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QUÍMICA 
GERAL E 
INORGÂNICA
 Josemere Both
Solubilidade
Objetivos de aprendizagem
Ao final deste texto, você deve apresentar os seguintes aprendizados:
 „ Definir a dissolução química.
 „ Descrever os diferentes tipos de soluto.
 „ Classificar as soluções.
Introdução
Estamos em contato com muitas soluções em nosso cotidiano: os alimen-
tos, como sucos adoçados, os gases que respiramos, além dos materiais 
metálicos que compõem os mais diversos objetos domésticos ou, ainda, 
que fazem parte de carros, construções, entre outros. Esses exemplos são 
compostos por misturas de substâncias que formam sistemas homo-
gêneos, ou seja, seus componentes estão misturados uniformemente 
em nível molecular. Por exemplo, em uma solução de café, utilizamos 
substâncias que se misturam. Adicionamos água quente ao café, que é 
uma mistura de vários compostos, e também o açúcar, para adoçar a 
bebida. Você já imaginou o que ocorre com essas substâncias, em nível 
molecular, ao preparar o seu café? 
Neste capítulo, você vai compreender o comportamento de cada 
componente em uma solução. Vamos iniciar o estudo da solubilidade das 
substâncias entendendo o fenômeno de dissolução em soluções líquidas, 
em que um soluto é dissolvido em um solvente, prestando atenção ao 
papel das forças intermoleculares. Junto a isso, examinaremos as variações 
na energia e na desordem que acompanha o processo de dissolução. Em 
seguida, veremos os diferentes tipos de solutos: as substâncias iônicas, 
covalentes e metálicas, bem como a solubilidade que depende da natu-
reza do soluto e do solvente que, por sua vez, determinam as identidades 
das forças intermoleculares entre eles. Por fim, vamos conhecer os tipos 
de soluções e classificá-las de acordo com o estado de agregação das 
substâncias, quanto à natureza e à quantidade do soluto.
Dissolução química
Uma solução é formada quando uma substância se dispersa uniformemente 
em outra. Com exceção de misturas gasosas, todas as soluções envolvem 
substâncias em fase condensada. Sabemos que as moléculas ou os íons das 
substâncias em estados líquidos e sólidos sofrem forças atrativas intermole-
culares que os mantêm juntos. As forças intermoleculares agem também entre 
partículas de soluto e em moléculas de solvente. Íon-dipolo, dipolo-dipolo, 
dipolo induzido-dipolo permanente ou ligação de hidrogênio podem agir entre 
as partículas do soluto e do solvente em uma solução. Forças íon-dipolo, por 
exemplo, predominam em soluções de substâncias iônicas em água. Forças 
dipolo induzido-dipolo permanente, por outro lado, predominam quando uma 
substância apolar, como C6H14, dissolve-se em outra apolar, como CCl4. Além 
disso, um fator muito importante que determina a formação de uma solução é 
a intensidade relativa das forças intermoleculares entre as partículas do soluto 
e do solvente (BROWN; LEMAY JÚNIOR; BURSTEN, 2005).
As soluções se formam quando as forças atrativas entre as partículas do 
soluto e do solvente possuem módulos comparáveis em magnitude com as que 
existem entre as partículas do soluto ou entre as partículas do solvente. Por 
exemplo, a substância iônica NaCl dissolve-se rapidamente em água porque 
as interações atrativas entre os íons e as moléculas polares de H2O superam 
a energia de rede de NaCl(s). Vamos analisar de forma mais detalhada esse 
processo de dissolução prestando atenção nessas forças atrativas apresentadas 
na Figura 1.
Quando NaCl é adicionado à água, as moléculas de água orientam-se na 
superfície do cristal de NaCl. A extremidade positiva do dipolo na água é 
orientada no sentido dos íons Cl-, e a extremidade negativa do dipolo na água 
é orientada no sentido dos íons Na+. As atrações íon-dipolo entre os íons e 
as moléculas de água são suficientemente fortes para puxar os íons de suas 
posições no cristal. Uma vez separados do cristal, os íons Na+ e Cl- são cercados 
por moléculas de água, como mostrado na Figura 1. Essas interações entre 
moléculas de soluto e de solvente são conhecidas como solvatação. Quando 
o solvente é a água, as interações são conhecidas como hidratação (BROWN; 
LEMAY JÚNIOR; BURSTEN, 2005). 
Solubilidade2
Figura 1. Íons Na+ e Cl– hidratados.
Fonte: Adaptada de magnetix/Shutterstock.com.
2δ–
2δ–δ+
δ+
δ+ δ
+
Cl–
Cl–
Cl–
Na+
O
H
H
Na+
Na+
O processo de dissolução ocorre com diversas substâncias que podem 
formar solução quando soluto e solvente são misturados. A dissolução de 
CuCl2 em água pode ser também utilizada para compreender os processos de 
dissolução. Se adicionarmos CuCl2(s) em um béquer com H2O(l), o sal come-
çará a se dissolver. A quantia de sólido diminui, e a concentração de Cu2+(aq) 
e Cl-(aq) na solução aumenta. Se continuarmos adicionando CuCl2, entretanto, 
será alcançado, por fim, um ponto em que o CuCl2 adicional parece não se 
dissolver. A concentração de Cu2+(aq) e de Cl
-
(aq) não aumenta mais, e qualquer 
sólido CuCl2 adicional simplesmente permanecerá como um sólido no fundo 
do béquer. Dizemos que a solução está saturada. Embora nenhuma mudança 
3Solubilidade
seja observada em nível macroscópico quando a solução está saturada, o 
processo é diferente no nível particulado. O processo de dissolução continua 
ocorrendo, com íons Cu2+ e Cl- saindo do estado sólido e entrando em solução. 
Simultaneamente, entretanto, um segundo processo está ocorrendo, que é a 
formação do sólido CuCl2 a partir de Cu
2+ e Cl-. As taxas em que CuCl2 se 
dissolvem e precipitam são iguais em uma solução saturada, de modo que 
nenhuma mudança líquida ocorre em nível macroscópico (KOTZ; TREICHEL 
JÚNIOR, 2005). 
Uma forma de dimensionar as alterações na dissolução de substâncias e 
formação de soluções é por meio das mudanças de energia. Como as forças 
de atração intermoleculares são muito importantes quando líquidos e sólidos 
estão envolvidos, a formação de uma solução está inevitavelmente associada 
com a troca de energia ou com as trocas de entalpia. A troca de entalpia entre 
o sistema e o meio, quando um mol de soluto dissolve-se no solvente a uma 
pressão constante, para formar uma solução diluída é chamada de entalpia 
molar da solução, ou energia total de formação de solução ΔHdiss (CHANG; 
GOLDSBY, 2013).
Ocorre um gasto de energia ao separar as partículas do soluto e do solvente 
para fazer com que elas se misturem. Essa mudança aumentará a energia 
potencial do sistema, porque elementos que naturalmente se atraem são se-
parados, contudo, uma vez que as partículas são agregadas novamente para 
formar a solução, as forças de atração entre as partículas do soluto e do solvente 
levam a uma diminuição na energia potencial do sistema. A energia total de 
formação de solução ΔHdiss é a resultante das contribuições dos componentes 
envolvidos na solução (BRADY; RUSSEL; HOLUM, 2002). Para examinar-
mos detalhadamente, vamos observar as mudanças que ocorrem na energia 
potencial quando um sólido dissolve-se em um líquido.
A entalpia é uma função de estado e, dessa forma, a magnitude de uma 
mudança na entalpia, como ΔHdiss, não depende de como o sistema passa de 
um estado para outro. Podemos traçar qualquer caminho que desejarmos 
para o processo de formação da solução, contanto que passemos do mesmo 
estado inicial, ou seja, as amostras separadas de soluto e solvente, para o 
mesmo estado final, a solução (CHANG; GOLDSBY, 2013). A variação de 
entalpia total na formação da solução ΔHdiss é a soma das contribuições dos 
componentes envolvidos no sistema: 
ΔHdiss = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 
Solubilidade4
A Figura 2 descreve a variação de entalpia associada à formação de uma 
solução contendo três componentes. A separação das partículas do soluto entre 
si demanda uma absorção de energia para superar suas interações atrativas. O 
processo é, portanto, endotérmico, quando ΔH1 > 0. A separação das moléculasde solvente para acomodar o soluto também requer energia, dessa forma, 
ΔH2 > 0. O terceiro componente resulta das interações atrativas entre o soluto 
e o solvente, e é exotérmico quando ΔH3 > 0. 
Figura 2. Descrição das três contribuições de entalpia para a variação de 
entalpia total na formação da solução ΔHdiss.
∆H1: separação das moléculas do soluto
∆H2: separação das moléculas do solvente
∆H3: formação das interações soluto-solvente
Os três termos de entalpia podem somar-se para chegar a uma soma negativa 
ou positiva. Assim, a formação de uma solução pode ser tanto exotérmica 
quanto endotérmica. Por exemplo, quando MgSO4 é adicionado à água, a 
solução resultante fica bem quente: ΔHdiss = – 91,2 kJ/mol, liberando energia 
em forma de calor. Em contraste, a dissolução de NH4NO3 é endotérmica: 
ΔHdiss = 26,4 kJ/mol, ou seja, é fria e absorve calor do ambiente.
5Solubilidade
Vamos observar a formação de solução envolvendo o soluto KI em água. Para utilizarmos 
os dados de energia disponíveis, vamos traçar o procedimento de dissolução de KI com 
duas etapas. As duas etapas partirão do soluto sólido e do solvente líquido e produzirão 
a solução final. Na primeira etapa, as moléculas do sólido e do líquido se afastam. No 
segundo passo, o soluto KI é dissociado pelas moléculas de água, formando os íons 
K+ e I- que misturam-se no solvente. 
Como podemos observar na figura a seguir, a primeira etapa é um processo endo-
térmico e aumenta a energia do sistema. As partículas do sólido se atraem e, por isso, 
precisamos de energia para separá-las. Ao receber a energia necessária, as partículas do 
sólido se separam. Na segunda etapa, as partículas do soluto, ao se misturarem, causam 
uma diminuição na energia do sistema, pois as partículas de solvente e soluto se atraem. 
Esse passo é, então, exotérmico, e sua energia é chamada de energia de hidratação.
+632 kJ/mol
A partir da energia que está
sendo absorvida para 
separação do soluto (∆H1)
1ª etapa
+619 kJ/mol
A partir da energia que está
sendo liberada na interação 
soluto-solvente (∆H2)
2ª etapa
K+ + I– Água
pura
Solução diluída
de 1 mol de Kl
K+(aq) + I
–
(aq)
+ 13 kJ/mol = ∆Hdissol
Formação da solução é
endotérmica
Água
pura
T = 25°C
En
ta
lp
ia
 d
o 
sis
te
m
a
1 mol
Kl(s)
A variação de entalpia total na formação da solução, ΔHdiss, é a diferença entre a 
energia necessária para a etapa 1 e a energia liberada na etapa 2. Quando a energia 
necessária para a etapa 1 excede a energia liberada na etapa 2, a solução se forma 
endotermicamente, como é o caso do exemplo anterior. Caso a energia liberada na 
etapa 2 exceda a energia necessária para a etapa 1, a solução se forma exotermicamente.
Solubilidade6
Solução é uma mistura homogênea na qual as moléculas (quando a substância é mole-
cular) ou os íons (quando a substância é iônica) estão completamente intermisturados.
Ao menos duas substâncias estão envolvidas quando se forma uma solução. Uma 
delas é o solvente, e todas as outras possíveis são os solutos. O solvente é o meio 
onde os solutos estão misturados ou dissolvidos. A água é um solvente típico e muito 
comum, mas, na realidade, o solvente pode estar em qualquer estado físico: sólido, 
líquido ou gasoso. Um soluto é qualquer substância dissolvida no solvente. O soluto 
pode ser um gás, como o dióxido de carbono que é dissolvido em bebidas gasosas. 
Em alguns casos, o soluto é um líquido, como o glicol etileno que é dissolvido na 
água colocada nos radiadores de veículos em países de clima frio, para evitar que ela 
congele. Sólidos também podem, é claro, ser solutos, como o açúcar dissolvido em 
um suco de laranja.
Fonte: Brady, Russel e Holum (2002).
Tipos de soluto
Tradicionalmente, pensamos em soluções que envolvem o soluto como um 
sólido e o solvente como um líquido, como nos exemplos trabalhados até o 
momento. Isso não é por acaso, pois as soluções e a ocorrência de reações 
químicas são favorecidas quando as substâncias interagem em meio líquido 
(ATKINS; JONES, 2012). Contudo, podemos ter vários tipos de soluções 
formadas por variações no estado de agregação dos seus componentes e, dessa 
forma, podemos ter variações nos tipos de soluto. Veremos, mais adiante, 
que as soluções podem ser formadas por solutos sólidos, líquidos ou gasosos. 
Agora, vamos analisar os tipos de solutos e sua solubilidade em solventes.
A dissolução de um soluto em um solvente dependerá, exclusivamente, das 
características das forças de interação entre as partículas que o compõe. Os 
solutos podem ser substâncias iônicas, covalentes ou metálicas.
Os solutos iônicos, como o NaNO3, quando puros, possuem forças de 
atração intermoleculares dipolo-dipolo. Isso quer dizer que existe uma atração 
entre os dipolos das moléculas, que são característicos de substâncias polares 
(ATKINS; JONES, 2012). Esse tipo de soluto se dissolverá com mais facilidade 
e em maior quantidade em solventes que possuem a mesma característica 
de polaridade nas moléculas. Por isso, quando o NaNO3 é um soluto, ele se 
dissolve com facilidade em água, pois a água é uma molécula polar que passa 
a fazer ligações íon-dipolo com o NaNO3 dissolvido nela.
7Solubilidade
Para os solutos com ligações intramoleculares covalentes, a regra é a 
mesma, semelhante dissolve semelhante. Uma substância covalente não possui 
momento dipolo resultante, ou seja, é uma molécula neutra, e isso é o que 
caracteriza a molécula como apolar. Por exemplo, tanto o CCl4 como o benzeno 
C6H6 são líquidos apolares. As únicas forças intermoleculares presentes nessas 
substâncias são as forças de dipolo induzido-dipolo permanente. Quando esses 
dois líquidos se misturam, prontamente, dissolvem-se um no outro, porque a 
atração entre as moléculas de CCl4 e de C6H6 é da mesma ordem de grandeza 
da atração entre as moléculas de CCl4 e entre as moléculas de C6H6. Diz-se que 
dois líquidos são miscíveis se forem completamente solúveis um no outro em 
todas as proporções. Os álcoois, como o metanol, o etanol e o 1,2-etilenoglicol, 
são miscíveis com a água porque podem formar ligações de hidrogênio com 
as moléculas de água (CHANG; GOLDSBY, 2013).
Fazendo uma comparação entre solutos iônicos e covalentes, podemos 
observar que NaNO3 dissolve-se em água porque os íons em solução são 
estabilizados por hidratação, que envolve interações íon-dipolo. Em geral, 
prevemos que os compostos iônicos sejam mais solúveis em solventes polares, 
como H2O(l), NH3(l) ou HF(l), do que em solventes apolares, como CCl4 e C6H6. 
Uma vez que as moléculas dos solventes apolares têm momento de dipolo 
zero, elas não podem dissolver com eficiência os íons Na+ e NO3
-. A interação 
intermolecular predominante entre íons e compostos apolares é a interação 
dipolo induzido-dipolo permanente, muito mais fraca do que a interação íon-
-dipolo (CHANG; GOLDSBY, 2013). Consequentemente, os compostos iônicos, 
em geral, apresentam uma solubilidade quase nula em solventes apolares. A 
mesma relação é feita para os solutos covalentes.
Os solutos metálicos, como Fe, Au, Ag ou Hg, sempre serão solúveis em 
outros metais, formando as ligas metálicas. Esse tipo de soluto possui liga-
ções metálicas que serão reorganizadas quando dois ou mais metais forem 
misturados em estado líquido. Estes, como exceção, não são dissolvidos em 
solventes polares e apolares. 
O capítulo “Forças intermoleculares, líquidos e sólidos”, do livro Química (CHANG; 
GOLDSBY, 2013), traz mais informações sobre as ligações intermoleculares que um 
soluto realiza quando dissolvido em um solvente para formar soluções.
Solubilidade8
Vamos utilizar um exemplo para prever o comportamento de alguns solutos 
em alguns solventes com base no conhecimento das forças intermoleculares.
Preveja as solubilidades relativas nos seguintes casos: 
a) Bromo (Br2)em benzeno (C6H6, µ = 0 D) e em água (µ = 1,87 D); 
b) KCl em tetracloreto de carbono (CCl4, µ = 0 D) e em amônia líquida (NH3, µ = 1,46 D); 
c) formaldeído (CH2O) em dis-sulfeto de carbono (CS2, µ = 0 D) e em água.
Resposta:
Para prever solubilidades, lembre-se da expressão: semelhante dissolve semelhante. 
Um soluto apolar se dissolverá em um solvente apolar; geralmente, os compostos 
iônicos se dissolverão em solventes polares devido a interações íon-dipolo favoráveis; 
os solutos que podem formar ligações de hidrogênio com determinado solvente terão 
solubilidade elevada nesse solvente.
Assim: 
a) Br2 é uma molécula apolar e, portanto, deve ser mais solúvel em C6H6, que também 
é apolar, do que em água. As forças de dispersão são as únicas forças intermole-
culares entre Br2 e C6H6. 
b) KCl é um composto covalente, com momento dipolo. Para que ele se dissolva, 
os íons K+ e Cl- devem ser estabilizados por interações íon-dipolo. Uma vez que 
CCl4 tem momento de dipolo zero, KCl deve ser mais solúvel em NH3 líquido, uma 
molécula polar com elevado momento de dipolo. 
c) Uma vez que CH2O é uma molécula polar, e CS2 (uma molécula linear) é apolar, as 
forças entre as moléculas de CH2O e CS2 são de dispersão e do tipo dipolo induzido-
-dipolo permanente. Por outro lado, CH2O pode formar ligações de hidrogênio 
com a água e, por isso, deve ser mais solúvel nesse solvente.
Classificação de soluções
As soluções podem ser classificadas considerando as características do soluto 
e do solvente que formam a solução. Essa classificação é realizada de acordo 
com o estado de agregação das substâncias, bem como quanto à quantidade 
e à natureza do soluto.
As soluções possuem três classificações quando consideramos o estado 
físico. Elas podem ser soluções sólidas, gasosas e líquidas. O Quadro 1 apre-
senta o resumo das combinações possíveis entre soluto e solvente formando 
as soluções sólidas, líquidas e gasosas.
9Solubilidade
Fonte: Adaptado de Brown, Lemay Júnior e Bursten (2005, p. 446).
Estado da 
solução
Estado do 
solvente
Estado do 
soluto
Exemplo 
Gás Gás Gás Ar
Líquido Líquido Gás Oxigênio na água
Líquido Líquido Líquido Álcool na água
Líquido Líquido Sólido Sal na água
Sólido Sólido Gás Hidrogênio 
no paládio
Sólido Sólido Líquido Mercúrio na prata
Sólido Sólido Sólido Prata no ouro
Quadro 1. Exemplos de tipos de soluções
As soluções sólidas podem ocorrer entre duas substâncias sólidas, como 
nas ligas metálicas (SILVA, 2014). Um exemplo é uma liga de bronze, em 
que o solvente é o bronze e o soluto é o zinco. Podem ocorrer também entre 
líquido e sólido. Um exemplo é o amálgama de prata utilizado em obturações 
dentárias, uma mistura entre a prata, o estanho (sólidos) e o mercúrio (um 
metal líquido). Além disso, as soluções sólidas podem ocorrer entre gasoso e 
sólido, como o hidrogênio dissolvido em paládio.
As soluções gasosas ocorrem entre duas substâncias gasosas (SILVA, 
2014). Um bom exemplo é o ar atmosférico formado por uma mistura de gases 
(78% de nitrogênio, 21% de oxigênio, 0,03% de gás carbônico e cerca de 1% 
de outros gases, além de vapor de água).
Nas soluções líquidas, voltando ao exemplo dado em dissolução, temos sal 
e água, um sólido disperso em um líquido. É possível ocorrer também entre 
duas substâncias líquidas. O álcool de limpeza é um bom exemplo: no rótulo 
podemos ver a inscrição 46° INPM, que significa que temos um percentual de 
46% de álcool em 94% de água. Para soluções entre uma substância gasosa e 
uma líquida, pode-se exemplificar com o gás oxigênio dissolvido na água em 
um aquário. A dissolução dos gases em água possibilita a sobrevivência de 
peixes e plantas aquáticas ou, ainda, pode-se encontrar esse tipo de solução na 
água mineral gaseificada, com a presença de CO2(g) dissolvido (SILVA, 2014).
Solubilidade10
As soluções podem ser classificadas como moleculares, ou não eletrolíti-
cas, e iônicas, ou eletrolíticas, quando consideradas a natureza do soluto e a 
propriedade de conduzir ou não corrente elétrica.
As soluções moleculares são chamadas de não eletrolíticas, pois as subs-
tâncias dissolvidas possuem ligações covalentes entre os átomos, e essa ca-
racterística mantém as moléculas intactas quando dissolvidas em água ou 
em algum outro solvente, formando no meio moléculas neutras (BRADY; 
RUSSEL; HOLUM, 2002). Uma solução contendo açúcar e água é um exemplo 
de solução não eletrolítica. Nessas soluções, o soluto apenas ocupa os espaços 
vazios do solvente quando a solução é formada. Como a solução não contém 
partículas eletricamente carregadas, ela não é capaz de conduzir corrente 
elétrica, como podemos observar na Figura 3a.
Figura 3. a) Dissolução de substância covalente. b) Dissolução de substância iônica. 
Fonte: Adaptada de Jespersen, Hyslop e Brady (2017, p. 158).
Açúcar
(a) (b)
Açúcar Açúcar
Açúcar
Açúcar
Açúcar Açúcar Açúcar
Açúcar Açúcar Açúcar
Açúcar
Açúcar
Açúcar Açúcar Açúcar
Açúcar
Açúcar
+
+
+
+ +
+ +
+++
−
−
−
−
− −
− −
−
As soluções iônicas são chamadas de eletrolíticas, pois são formadas quando 
uma substância iônica é dissociada em seus respectivos íons (BRADY; RUS-
SEL; HOLUM, 2002) (Figura 3b). Uma solução aquosa de NaCl é considerada 
uma solução que contém os íons Na+ e Cl- rodeados por moléculas de água. 
Como a solução possui uma grande quantidade de íons dissociados, é uma 
forte condutora de eletricidade. 
Assim, podemos perceber que uma forma prática de diferenciar uma solução 
eletrolítica de uma não eletrolítica é testar a condução de corrente elétrica nas 
soluções. Isso porque, como as soluções não eletrolíticas não contêm partículas 
eletricamente carregadas, não são capazes de conduzir corrente elétrica. Já as 
soluções eletrolíticas conduzirão corrente elétrica, pois possuem íons livres 
em solução capazes de transportar cargas elétricas.
11Solubilidade
Por fim, podemos classificar as soluções levando em consideração a quan-
tidade de soluto dissolvida no solvente. Essa classificação leva em conside-
ração a concentração das soluções, que podem ser classificadas em diluídas, 
concentradas, saturadas, insaturadas e supersaturadas.
 É comum serem fornecidas as quantidades relativas de soluto e de solvente 
de um modo pouco preciso e sem especificar as quantidades numéricas. Em 
uma solução diluída, por exemplo, a razão entre as quantidades de soluto e 
de solvente é pequena e, algumas vezes, muito pequena. Poucos cristais de 
CuSO4 em um copo de água constituem uma solução muito diluída. Já em uma 
solução concentrada, a razão soluto/solvente é grande. O xarope, por exemplo, 
é uma solução muito concentrada de açúcar em água. A representação de 
uma solução diluída e concentrada considerando as quantidades de soluto e 
solvente pode ser observada na Figura 4.
Figura 4. Solução diluída e solução concentrada.
Fonte: Jespersen, Hyslop e Brady (2017, p. 157).
Diluída Concentrada
= soluto = solvente
Concentrado e diluído são termos relativos. Uma solução de 100 g de açúcar 
em 100 mL de água, por exemplo, é concentrada se a compararmos com uma 
de 10 g de açúcar em 100 mL de água. Esta, entretanto, é mais concentrada 
do que outra com 1 g de açúcar em 100 mL de água. 
Em geral, existem alguns limites para a quantidade de soluto que pode ser 
dissolvida em certa quantidade de solvente. Como exemplo, citamos o fato 
Solubilidade12
de somente 36 g de NaCl a 20ºC poder ser dissolvido em 100 g de água. Se 
adicionarmos mais soluto, ele ficará depositado no fundo da solução. Dizemos 
que essa é uma solução saturada porque, na temperatura dada, não é possível 
dissolver qualquer quantidade adicional de soluto (BRADY; RUSSEL; HO-
LUM, 2002). Para testar se uma solução está saturada, colocamos algumas 
vezes uma quantidade adicional do solutono recipiente. O aparecimento de 
soluto sólido no fundo, durante um longo período de tempo, é uma evidência 
visível de que a solução está saturada. 
A solubilidade de um soluto é definida, em geral, como o menor número de 
gramas que deve ser dissolvido em 100 g de solvente, a dada temperatura, de 
modo a obtermos uma solução saturada (SILVA, 2014). A solubilidade varia 
de acordo com a temperatura que, por isso, deve sempre ser especificada. No 
Quadro 2, podemos conferir que algumas soluções aquosas saturadas, como 
NaOH, são concentradas, enquanto outras, como a de CuS, são extremamente 
diluídas. 
Fonte: Adaptado de Brady, Russel e Holum (2002, p. 93).
Substância
Solubilidade (g/100 g de água, em 
temperatura dada entre parênteses)
NH4Cl 29,7 (0ºC)
H3BO3 6,35 (30ºC)
CaCO3 0,0015 (25ºC)
CaCl2 74,5 (20ºC)
CuS 3,3 x 10-5 (18ºC)
PbSO4 4,3 x 10
-3 (25ºC)
NaOH 42 (0ºC)
347 (100ºC)
NaCl 35,7 (0ºC)
39,12 (100ºC)
Quadro 2. Solubilidade em água de algumas substâncias
Caso uma solução contenha soluto em quantidade menor que a quantidade 
necessária para a saturação, ela é denominada solução não saturada (BRADY; 
13Solubilidade
RUSSEL; HOLUM, 2002). É claro que, nesse caso, ela pode dissolver mais 
soluto. 
A solubilidade de uma substância aumenta, em geral, se elevamos a tem-
peratura da solução. Nesses casos, mais soluto pode ser dissolvido ao aquecer 
a solução. Se deixarmos a temperatura dessa solução aquecida e saturada 
baixar novamente, espera-se que a quantidade adicional de soluto se separe 
da solução. Na realidade, isso tende a acontecer espontaneamente ou apenas 
com a agitação da solução. Algumas vezes, no entanto, o soluto permanece 
dissolvido, formando uma solução supersaturada, que é aquela que contém 
mais soluto do que o necessário para a saturação, a dada temperatura (SILVA, 
2014). Essas soluções são instáveis e só podem ser preparadas se não existir 
o menor traço de soluto não dissolvido em contato com a solução. Se tiver-
mos um mínimo de cristais do soluto, ou se uma quantidade for adicionada, 
todo o soluto adicional cristalizará, como representado na Figura 5. Quando 
um pequeno cristal de acetato de sódio é adicionado a uma solução aquosa 
supersaturada desse composto, o excesso de soluto cristaliza rapidamente até 
a solução ficar apenas saturada.
Figura 5. Cristalização de acetato de sódio em uma solução supersaturada. 
Fonte: Chang e Goldsby (2013, p. 521).
ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio 
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Solubilidade14
BRADY, J. E.; RUSSEL, J. W.; HOLUM, J. R. Química: a matéria e suas transformações. 3. 
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São Paulo: Érica, 2014.
Leitura recomendada
CHANG, R. Química geral: conceitos essenciais. 4. ed. Porto Alegre: AMGH, 2010.
15Solubilidade
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