmótica (π) ........................................................................................ 49 
 
4. TERMOQUÍMICA 56 
 4.1 – Caloria ............................................................................................................. 56 
 4.1.1 – Joule (J) ................................................................................................ 57 
 4.2 – Processos endotérmicos e exotérmicos ............................................................ 59 
 4.3 – Entalpia (H) ..................................................................................................... 60 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
 4.3.1 – Variação de Entalpia (∆H) ................................................................... 60 
 4.3.1.1 – Influências no ∆H ................................................................. 64 
 4.4 – O estado padrão ................................................................................................. 66 
 4.4.1 – Variação da entalpia de formação (∆Hf) ............................................... 66 
 4.4.2 – Lei de Hess ............................................................................................ 71 
 4.4.3 – Energia de ligação ................................................................................. 73 
 
4.T Aplicação da termoquímica na indústria 79 
 4.1T – Conhecendo a indústria cimenteira ............................................................. 79 
 4.2T – A chama do bico de bunsen ........................................................................ 80 
 4.3T – Como aplicar termoquímica na indústria? .................................................. 80 
 
5. CINÉTICA QUÍMICA 81 
 5.1 – Velocidade média ............................................................................................. 81 
 5.2 – Teoria da colisão efetiva ................................................................................... 85 
 5.3 – Fatores que influenciam na velocidade das reações ......................................... 87 
 5.4 – Lei de velocidade .............................................................................................. 89 
 
6. EQUILÍBRIO QUÍMICO 97 
 6.1 – Entendendo um equilíbrio químico .................................................................. 97 
 6.2 – Constante de equilíbrio (Kc) ............................................................................. 99 
 6.2.1 – Interpretação do valor de Kc .............................................................. 102 
 6.2.2 – Coeficiente de equilíbrio .................................................................... 103 
 6.3 – Principio de Le Chatelier ................................................................................ 105 
 6.3.1 – Concentração ...................................................................................... 107 
 6.3.1.1 – Efeito do íon comum ........................................................... 107 
 6.3.2 – Temperatura ........................................................................................ 109 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
 6.3.3 – Pressão ................................................................................................ 110 
 6.3.4 – Catalisador ........................................................................................... 110 
 6.4 – Equilíbrio químico em meio aquoso ............................................................... 112 
 6.4.1 – Revisando ácidos e bases e aumentando o conhecimento .................. 112 
 6.4.2 – Lei da diluição de Ostwald ................................................................. 114 
 6.5 – Produto iônico da água e seu equilíbrio .......................................................... 116 
 6.6 – Potêncial hidrogeniônico (pH) e potencial hidroxiliônico (pOH) .................. 117 
 6.7 – Titulação ácido-base ....................................................................................... 123 
 6.7.1 – Curva de neutralização ácido-base ..................................................... 123 
 6.8 – Hidrólise Salina .............................................................................................. 124 
 6.8.1 – Solução tampão ................................................................................... 126 
 
6T. pHmetro 133 
 6.1T – O aparelho ................................................................................................. 133 
 6.2T – A calibração .............................................................................................. 133 
 6.3T – A Medição ................................................................................................. 134 
 
7. PROCESSOS ENVOLVENDO TRANSFERÊNCIAS DE ELÉTRONS 136 
 7.1 – Eletronegatividade (revisão) ........................................................................... 136 
 7.2 – NOx – Número de Oxidação .......................................................................... 138 
 7.2.1 – Calculo do NOx .................................................................................. 139 
 7.3 – Reações REDOX ............................................................................................ 143 
 7.3.1 – Agentes ............................................................................................... 143 
 7.3.2 – Balanceamento pelo método REDOX ................................................ 1448. ELETROQUÍMICA 151 
 8.1 – Reatividade dos metais ................................................................................... 151 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
 8.2 – Definição de eletroquímica ............................................................................. 154 
 8.3 – Pilhas .............................................................................................................. 154 
 8.3.1 – A pilha de Daniell ............................................................................... 155 
 8.3.1.1 – O experimento de Daniell .................................................... 155 
 8.4 – Diferença de potência (DDP) ......................................................................... 160 
 8.4.1 – Eletrodo .............................................................................................. 160 
 8.4.2 – Calculo da DDP .................................................................................. 162 
 8.5 – Pilhas do tipo ativo/passivo ............................................................................ 163 
 8.6 – Pilhas secas ..................................................................................................... 164 
 8.6.1 – Semi-reações da pilha seca ................................................................. 165 
 8.7 – Pilhas alcalinas ............................................................................................... 166 
 8.8 – Pilhas de mercúrio .......................................................................................... 167 
 8.9 – Pilha ácida de chumbo .................................................................................... 168 
 8.10 – Eletrólise ....................................................................................................... 170 
 8.10.1 – Eletrólise ígnea ............................................................................... 171 
 8.10.2 – Eletrólise em solução aquosa .......................................................... 173 
 8.10.2.1 – Prioridades de receber a descarga .................................. 173 
9. QUÍMICA NUCLEAR 183 
 9.1 – Conceitos de física ......................................................................................... 183 
 9.1.1 – Ondas ................................................................................................. 183 
 9.1.2 – Trabalho ............................................................................................. 183 
 9.1.3 – Energia ............................................................................................... 183 
 9.2 – O espectro eletromagnético .......................................................................... 184 
 9.3 – Radioatividade .............................................................................................. 186 
 9.4 – Leis da radioatividade ................................................................................... 188 
 9.4.1 – 1° Lei: Radiações alfa α .................................................................... 189 
 9.4.2 – 2° Lei: Radiações beta β ................................................................... 189 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
 9.5 – Tempo de meia vida ..................................................................................... 190 
Apêndice A – Resoluções e gabarito dos exercícios de toda apostila – Exceto 
exercícios de revisão .................................................................................................. 194 
 
Apêndice B – Tabelas que podem ser uteis em provas ........................................... 204 
 
Apêndice C – Constantes e distribuições eletrônicas ............................................. 208 
 
Apêndice D – Fórmulas apresentada nesse livro .................................................... 209 
 
CONSIDERAÇÕES FINAIS 210 
 
BIBLIOGRAFIA 211 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
CAPÍTULO 1 
REVISÃO MATEMÁTICA 
Nesse nosso volume 2 veremos muitas teorias e técnicas de laboratórios que 
envolve uma porção de conhecimentos matemáticos e por isso nesse primeiro capítulo 
teremos que revisar algumas coisas de matemática para quem tem mais dificuldade. 
Quem não tem dificuldades em matemática pode partir para o capítulo 2 direto, mas 
quem tem terá que ver esse capítulo. Essa matéria não é dada em sala de aula, pois é 
assunto do professor de matemática passar para vocês, mas como eu preciso dela em 
química revisarei algumas coisas com vocês. 
1.1 – Revisando frações 
Frações nada mais são do que uma divisão representada no termo 
 
 
 ou ⁄ 
aonde n é o numerador e d o denominador. As frações nunca podem ter o denominador 
igual a 0, pois isso se tornaria um “absurdo matemático” já que não existe divisões por 
zero. Vejamos alguns exemplos de frações: 
 Existem: 
a) 
 
 
 b) 
 
 
 c) 
 
 
 d) 
 
 
 
 
 Não Existem: 
a) 
 
 
 b) 
 
 
 c) 
 
 
 d) 
 
 
 
1.1.1 – Operações com frações 
As operações envolvendo frações envolve algumas propriedades. Vejamos quais 
são elas quando aplicadas à: 
 Multiplicação: Multiplicação entre duas frações multiplica normalmente o 
numerador da primeira fração com o numerador da segunda (ou vice-versa) e o 
denominador da primeira com o denominador da segunda. 
 
 Exemplo 1: Exemplo 2: 
 
 
 
 x 
 
 
 = 
 
 
 = 
 
 
 
 
 
 x 
 
 
 = 
 
 
 = 
 
 
 = 2 
 
Página 1 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 1. Revisão matemática 
Vejam então que no exemplo 2 o resultado deu 6, isso por que a resposta deu um 
número inteiro, logo ⁄ é o mesmo que dividir 12 por 6 ou dividir tanto o numerador 
como o denominador pelo maior número comum entre os dois (simplificação). 
Observem pessoal que no exemplo 2 a conta daria ⁄ , porém quando no denominador 
aparece o número 1 ele não é obrigado a ser representado porque todo número dividido 
por 1 é ele mesmo. 
 Divisão: Divisão de frações conserva a primeira e multiplica pelo inverso da 
segunda. 
 Exemplo 1: Exemplo 2: 
 
 
 : 
 
 
 = 
 
 
 = 
 
 
 = 2 
 
 
 : 
 
 
 = 
 
 
 = 
 
 
 = 
 
 
 
 Soma e subtração: Deixei essas duas por ultimo por apresentarem propriedades 
semelhantes. Quando se tem o mesmo número no denominador conserva ele e 
faz a operação normalmente no numerador. 
 Exemplo 1: Exemplo 2: 
 
 
 + 
 
 
 = 
 
 
 =- 
 
 
 = 
 
 
 = 
 
 
 
Agora e se nos depararmos com uma situação aonde o numerador é diferente? Nesse 
caso teremos que tirar o MMC (mínimo múltiplo comum) do denominador. Com o 
resultado do MMC a gente multiplica pelo denominador de uma fração e multiplica pelo 
numerador e faça isso para as duas frações. O resultado é a operação que desejamos. 
Exemplo 1: 
 
 
 + 
 
 
 = 
 
 
 = 
 
 
 = 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Página 2 
MMC entre 9 e 8: 
9, 8 2 
9, 4 2 
9, 2 2 
9, 1 3 
3, 1 3 
1, 1 72 
Para tirar o MMC coloque o 
número dos denominadores 
em cima e depois tente ir 
fazendo divisões com os 
menores números possíveis 
anotando esses números no 
lado direito. Quando 
finalmente tivermos todos 
os termos igual a 1, 
multiplique todos os 
números que foi usado na 
divisão, esse será o nosso 
MMC. 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 1. Revisão matemática 
Exemplo 2: 
 
 
 - 
 
 
 = 
 
 
 = 
 
 
 = 
 
 
 
1.2 – Algarismos significativos 
 Então pessoal a partir de agora veremos os algarismos significativos que serão 
muito importantes tanto em química como em física e também as suas operações. 
Algarismos para quem esqueceu é todo número que está no intervalo entre 0 e 9. 
0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8 e 9 Algarismos 
 Algarismos significativos é a quantidade de algarismos que temos disponível 
para trabalharmos ou representarmos. Vejamos: 
Observem a massa de várias balanças!!! 
 
 
Vejam então quê a mesma massa colocada em balanças diferentes é representada de 
diferentes maneiras, ou seja, a quantidade de algarismos significativos aumentou, então 
enquanto a primeira balança nos indicava que só tínhamos 1Kg a balança analítica 
revelou que a massa real era de 1,00001Kg. Talvez para muitos isso é bobagem, mas na 
produção de remédio por exemplo uma quantidade pequena colocada a mais pode 
originar a morte de milhares de pessoas. 
 
Zero a esquerda não é algarismo significativo!!!! 
 
a) 0,1 – Dois algarismo e 1 algarismo significativo 
b) 0,01 – Três algarismos e 1 algarismo significativo 
c) 0,001 – Três algarismo e 1 significativo 
d) 0,101 – Quatro algarismo e três significativo 
 
1) Em uma operação envolvendo algarismos significativos o resultado deve ser 
representado de acordo com a quantidade do menor número de algarismos 
significativos, então por exemplo, se no enunciado aparece 3,4 ; 5,6 ; e 2,345 e o 
resultado deu 1,4009 nos representaremos apenas 1,4 pois é igual a menor 
quantidade de algarismos significativos. 
Página 3 
1 Kg 1,0 Kg 1,000 Kg 1,00001 Kg 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 1. Revisão matemática 
 
2) Em casos que temos que arredondar temos que tomar cuidado com o fato dê: 
1,445 – Fica igual a 1,44 
1,446 – Arredonda para 1,45 
 
 
1.3 – Potência de 10 
 Em química e em física nos deparamos com números que são extremamente 
altos ou extremamente pequenos e por isso há uma notação cientifica chamada potência 
de 10. De um termo geral a potência de 10 é representada da seguinte maneira. 
 
A x 10
E
 
Em que: 1 A < 10 
Aonde: 
 A – Algarismo 
 E – expoente 
De um modo geral então temos quê: 
 E < 0 quando o número for < que 1. 
 E > 0 quando o número for > que 1. 
Vejamos alguns exemplos: 
a) 3000 = 3,0x103 b) 0,001 = 1,0x10-3 c) 23,5 = 2,35x101 
E como fazemos essa notação cientifica? Veremos dois exemplos: 
1°) Expoente positivo: sabemos que o expoente vai ser positivo quando o número do 
qual desejamos representar na notação cientifica for maios que 1. 
a) 3000 – Para passarmos esse número para notação cientifica devemos caminhar 
com a “vírgula” que existe depois do ultimo zero, até fazer o número ficar no 
formato de um algarismo que esteja entre 1 e 9. 
Página 4 
Então vejam, se temos na ultima casa valores entre 0 
e 4 a ultima casa conhecida também como “algarismo 
duvidoso” se mantém, mas se na ultima casa temos 
valores entre 5 e 9 o algarismo duvidoso é 
arredondado para o próximo número inteiro. 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 1. Revisão matemática 
3000 ↔ 3000, ↔ 300,0 ↔ 30,00 ↔ 3,000 
Ou seja, esse primeiro número (3000) falando bem grosseiramente seria 3000x10
0
, o 
segundo 300,0x10
1
, o terceiro 30,00x10
2
 e o quarto e ultimo 3,000x10
3
. Então pessoal 
vejam que o expoente “positivo” significa quantas casas a vírgula “andou”. 
2°) Expoente negativo: sabemos que o expoente vai ser negativo quando o número do 
qual desejamos representar na notação cientifica for menor que 1. 
b) 0,0004 – Para passarmos esse número para notação cientifica devemos caminhar 
com a “vírgula” que existe depois do primeiro zero, até fazer o número ficar no 
formato de um algarismo que esteja entre 1 e 9. 
0,0004 ↔ 00,004 ↔ 000,04 ↔ 0000,4 ↔ 00004,0 = 4,0 
Ou seja, o expoente vai representar a quantidade de casas em que a vírgula andou, então 
como no exemplo acima ela andou quatro vezes para a esquerda a notação cientifica 
ficará 4,0x10
-4
, ou seja, o -4 simboliza a quantidade de casas que a vírgula foi deslocada 
e que representa um número menor que 1 e maior que zero. 
1.3.1 – Operações envolvendo potência de 10 e Algarismos 
significativos 
 Para trabalharmos com operações que envolvem a notação cientifica (potência 
de 10), existe uma série de regras das quais precisamos saber o uso para calcularmos 
corretamente algarismos envolvendo esse tipo de operação. 
1°) Regra – Soma/subtração: só é possível somar ou subtrair números que tenham o 
mesmo expoente, sendo que o maior se conserva e o menor é alterado de maneira a ficar 
com o mesmo expoente do que o maior. 
Exemplo: 
7,14x10
-5
 + 7,14x10
-4
 = ? (Não se pode fazer esse tipo de operação devido as potências 
estarem diferentes, ou seja, o que tiver o maior expoente vai se conservar enquanto o 
maior vai ser alterado de maneira que ambos tenham o mesmo expoente. 
7,14x10
-5
 = 0,714x10
-4
 
 
 
 
Página 5 
Vejam que houve uma mudança na potência de menor 
expoente, fazendo então com que ambas as potências 
tenham o mesmo expoente e a operação poder ser 
executada normalmente. 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 1. Revisão matemática 
 
Agora com essa alteração podemos fazer a operação normalmente!! 
0,714x10
-4
 + 7,14x10
-4
 = 7,854x10
-4
 = 7,85x10
-4
 
 
 
Existe um macete que nos ensina a trabalhar com alteração de expoente quando 
necessário: 
 Mudar a vírgula para a Esquerda Eleve o expoente 
Exemplo: 7,14x10
-5
 ↔ 0714x10-4 
 Mudar a vírgula para a Direita Diminua o expoente 
Exemplo: 0,322x10
-2
 ↔ 3,22x10-3 
2°) Regra – Multiplicação e divisão: Para essas duas operações podemos executar a 
conta normalmente de todos os termos que não estão em potência de 10, mas porém: 
 Multiplicação: conserva a base 10 e soma os expoentes!! 
Exemplo: (3,5x10
-2
) x (1,5x10
-1
) = 5,25 x 10
-2+(-1) 
 
 
 
 
Então (3,5x10
-2
) x (1,5x10
-1
) = 5,25 x 10
-3
. Mas em casos de: 
 Divisão: conserva a base 10 e subtrai os expoentes!! 
Exemplo: 2,5x10
5
 : 1,25x10
-2
 = 2,0x10
5-(-2)
 = 2,0x10
7
 
 
Observação: A matéria da seção 1.3 possui um slide com acesso livre em 
https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/Página 6 
Expoente se conserva!! 
Resposta dada com o menor 
algarismo significativo. 
Multiplicamos normalmente 
3,5 x 1,5 = 5,25 
Conserva a base 
Soma os expoentes 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 1. Revisão matemática 
1.4 – Plano cartesiano 
 Um plano cartesiano são duas retas paralelas chamadas de Y (reta vertical) e X 
(reta horizontal) em que um ponto central é chamado de zero e todos os lados seguintes 
contem o conjunto de números reais ( ) que varia de – < 0 < + . 
 Y 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1.5 – Equações do primeiro grau 
 Uma equação do primeiro grau é toda equação do tipo ax b aonde a e b são 
números reais. Vejamos: 
Exemplos: 
a) 2x + 5 
b) -4x – 2 
c) 3x – 2 
d) 6x – 9 
Acharmos o x dessa equação é o mesmo que achar o zero, ou seja, algum valor 
que faça a equação zerar. Vejamos a resolução de um exemplo. 
a) 2x + 5 
Resolução: 
2x + 5 = 0 → igualamos a equação a zero 
Página 7 
x 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 1. Revisão matemática 
 
2x = -5 → separamos letras de números, jogando todos os números para depois da 
igualdade e trocando seu sinal e mantendo as letras antes da igualdade. 
x = 
 
 
 → Por fim quem antes estava multiplicando passa dividindo 
x = -2,5 → finalmente temos o valor de x. 
Uma equação de 1° grau possui o gráfico no formato de uma reta e ele pode ser: 
 
 
 
 ou 
 
 
1.6 – Equações exponenciais 
 Não irei aprofundar muito no conceito de equações exponenciais, mas é 
necessários que vocês saibam ao menos o que ela é e como é seu gráfico. 
Equação exponencial é toda equação do tipo: 
a
x
 = b 
Aonde a e b são incógnitas e x é um expoente desconhecido. 
O gráfico de uma função exponencial pode ser representado da seguinte maneira: 
 
 
 
 
 
 
Página 8 
a > 0 a < 0 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 1. Revisão matemática 
 
1.7 – Logaritmo 
Logaritmo é toda equação com o seguinte aspecto: 
Logab= x a
x
 = b 
E o logaritmo possui as seguintes propriendades: 
1°) Loga(x . y) = LogaX + LogaY 
2°) Logax
m
 = m . Logax 
3°) Loga √ 
 
 = LogaX^ 
 
 
 = 
 
 
 . LogaX 
4°) = / 
E o logaritmo possui o seguinte gráfico: 
 
 
 
 
 
 
 
Aonde precisamos entender que a, b e c são números reais. 
1.8 – Porcentagem (%) 
 A porcentagem nada mais é do que representarmos ou indicarmos qualquer coisa 
quando ela é comparada com 100. Vejamos alguns exemplos que nos ilustra isso com 
clareza. 
8% de 90 = 7,2 
5% de 100 = 5 
 
Página 9 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 1. Revisão matemática 
 
76% de 900 = 684 
Mas como achar essa comparação? Então pessoal, é muito simples acharmos 
essa porcentagem, para fazermos isso basta multiplicarmos o número que queremos 
achar em por cento pelo que já temos e dividirmos por 100!!! Vejamos exemplos: 
a) 7% de 345 = 
 
 
 = 24,15 
b) 6% de 987 = 
 
 
 = 59,22 
 
Então pessoal vamos entender toda porcentagem como comparação com alguma coisa 
focada em 100. 
1.9 – Expressões numéricas 
 Veremos muito em termoquímica cálculos relacionados a expressões numéricas 
então gostaria de relembrar com vocês algumas propriedades de preferência que será 
dada e deverá ser seguida na seguinte ordem para resolvermos uma expressão numérica: 
1° prioridade: ( ) 4° prioridade: divisão 
2° prioridade: [ ] 5° prioridade: multiplicação 
3° prioridade: { } 6° prioridade: soma e subtração 
Devemos então em uma expressão numérica resolver de acordo com as seguintes 
prioridades conforme descrita acima!!! 
 
Bom galera creio que o que precisávamos ver de matemática para entendermos a físico 
química e a química analítica é basicamente isso. Não aprofundei muito na parte 
matemática para não sairmos de nosso foco, mas a medida que formos usando essas 
propriedades veremos elas na química. A partir do capítulo 2 então começaremos a 
focar no nosso estudo de química. Então #bons #estudos #para #todos. 
 
 
 
Página 10 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
CAPÍTULO 2 
SOLUÇÕES 
 Soluções são misturas do tipo homogêneas (homogênea até quando vista por 
microscópio óptico) e elas podem ser encontradas em três tipos e são elas: 
 
 
 
 
 
 
 
Em nossos estudos de soluções focaremos nas soluções liquidas por que em um 
laboratório ou na indústria quase sempre se trabalham com soluções homogêneas 
(embora as outras também são utilizadas em alguns ramos) então a partir de agora tudo 
que vermos sobre soluções será referindo a soluções liquidas. 
 Toda solução é a mistura de um soluto (o que pode ser dissolvido) com um 
solvente (aquele que tem a capacidade de dissolver) então de um modo geral podemos 
representar uma solução por: 
 
Solução = 
 
 
 
 
2.1 – Tipos de soluções 
 As soluções podem ser encontradas em três tipos e eles são: insaturadas, 
saturadas e supersaturadas. 
1) Insaturadas: São soluções que se encontra longe do coeficiente de solubilidade, 
ou seja, se for sendo adicionados solutos no solvente eles vão continuar sendo 
dissolvidos. 
2) Saturadas: É a solução que contém a quantidade máxima de soluto capaz de 
dissolver no solvente, então se for sendo adicionado mais solvente aquele soluto 
 
Página 11 
Sólida – Exemplos: 
aliança de ouro 18 
quilates 
Líquidas – Exemplos: 
água do mar, soro 
fisiológico 
Gasosas – Exemplos: 
Ar atmosférico 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 2. Soluções 
não será mais solúvel e ficara sólido no fundo do recipiente. Para uma solução 
saturar deve se comparar com uma determinada temperatura fixa em uma 
quantidade fixa de solvente e a relação entre esses dois termos é chamada de 
coeficiente de solubilidade. 
3) Soluções supersaturadas: é a solução que possui uma quantidade maior de 
soluto do que a capaz do solvente solubilizar ela. Essa solubilização ocorre por 
meio de um aquecimento. 
 
Exercícios 2.1 – (Exercício resolvido) Observem o gráfico abaixo e responda o que se 
pede. 
 
a) Qual das substâncias abaixo tem a sua solubilidade diminuída com o aumento 
da temperatura? 
b) Qual a máxima quantidade de A que conseguimos dissolver em 100g de H2O a 
20°C? 
c) Considerando apenas as substâncias C e D quais são as mais solúveis em água? 
d) Considerando apenas as substâncias A e C qual delas é mais solúvel em água? 
e) Qual das curvas de solubilidade representa a dissolução de um sal hidratado? 
f) Qual é a massa de D que satura 500g de água a 100°C? 
g) Uma solução saturada de C com 100g de água, preparada a 60°C, é resfriada 
até 20°C. Determine a massa de C que ira precipitar formando o corpo de fundo 
a 20°C. 
Exercícios 2.2 – Dada a tabela do coeficiente de solubilidade do NH4Cl em 100g de 
água faça um gráfico quantitativo da sua solubilidade e descreva se com o aumento da 
temperatura a solubilidade aumenta ou diminui. 
 
Página 12 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/Capítulo 2. Soluções 
 
t (°C) Coeficiente de solublidade 
em 100g H2O 
20 37,2 
40 45,8 
60 55,2 
80 65,6 
 
Exercícios 2.3 – O brometo de potássio apresenta a seguinte tabela de solubilidade. 
t (°C) Coeficiente de solubilidade 
em 100g H2O 
30 70 
50 80 
70 90 
 
a) Qual a massa de brometo de potássio necessária para saturar respectivamente 
100g d’água a 50°C e 200g de água a 70°C? 
b) Uma solução foi preparada a 30°C, dissolvendo-se 40g de KBr em 100g d’água. 
Essa solução é saturada? 
2.2 – Concentração das soluções 
Em trabalhos com soluções em laboratórios cada solução é representada pelo seu 
tipo de concentração. Uma concentração de solução pode ser expressa de várias 
maneiras e a partir dessa seção veremos os diversos tipos de concentrações. 
2.2.1 – Concentração comum 
É a relação entre a massa de soluto (em gramas) por volume de solução (em 
litros) e é expressa de acordo com a seguinte razão. 
C1 = 
 
 
 
Aonde: 
C1 = Concentração comum 
m(g) = massa do soluto em gramas 
 
Página 13 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 2. Soluções 
 
V(L) = Volume da solução em litros 
Ou seja, se vermos uma solução de NaOH(aq) rotulada com C1 = 2g/L significa que 
existem 2g de soluto dissolvidos para 1L de solução. 
2.2.2 – Densidade 
É a razão entre a massa em gramas por volume de solução. 
 
D = 
 
 
 
 
2.2.3 – Molaridade ou concentração molar (m) 
Esse tipo de concentração expressa à quantidade de mols do soluto presente em 
um determinado volume de solução (em litros). 
 
m = 
 
 
 
 
m = molaridade (que também pode ser representada por M) 
n = número de mols do soluto 
V = volume em litros de solução 
2.2.4 – Título ( ) 
O titulo é uma maneira de expressarmos a concentração das soluções em 
porcentagem e é a mais utilizada em laboratórios para expressar soluções. A partir dessa 
seção aprenderemos a expressar as soluções em títulos. 
2.2.4.1 – Título em massa (m/m) 
Representa a quantidade de soluto dissolvido em 100g de solução. 
 
Página 14 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 2. Soluções 
 
Exemplo: Uma solução 50%m/m de NaOH representa que estão dissolvidos 50g de 
soluto em 100g de solução. 
2.2.4.2 – Título em volume (v/v) 
Representa uma quantidade de volume dissolvido em 100mL de solução. 
Exemplo: Uma solução de álcool etílico 70%, significa que tem 70mL de soluto para 
100mL de solução. 
 
2.2.4.3 – Título massa por volume (m/v) 
Representa a quantidade de soluto em massa dissolvido em 100mL de solução. 
Exemplo: 10g de NaCl(s) dissolvido em 100mL de solução. 
2.2.5 – Relação entre as unidades de concentrações 
As concentrações podem ser relacionadas uma com as outras e elas são expressa 
de acordo com a formula abaixo: 
 
C = d . . m . M 
 
 
 
 
 
 
 
 
2.2.6 – Concentrações em ppm e ppb 
 Parte por milhão (ppm): representa a quantidade de soluto dissolvida em 106 
gramas de solução. 
 Parte por bilhão (ppb): representa a quantidade de soluto dissolvida em 109 
gramas de solução. 
Essas unidades geralmente são usadas para soluções com volumes muito grandes, por 
exemplo, para medir a poluição no ar atmosférico. 
 
 
Página 15 
g/L 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 2. Soluções 
 
Exercícios 2.4 – (UFR-RJ) Análise o gráfico abaixo e marque a alternativa correta. 
 Solubilidade 
 (g/100mL) 
 
 
 0 
 
a) A solubilidade do KCl é maior que a do KBr 
b) À medida que a temperatura aumenta a solubilidade diminui 
c) A solubilidade do KBr é maior que a do KCl 
d) Quanto menor a temperatura, maior a solubilidade 
Exercícios 2.5 – (EXERCÍCIO RESOLVIDO) Tem-se um frasco rotulado “HCl” 
concentrado, m = 12 mols/L. Pergunta-se: 
a) Quantos mols de HCl há em 50 mL dessa solução? 
b) Que volume de HCl concentrado deve ser retirado para se obter 1,0 mol de 
HCl? 
c) Quantos gramas de HCl (mmHCl = 36,5g/mol) existem em 100mL dessa 
solução? 
Resolução: 
a) A solução é de 12M que é o mesmo que 12 mols para cada litro de solução. 
Logo se a solução está expressa em litros para determinarmos a quantidade 
presente em 50mL devemos passar esse valor para litros. Logo com uma regra 
de 3 determinaremos a quantidade presente em 0,05L (50mL). 
1L de solução ---------------- 12 mols de HCl 
 0,05L de solução ---------------- x mols 
x = 
 
 
 
x = 0,6 mols de HCl 
 
Página 16 
Temperatura (°C) 
KBr 
KCl 
 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 2. Soluções 
 
b) 12M = 12 mols / L (12 mols de HCl para cada litro de solução). 
1 L de solução --------------- 12 mols de HCl 
 x --------------- 1,0 mol de HCl 
x = 
 
 
 
x = 0,083L ou 83 mL de solução 
c) 1 mol de HCl ---------- 36,5g 
12 mols de HCl -------- x x = 438g 
 
Em 1000 mL de solução -------------- 12 mols de HCl = 438g de HCl 
Em 100 mL de solução --------------- x mols x = 1,2 mol 
X = 1,2 mols de HCl, ou seja 43,8g de HCl. 
Exercícios 2.6 – (Ceeteps-SP) O rótulo de uma água mineral distribuída para o 
consumo informa que ela contém principalmente 696,35mg/L de bicarbonato de sódio 
NaHCO3, além de outros componentes. Considerando que a massa molar de NaHCO3 é 
de 84g/mol, a concentração de bicarbonato de sódio, nessa água, expressa em mol/L 
será aproximadamente dê: 
a) 0,080 
b) 0,008 
c) 8,000 
d) 0,120 
Exercícios 2.7 – (UFRS) Uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4), para ser 
utilizada em baterias de chumbo de veículos automotivos, deve apresentar 
concentração igual a 4 mol/L. O volume total de uma solução adequada para se utilizar 
nestas baterias, que pode ser obtido a partir de 500 mL de solução de H2SO4 de 
concentração 18mol/L, é igual a: 
a) 0,50L 
b) 2,00L 
c) 2,25L 
d) 4,50L 
Página 17 
 10 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 2. Soluções 
 
Exercícios 2.8 – O gráfico a seguir representa a curva de solubilidade de várias 
substâncias. 
 
Com base nesse gráfico responda: 
a) Considerando apenas as substâncias NaNO3 e Pb(NO3)2, qual delas é a mais 
solúvel em água, a qualquer temperatura? 
b) Aproximadamente em quais temperaturas a solubilidade do KCl e NaCl são 
iguais? 
c) Qual das substâncias apresenta o maior aumento de solubilidade com o 
aumento da temperatura? 
d) Compare as solubilidades das substâncias KNO3 e NaNO3 a 68°C, abaixo e 
acima dessa temperatura. 
e) Qual a massa de uma solução saturada de NaNO3 a 20°C obtida a partir de 
500g de H2O? 
Exercícios 2.9 – (Esal-MG) As soluções químicas são amplamente utilizadas, tanto em 
laboratório como em nosso cotidiano. Uma delas, solução aquosa de sulfato de cobre 
(CuSO4) a 1% é aplicada no controle fitossanitário das plantas atacadas por 
determinados fungos. A massa de sulfato de cobre em gramas necessária para 
prepararmos 20L dessa solução a 1% em massa é? 
Exercícios 2.10 – (UECE) Quantos mols de glicose (C6H12O6) foram consumidos por 
um paciente que tomou por via parenteral 1.440mL de soro glicosado a 5%? 
 
 
Página 18 
 
Acessolivre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 2. Soluções 
 
Exercícios 2.11 – (UFPI) O nível medicinalmente aceito de chumbo (peso atômico 207) 
no sangue é de 200 g x L-1. Isso é aproximadamente? 
a) 200ppm 
b) 200ppb 
c) 200mol/L 
d) 2x10-6 mol/L 
e) 2 molxL-1 
2.3 – Diluição das soluções 
A concentração das soluções baseia-se na quantidade de soluto presente em uma 
determinada quantidade de solução, ou seja, quanto mais soluto eu tiver em um 
determinado volume de solução mais concentrada ela é e o mesmo é válido para o caso 
contrário. Por exemplo, se eu tenho uma solução muito concentrada e desejo diminuir a 
sua concentração, basta adicionar mais solvente para que ela seja mais diluída, pois 
nesse caso estaríamos aumentando o volume da solução sem alterarmos a quantidade de 
soluto. 
Vejamos um exemplo: Um suco em pó tem escrito que rende “2 litros”. Se eu quero 
um suco “forte” eu faço todo conteúdo com apenas 1L de água. Agora caso eu queira 
um suco “no ponto” eu faço com os 2 litros de água que a embalagem me diz, mas se eu 
ainda quiser um suco fraco eu adiciono mais água. Vejam então pessoal que nos três 
casos citados nenhum deles há alteração da quantidade de pó, o mesmo raciocínio é 
válido para as soluções. 
 
Em trabalhos laboratoriais é necessário se conhecer a concentração da solução desejada, 
ou seja, precisamos saber qual será a concentração da solução que vai ser diluída e isso 
pode ser feito de acordo com a seguinte formula: 
 
C1 x V1 = C2 x V2 
Aonde: 
 C – Concentração 
 V – Volume 
 
Página 19 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 2. Soluções 
 
Nessa formula podemos interpretar da seguinte maneira: “a parte que tem o 
número 1” refere-se as quantidades que eu tenho e a “2” pelo menos um dos termos será 
desconhecido. Vejamos um exemplo: 
Exemplo: Uma solução de H2SO4(aq) possui uma concentração de 196g/L. Para que ela 
tenha uma concentração de 98g/L qual deverá ser o volume de água a ser adicionado à 
solução? 
C1 x V1 = C2 x V2 
V2 = 
 
 
 
 V2 = 
 
 
 = 2L de solução. Ou seja, se o volume final for de 2L e inicialmente eu 
tinha 1L, então deverei adicionar a minha solução 1L de água. 
Exercícios 2.12 – A 40mL de uma solução 0,1M de H2SO4 são adicionados 60mL de 
H2O. Qual a molaridade da solução obtida? (Dados: H = 1g/mol, S = 32g/mol e O = 
16g/mol). 
Exercícios 2.13 – (UFPA) 200mL de uma solução de Mg(OH)2 foi preparada 
dissolvendo-se 2,9g da base em água. Qual o volume dessa solução que deve ser 
diluído para 300mL de forma a se obter uma solução com molaridade igual a 0,125M? 
2.4 – Titulação 
 É um método analítico utilizado para se descobrir a concentração de uma 
solução desconhecida (titulado) através de uma solução com a concentração conhecida. 
 
 
Página 20 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 2. Soluções 
 
Esse método recebe também o nome de “volumetria”, pois através do volume 
gasto e com a aplicação de alguns cálculos matemáticos determinamos as concentrações 
desconhecidas. 
Para determinarmos o fim de uma titulação é necessário a adição de um indicador 
(sendo que eles são utilizados de acordo com a necessidade do trabalho) e sabemos que 
está na hora de parar de adicionarmos o titulante ao titulado quando acontece alguma 
mudança no Erlenmeyer (vidraria aonde encontra-se o liquido chamado titulado) e tais 
mudanças pode ser a formação de um precipitado, mudança bruta do pH, mudança de 
cor da solução, etc. Para fixarmos essa ideia vamos fazer um exemplo: 
Exemplo: Uma solução de NaOH teve seu rotulo contendo o valor da concentração 
rasgado, então foi necessário o uso da titulação para determinar sua concentração. Para 
essa determinação foram adicionados 20mL de NaOH no erlenmeyer a qual com uma 
solução de HCl(aq) 0,2M se gastou 25mL de solução. Com base nesses dados determine 
o valor da concentração da solução de NaOH. 
Primeira coisa que faremos é um “desenho” esquematizando o processo (lembrando que 
titulação é um método aonde ocorre uma reação química). 
1° Passo o desenho: 
 
Então vejam que no desenho esquemático a titulação terminou quando houve uma 
mudança de cor, ou seja, quando nNAOH = nHCl (mesmo número de mols de NaOH 
for igual ao de HCl) a reação ocorreu completamente. 
2° Passo: Agora que já temos o esquema vamos equacionar o fenômeno ocorrido (quem 
tiver dúvidas de como fazer isso reveja os capítulos 8 e 9 do volume 1). 
1HCl + 1NaOH → 1NaCl + 1H2O 
Página 21 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 2. Soluções 
 
Vejam que a reação acontece na proporção de 1:1, então posso usar a formula: 
 
M1 x V1 = M2 x V2 
Aonde: 
M1 = molaridade da solução conhecida (HCl = 0,2M) 
V1 = Volume gasto da solução conhecida 
M2 = A molaridade que procuramos 
V2 = Volume utilizado da solução desconhecida 
 Fazendo a aplicação da fórmula temos: 
M1 x V1 = M2 x V2 
0,2M x 0,025L = M2 x 0,02L 
M2 = 0,25M é a concentração do NaOH. 
Essa formula só pode ser usada para proporção 1:1, mas abaixo veremos alguns 
exercícios resolvidos que aprenderemos a manusear a titulação de outra maneira. 
Exercícios 2.14 – No controle de qualidade do vinagre (solução aquosa de ácido 
acético) deve conter por lei uma concentração de 0,68mol/L de H3CCOOH. Para 
determinar se esse produto atende as especificações 4,00mL de vinagre foram 
colocados em um erlenmeyer e adicionados umas gotas de um indicador. Após foi feito 
a titulação com solução de NaOH 0,100mol/L, gastando-se 26,0mL. Com base nesses 
dados e na reação química balanceada desse processo, determine se o vinagre está com 
a concentração alterada por lei. 
H3CCOOH + NaOH → H3CCOONa + H2O 
 
 1 mol 1 mol 
Resolução: sabemos que 1 mol de ácido acético possui 1 mol de íons H
+
 e 1 mol da base 
possui 1 mol de íons OH
-
. 
 
Página 22 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 2. Soluções 
 
A titulação vai chegar no seu ponto de equivalência quando nH
+
 = nOH
-
. Com isso 
determinaremos a quantidade de mols de NaOH utilizado na titulação. 
nNaOH = mNaOH x V(L) 
nNaOH = 0,1 mol/L x 0,026L = 0,0026 mols de NaOH. 
Sabemos então a quantidade de mols de NaOH que foi utilizada na titulação, então 
através disso conseguiremos determinar a quantidade de ácido acético já que a 
proporção é de 1:1. 
26,0 mL de H3CCOOH = 0,0026mols. 
Agora que temos a quantidade de mols do ácido determinaremos sua molaridade. 
mácido = 
 
 
 = 0,650mol/L, ou seja, a quantidade está fora do permitido por lei, 
Exercícios 2.15 – Um frasco de NaOH é vendido como uma pureza de 95%. Para 
determinar se essa concentração é real foram retirados 4,0g de NaOH e transferido 
para um erlenmeyer com 200mL de água e após foi feita a titulação com HCl 1,0M 
gastando 90mL do ácido. Com base nesses dados determine se a pureza está nos 
parâmetros oferecidos. 
Resolução: No ponto de viragem nAC = NBA. 
 
mAC x VAC = mBA x VBA 
 
1,0M x 0,09L = mBA x 0,2L 
mBA = 
 
 
 = 0,45M 
Cálculo da massa da base pura contida na amostra, cuja massa total foi de 4,0g. 
m = 
 
 
= 
 
 
= m1 = m x M1 x V(L) 
m1 = 0,45M x 40g/mol x 0,2L = m1 = 3,6g representa a parte pura da amostra 
 
Página 23 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/Capítulo 2. Soluções 
 
Com esses dados calcularemos a quantidade do teor da amostra: 
4,0g ------------- 3,6g 
100g ------------ x x = 90g ou 90% de pureza 
2.5 – Misturas coloidais 
Quando comecei o capítulo 2, falando dos estudos das soluções eu havia 
mencionado que para uma mistura ser uma solução seu aspecto homogêneo precisa ser 
válido até se visto a um microscópio. Imaginemos então a seguinte situação. 
 
 
 
 
 
Quando aplicamos um laser sobre essas duas substâncias se tem o seguinte aspecto 
quando vistas de cima. 
 
 
 
 
Observem que parece existir uma “mancha” no frasco contendo água mais amido. Isso 
ocorre porque as moléculas de amido são grandes o suficientes para refletir a luz, ou 
seja, se for posta a um microscópio óptico ela não será uma solução. Esse tipo de efeito 
é chamado de “efeito Tyndall”. 
Exercícios 2.16 – (ITA-SP) Considere os sistemas apresentados a seguir: 
I. Creme de leite 
II. Maionese comercial 
 
Página 24 
 
Água + sal de cozinha 
(partículas < 1nm) 
 
Água + Amido de milho 
(partículas > 1nm) 
Água + Sal Água mais 
amido 
 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 2. Soluções 
 
III. Óleo de soja 
IV. Gasolina 
V. Poliestireno expandido 
Destes sistemas quais são classificados como coloidais? 
a) I e II d) I, II e V 
b) I, II e III e) III e IV 
c) II e V 
- EXERCÍCIOS DE REVISÃO CAPÍTULO 2 (ATÉ AQUI PARTE DA 
MATÉRIA DA PRIMEIRA PROVA) - 
(Não há resolução desses exercícios!!!) 
Exercício R.1 – 100mL de soluções de sais de sódio foram preparadas pela adição de 
50g do sal em água a temperatura de 20°C. 
 
Pela análise da tabela e após a agitação das soluções, conclui-se que as soluções que 
apresentam, respectivamente as maiores e menores concentrações de íons Na
+
 em g/L 
serão quais? 
Exercício R.2 – Um frasco de laboratório contém 2,0L de uma solução aquosa de 
NaCl. A massa de sal dissolvida na solução foi de 120g. Que volume deve ser retirado 
da solução inicial para que se obtenha 30g do sal dissolvido? 
Exercício R.3 – A massa dos quatros principais sais que encontram-se dissolvidos em 
1L de água do mar é de 30g. Num aquário contendo 2,0x10
6
cm
3
 dessa água, qual é a 
quantidade de sais dissolvidos nela? 
 Exercício R.4 – Um químico preparou uma solução de carbonato de sódio Na2CO3 
pesando 53g do sal, dissolvendo e completando o volume para 2,0L. Determine qual é a 
molaridade dessa solução. 
Página 25 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 2. Soluções 
 
Exercício R.5 – A glicose cujo sua formula molecular é C6H12O6, quando presente na 
urina, pode ter sua concentração determinada pela medida da intensidade da cor 
resultante da sua reação, com um reagente especifico, o ácido 3,5 – dinitrossalicílico, 
conforme ilustrado no gráfico abaixo. 
 
Imaginemos que uma amostra de urina, submetida ao tratamento mencionado, tenha 
apresentado uma cor igual a 0,2 na escala do gráfico. É correto afirmar que: 
a) A concentração da glicose corresponde a 7,5g/L da urina. 
b) A amostra apresenta aproximadamente 0,028mol/L de glicose. 
c) A intensidade da cor, na figura, diminui com o aumento da concentração de 
glicose na urina. 
d) A presença de glicose na urina é impossível uma vez que ela não forma soluções 
aquosas. 
Exercício R.6 – Defina solvente, soluto e solução e de exemplos que comprove sua 
definição. 
Exercício R.7 – Na diluição de soluções podemos afirmar que: 
a) A massa do solvente permanece constante 
b) A massa do soluto permanece constante 
c) O volume da solução permanece constante 
d) A molaridade da solução permanece constante 
Exercício R.8 – Uma solução de NaCl de 5,0mL a 1mol/L é diluída para 500mL. 
Determine o valor da nova concentração. 
Exercício R.9 – 100g de certo sal tem a concentração de 30% m/m. A massa de água 
em Kg necessária para diluir ela para 20% m/m será de quantos? Deixe seus cálculos 
indicados explicando assim seu raciocínio. 
Página 26 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 2. Soluções 
 
Exercício R.10 – Um analista deseja preparar 1L de uma solução de 1mol/L de 
Na2SO4, aproveitando 200mL da mesma solução a uma concentração 0,8mol/L. O que 
ele deve fazer para ter a concentração desejada? 
Exercício R.11 – Qual a molaridade de uma solução de ácido sulfúrico obtida pela 
mistura de 30mL do ácido 1,3%, densidade de 1,5 g/mL com 20,0mL do mesmo ácido a 
0,5mol/L? 
Exercício R.12 – Quantos gramas de hidróxido de potássio são neutralizados por 
250mL de solução de ácido nítrico a uma concentração 0,2mol/L? 
Exercício R.13 – Qual o volume gasto em uma titulação em que foram utilizados 
20,0mL do titulado ácido sulfúrico 0,1mol/L e o titulante hidróxido de sódio a 
0,1mol/L? 
Exercício R.14 – Observem a curva de solubilidade de alguns sais. 
 
Com base nesse gráfico determine. 
a) Qual o sal mais e menos solúvel a 100°C. 
b) Com o aumento da temperatura algum sal diminui a solubilidade em água? Se 
afirmativo indique qual. 
 
 
 
 
Página 27 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
CAPÍTULO 2T 
TÉCNICAS DE ANÁLISES INSTRUMENTAIS (VIA 
ÚMIDA) E MANUSEIO DE VIDRARIAS E SUAS 
TÉCNICAS 
Bom galera é do conhecimento de todos que meu livro além de ajudar a galera 
que vai fazer a prova de vestibular também tem o intuito de relembrar aos técnicos ou 
profissionais que precisam trabalhar na área de química de algumas coisas. Nesse 
volume 2 do nosso livro teremos os capítulos “T” que vem da parte técnica e tem o 
intuito de mostrar a aplicação daquilo que vimos no capítulo referente aquele número na 
prática. Para quem vai fazer vestibular ou é do ensino médio, esse capítulo pode ser 
pulado diretamente para o capítulo 3, agora para profissionais da área que desejam 
relembrar acho interessante ver o capítulo. 
2.1T – Medição da densidade 
Para a medição da densidade existem duas maneiras quando estamos falando de 
soluções liquidas e são elas com a ajuda do “densimetro” ou do “picnometro”. Devemos 
lembrar que a densidade é uma propriedade que altera com a temperatura, portanto antes 
da análise da densidade é necessário verificar a temperatura. 
 2.1.1T – Utilização do densimetro 
Primeiro vejamos como é o densimetro. 
 
 
Página 28 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 2T. Técnicas de análises instrumentais 
Essa técnica devera ser aplicada quando não se deseja valores muito exatos em 
suas medidas (veremos esse conceito adiante). O Densimetro devera colocado com o 
lado do lastro para baixo e solto com cuidado dentro da sua solução que deverá está 
contida em uma proveta. Fazendo isso o densimetro deverá “flutuar” dentro de sua 
solução até obter uma estabilização, ficando da seguinte maneira. 
 
Quando o densimetro se estabilizar na sua solução de análise, o menisco devera 
ser olhado na altura dos olhos (figura B) para evitar o erro de paralaxe. 
 
 
Página 29 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 2T. Técnicas de análises instrumentais 
Agora que já sabemos a maneira correta para utilizar o densimetro vamos 
aprender a fazer a leitura dele. Imagine um densimetro com as seguintes escalas. 
 
Observem que o liquido parou em 0,95, ou seja, sua densidade é de 0,95g/mL. 
Agora vamos imaginar que a leitura tenha sido nesse outro densimetro.Vejam então que temos uma escala que está em 1,000 e que se tem escalas 
numéricas que vão de 10 em 10 com 5 traços entre cada uma. Esses “traços” que estão 
na escala de 10 em 10 será determinado seu valor dividindo o intervalo da escala maior 
pelo números de traços, ficando então: 
 10:5 = 2 (2T.1) 
 
Página 30 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 2T. Técnicas de análises instrumentais 
 
Isso significa então que cada traço menos da escala de 10 em 10 possui um 
intervalo de 2, ou seja, a leitura final do densimetro será de 1,404g/mL que corresponde 
ao valor da solução que desejamos. 
Quero chamar a atenção de vocês para o seguinte: 
- Liquido incolor: a leitura do menisco é feita na parte inferior. 
- Liquido colorido: Menisco superior. 
 
2.2T – Precisão e Exatidão 
Para nossas análises serem confiáveis precisamos abordar dois temas muito 
importante para química analítica e são eles EXATIDÃO e PRECISÃO. 
1) Precisão: É a concordância entre várias medidas. Dizemos que a precisão é alta 
quando um valor encontra-se perto um do outro. 
 Precisão alta 
X 
 
 
 Precisão média 
X 
 
 
Página 31 
 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 2T. Técnicas de análises instrumentais 
 
 Precisão ruim 
X 
 
Então vemos pelo esquema acima 3 “concordâncias” (aonde cada bolinha 
representa uma medida) e que cada uma marca uma precisão diferente. 
2) Exatidão: É a correspondência entre um valor medido e o valor de referência. 
Em outras palavras a exatidão está relacionada a “fidelidade” da medida, ou 
seja, ela é exatamente igual ao que eu esperava. Suponhamos que “X” seja o 
valor desejado, vejamos alguns exemplos como os de cima que nos ilustra 
melhor. 
 Exatidão alta: 
X 
 
 
 Exatidão média: 
X 
 
 
 Exatidão baixa: 
X 
 
 
Na prática em trabalhos de laboratório é importante relacionarmos em nossas 
medidas PRECISÃO e EXATIDÃO, sendo que se uma delas for baixa nossas análises 
não se tornam confiáveis. 
É comum para quem ta começando na área, principalmente estudantes, a 
confundir esse assunto ou acha ló desnecessário, porém eu pergunto: 
 
Página 32 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 2T. Técnicas de análises instrumentais 
 
E se formos preparar um remédio e não tivermos precisão alta nem exatidão? Já pensou 
que poderíamos matar muitas pessoas? Por esse motivo esse tema é estudado. 
2.3T – Medição da densidade através do picnometro 
A análise da densidade por meio do picnometro se deve quando queremos altas 
PRECISÕES e EXATIDÕES em nossa medida, mas para isso é necessário sabermos 
usar o picnometro. Vejamos como é essa vidraria. 
 
Quando formos trabalhar com o picnometro precisamos verificar seu “volume” 
mesmo que já venha escrito na vidraria qual seja ele, pois ele dilata com o aumento do 
calor e contrai com a diminuição do calor, por isso essa importância. Para medirmos o 
volume do picnometro faremos da seguinte maneira. 
1) Pesamos o picnometro em uma balança tarada (suponhamos que deu 24,500g 
para um picnometro de 50,0 mL). 
2) Iremos “tarar” a balança com o picnometro em cima. 
3) Acrescentaremos “água deionizada” até cobrir toda vidraria e adicionaremos 
rapidamente a “tampinha” afim de que todo capilar esteja com água 
(observação: não pode haver espaço de ar na vidraria). 
4) Iremos secar toda parte externa da vidraria sem deixar o papel “sugar” a água de 
dentro. 
5) Com o picnometro cheio o colocaremos na balança e anotaremos a massa que 
deu (suponhamos que tenha dado 52,556g). 
6) Feito isso usaremos 2T.2 para calcularmos o volume real da vidraria. 
 
D = 
 
 
 V(mL) = 
 
 
 
 
 
 (iremos considerar a densidade da água 1,0g/mL) 2T.2 
 
Página 33 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 2T. Técnicas de análises instrumentais 
 
V(mL) = 
 
 
 = 52,556mL 2T.2 
Então vejam que, ao invés do volume do picnometro ser 50mL como veio 
escrito na vidraria ele na verdade tinha um volume de 52,556mL. 
Com esses dados em mãos calcularemos agora a densidade da solução desejada, 
e para fazermos isso seguiremos o seguinte passo a passo. 
1) Faremos a ambiente (limpar o picnometro com uma pequena porção da solução 
e posteriormente descarta-la. Esse método precisa ser repetido no mínimo 3 
vezes) no picnometro com a solução a qual desejamos medir a densidade. 
2) Adicionaremos a solução que vamos analisar no picnometro enchendo ele 
completamente e depois colocamos a tampinha tomando cuidado para não ficar 
nenhum bolsão de ar. 
3) Após o procedimento 2 pesaremos o picnometro novamente com a solução de 
análise (suponhamos que a massa deu 53,777g). 
4) Calcularemos a densidade com 2T.3. 
 
D = 
 
 
 D = 
 
 
 D = 1,023g/mL 2T.3 
Então vejam que a densidade da nossa solução é na verdade 1,023g/mL. 
 
2.4T – Preparo de soluções 
Para o preparo de soluções de concentração comum devemos proceder da 
seguinte maneira. 
1) Pesar o soluto em um béquer ou vidro de relógio e transferir “quantitativamente” 
para um béquer e adicionar o solvente para solubilizar o soluto. 
2) Feito isso deve ser transferido para um balão volumétrico de acordo com a 
técnica da figura abaixo. 
 
 
 
Página 34 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 2T. Técnicas de análises instrumentais 
 
 
3) Após, lavar o que ficou retido no béquer (com o mesmo solvente usado na 
dissolução do soluto) com o auxilio de uma piceta (conforme figura abaixo) e 
repetir o procedimento 2, tomando cuidado para não ficar soluto retido nas 
paredes do béquer. 
 
4) Fazendo essas técnicas deve se completar com o soluto o balão volumétrico até 
o menisco atingir o “risco” do balão volumétrico, conforme destacado na figura 
abaixo. 
 
 
 
Página 35 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 2T. Técnicas de análises instrumentais 
 
 
5) Fazendo isso e com o balão bem fechado ele deve ser bastante agitado afim de 
se ter uma homogeneização completa (conforme figura abaixo). 
 
Após a sua solução está pronta ela deve ser transferida para um frasco âmbar, 
aonde ela deve ser rotulada com o nome dela (exemplo: NaOH(aq)), sua concentração 
(exemplo: 2g/L) e a data na qual ela foi manuseada (exemplo: 31 de agosto de 2014) e 
ainda deve ser colocado o nome do analista que fez a solução (Exemplo: Emerson). 
2.5T – Técnicas de titulações 
 Para se proceder com uma titulação que é uma análise que precisa ser 
extremamente exata e precisa é necessário tomar cuidado com algumas coisas, tais 
como garantir que todas as vidrarias estejam completamente limpas, que tenha se feito 
ambiente na bureta e na pipeta volumétrica e que não se tenha bolhas na bureta. 
 
 
Página 36 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 2T. Técnicas de análises instrumentais 
 
Verificado todos os procedimentos acima deveremos adicionar um indicador 
(quantidade mínima, somente a ponto de vermos o ponto de viragem) ao titulado e 
procedercom a titulação gota a gota até obtermos uma alteração na cor do titulado que 
persista por pelo menos 30 segundos (observação: o indicador deve ser colocado 
somente a solutos que não muda de cor com o decorrer da titulação. Geralmente para 
titulações REDOX não se usa indicadores). 
 
Durante a adição do titulante ao titulado o erlenmeyer deve ser agitado 
constantemente, garantindo assim maior homogeneização da solução (ver figura 
abaixo). 
 
 Se na nossa titulação não obtiver valores exatos e precisos é necessário 
repetirmos todo o processo. 
Quando fazemos uma análise por titulação é necessário ainda calcularmos o desvio 
padrão e o desvio padrão relativo, que eles vão garantir a qualidade de nossa análise. O 
desvio padrão relativo deve ser de no máximo 5% para nossa análise ser considerada 
confiável, maior que isso ela não é confiável. Para fazer o calculo do desvio padrão 
relativo, é necessário calcularmos o desvio padrão e isso pode ser feito da seguinte 
maneira. 
 
 
 
Página 37 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 2T. Técnicas de análises instrumentais 
 
 Desvio padrão (S): 
S = 
Aonde: 
X – Valor médio 
Xi – Valor medido experimentalmente (resultados das análises de titulação) 
N – Número de análises realizadas 
Quando calculamos S é possível então calcularmos o SR. 
 Desvio padrão relativo (SR): 
SR = (
 
 
) x 100 (Sendo que > 5% não é considerável confiável). 
Algumas titulações ainda alem do desvio padrão e do desvio padrão relativo 
necessita do calculo da EXATIDÃO que é feito da seguinte maneira. 
 Erro absoluto (E) 
E = Xi – Xv 
Aonde: 
Xi – Valor medido experimentalmente 
Xv – Valor esperado 
Ou seja, o erro absoluto vai ser calculado quando em nossa titulação estivermos 
esperando um valor qualquer e acabarmos encontrando outro completamente diferente. 
 
ATENÇÃO TÉCNICOS E PROFISSIONAIS DA ÁREA 
Desvio padrão e desvio padrão relativo só é calculado para medidas que exigem uma 
precisão muito alta e a exatidão quando tivermos um valor previamente esperado!! 
 
Página 38 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
CAPÍTULO 3 
PROPRIEDADES COLIGATIVAS 
A partir desse capítulo terminaremos a matéria da primeira prova do 2° ano. 
Esse capítulo em minha opinião se propõe a segunda matéria mais difícil da físico-
química (embora pequeno), por isso prestem muita atenção e se tiverem dúvidas releia a 
matéria quantas vezes forem necessárias porque esse assunto é cobrado em vestibular. 
As propriedades coligativas propõe seu estudo no comportamento das soluções e 
dos líquidos. Elas explicam coisas do tipo porque ao adicionarmos sal na água fervendo 
ela para de ferver, como é possível ferver a água sem aquece lá e também porque as 
panelas de pressão cozinha as coisas. 
Vamos iniciar nossos estudos de propriedades coligativas tomando em conta o 
diagrama de três fases da matéria. 
 
 Poderíamos ler esse gráfico fazendo uma associação do estado físico de qualquer 
substância relacionando a temperatura com sua pressão. No volume 1 associamos os 
estados físicos de qualquer substância somente com a temperatura sem preocupar com a 
pressão, mas a partir de agora teremos que ter uma visão critica do comportamento dos 
estados físicos. 
Exercícios 3.1 – Observe o gráfico abaixo e indique os estados físicos de cada 
substância. 
 
Página 39 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 3. Propriedades coligativas 
 
Exercícios 3.2 – (Unicamp-SP) Observe o diagrama de fases do CO2, abaixo: 
 
Considere uma amostra de 5g de dióxido de carbono a 1 atm de pressão e temperatura 
de -50°C e descreva o que se observa quando, mantendo-se a temperatura constante, a 
pressão é aumentada lentamente até 10 atm. 
3.1 – Pressão máxima de vapor 
A pressão de vapor está relacionada com a pressão que o vapor de um liquido 
volátil exerce em um ambiente fechado. Considere esses dois recipientes contidos a uma 
temperatura constante de 20°C. 
 
 
 
A principio vemos que a pressão de vapor é zero nas duas situações, isso é 
porque os líquidos ainda não evaporarão. Agora imagine a seguinte situação abaixo e 
vejam as novas pressões de vapor quando o sistema atinge um equilíbrio dinâmico (o 
liquido para de evaporar). 
 
 
 
 
 
Página 40 
 
 
 água 
 
 
 Éter 
Pressão de 
vapor 0 mmHg 
Pressão de 
vapor 0 mmHg 
 
 
 
 Água 
Pressão de 
vapor 17,5 
mmHg 
 Éter 
Pressão de 
vapor 442 
mmHg 
Nota: As “bolinhas” é para representar os vapores exercido pelos líquidos. 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 3. Propriedades coligativas 
Vejam então que o éter possui maior pressão de vapor do que a água, logo isso 
indica que ele evapora mais que a água, portanto ele é mais volátil. 
Grosseiramente falando dizer que uma substância possui maior pressão de vapor 
é o mesmo que falar que em seu sistema possui mais vapor quando ele atinge o 
equilíbrio dinâmico. 
Exercícios 3.3 – Líquidos diferentes apresentam diferentes pressões máxima de vapor 
sob uma mesma temperatura. Quanto mais volátil o líquido, menor é a sua temperatura 
de ebulição e maior a sua pressão máxima de vapor. A tabela a seguir apresenta as 
pressões máximas de vapor (Pv) de três substâncias a mesma temperatura: 
Substâncias 
Pressão máxima de 
vapor (Pv) em mmHg 
I 100 
II 140 
III 200 
 
Com base nesses dados responda: 
a) Qual é a substância mais volátil? 
b) Qual delas apresenta a maior temperatura de ebulição? 
c) Associe-as com as curvas A,B e C. 
 
Pv 
 
 
 
 t 
d) Em qual das substâncias as forças intermoleculares no estado líquido são mais 
intensas? 
 
 
 
Página 41 
A 
B 
C 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 3. Propriedades coligativas 
 
Exercícios 3.4 – Considere três recipientes contendo acetona liquida, sendo que todas 
estão nas mesmas condições de temperatura e pressão. 
 
 
 
 A B C 
a) Em quais dos três frascos teremos acetona na forma de vapor? 
b) Em qual dos três frascos a pressão de vapor da acetona é maior? 
Exercícios 3.5 – (ENEM - Adaptada) Um liquido, num frasco aberto, entra em ebulição 
a partir do momento em que sua pressão de vapor se iguala a pressão atmosférica. 
Assinale a opção correta, considerando a tabela e os dados apresentados das seguintes 
cidades. 
 
 
A temperatura de ebulição será: 
a) Maior em campos do Jordão 
b) Menor em natal 
c) Menor no pico da neblina 
d) Igual em campos do Jordão e Natal 
e) Não dependerá da altitude 
 
 
Página 42 
 
Acesso livre da apostila em https://www.facebook.com/groups/livrodequimica/ 
 
Capítulo 3. Propriedades coligativas 
 
Exercícios 3.6 – (FEI-SP) Aquecendo água destilada, numa panela aberta e num local 
onde a pressão ambiente é 0,92atm. 
a) Será inferior 100°C 
b) Depende da rapidez do aquecimento 
c) Será igual a 100°C 
d) É alcançada quando a pressão máxima