EM_V05_QUÍMICA PROFESSOR

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Livro do Professor
Química
Volume 5
Presidente: Ruben Formighieri
Diretor-Geral: Emerson Walter dos Santos
Diretor Editorial: Joseph Razouk Junior
Gerente Editorial: Júlio Röcker Neto
Gerente de Arte e Iconografia: Cláudio Espósito Godoy
Autoria: Fábio Roberto Batista
Supervisão Editorial: Jeferson Freitas
Coordenação de Área: Milena dos Passos Lima
Edição de Conteúdo: Gabriela Ido Sabino
Edição de Texto: Juliana Milani
Revisão: Alessandra Cavalli Esteche, Mariana Bordignon e Willian Marques
Supervisão de Arte: Elvira Fogaça 
Edição de Arte: Angela Giseli
Projeto Gráfico: YAN Comunicação
Ícones: ©Shutterstock/ericlefrancais, ©Shutterstock/Goritza, ©Shutterstock/Lightspring, 
©Shutterstock/Chalermpol, ©Shutterstock/Macrovector, 
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Imagens de Abertura: ©Shutterstock/Postolit e ©Shutterstock/Poznyakov
Editoração: Studio Layout Ltda
Ilustrações: Angela Giseli, Divo, Jack Art
Pesquisa Iconográfica: Janine Perucci (Supervisão) e Lenon de Oliveira Araújo
Engenharia de Produto: Solange Szabelski Druszcz
Produção
Editora Positivo Ltda.
Rua Major Heitor Guimarães, 174 – Seminário
80440-120 – Curitiba – PR
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2018
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Dados Internacionais para Catalogação na Publicação (CIP)
(Maria Teresa A. Gonzati / CRB 9-1584 / Curitiba, PR, Brasil)
B333 Batista, Fábio Roberto.
 Química : ensino médio / Fábio Roberto Batista ; ilustrações Angela Giseli, Divo, Jack Art. –– 
Curitiba : Positivo, 2015.
v. 5 : il.
Sistema Positivo de Ensino
ISBN 978-85-467-0197-1 (Livro do aluno)
ISBN 978-85-467-0198-8 (Livro do professor)
1. Química. 2. Ensino médio – Currículos. I. Giseli, Angela. II. Divo. III. Art, Jack. IV. Título.
CDD 373.33
Dispersões: estudo das soluções ..................... 4
Classificação das dispersões ............................................................................ 5
 Suspensão............................................................................................................................................... 6
 Coloide ................................................................................................................................................... 6
 Solução ................................................................................................................................................... 9
Concentração de uma solução ........................................................................ 14
 Concentração comum ............................................................................................................................. 14
 Título ...................................................................................................................................................... 15
 Concentração em quantidade de matéria por volume ............................................................................. 15
 Concentração em quantidade de matéria por massa ............................................................................... 16
Variação na concentração de uma solução ...................................................... 20
 Diluição .................................................................................................................................................. 21
 Evaporação ............................................................................................................................................. 22
 Mistura de soluções ................................................................................................................................ 22
Propriedades das soluções ............................. 37
Propriedades de líquidos puros....................................................................... 38
 Pressão de vapor de um líquido ............................................................................................................. 38
 Temperatura de ebulição de um líquido ................................................................................................. 40
Efeitos coligativos – aspectos qualitativos ...................................................... 47
 Tonoscopia ............................................................................................................................................. 47
 Ebulioscopia ........................................................................................................................................... 48
 Crioscopia ............................................................................................................................................... 49
 Osmose .................................................................................................................................................. 50
09
10
Sumário
O projeto gráfico atende aos objetivos da coleção de diversas formas. As ilustrações, os diagramas e as figuras contribuem para a 
construção correta dos conceitos e estimulam um envolvimento ativo com temas de estudo. Sendo assim, fique atento aos seguintes ícones:
Fora de escala numéricaFormas em proporçãoColoração artificial
Imagem ampliadaImagem microscópicaColoração semelhante ao natural
Representação artísticaEscala numéricaFora de proporção
Acesse o livro digital e 
conheça os objetos digitais 
e slides deste volume.
4
Dispersões: 
estudo das soluçõe
s 
 As águas dos rios em Bonito (MS) são perfeitas para a prática de flutuação e mergulho. Graças à composição 
puramente calcária das rochas onde nascem os rios e à correnteza suave, a transparência e a visibilidade são as 
características principais desse lugar. 
1. A elevada concentração de carbonato de cálcio (calcário) em alguns rios permite que a água fique sempre 
transparente, pois impede que qualquer tipo de partícula fique suspensa. Nesse contexto, o que você entende 
pela palavra concentração? 
2. Concentrações elevadas de carbonato de cálcio na água podem ser prejudiciais às atividades cotidianas. 
Pesquise aspectos negativos da presença desse sal na água de abastecimento público.
09
Pulsar Imagens/André Seale
As águas dos rios em Bonito (MS) são perfeitas para a prática de flutuação e mergulho. Graças à composição 
Ponto de partida 
1
5
A maioria dos materiais presentes no nosso dia a dia é 
constituída por uma mistura de substâncias dividida em: 
homogênea e heterogênea. Ao analisar a composição de 
um rio, por exemplo, encontramos uma grande variedade de 
substâncias. 
Independentemente do tipo de mistura, qualquer 
sistema em que determinada substância está espalhada 
em outra na forma de pequenas partículas é conhecido 
como dispersão. A substância que se encontra disseminada 
chama-se disperso e a outra é o dispersante.
Classificação das dispersões
As dispersões são formadas por partículas de disperso de diferentes características e tamanhos, podendo ser 
classificadas conforme o esquema: 
Diâmetro das
partículas
Até 1 nm de 1 a 1 000 nm Acima de 1 000 nm
Solução Coloide Suspensão
Pode-se dizer que, entre o caso extremo de dissolução perfeita (mistura homogênea) e o de separação total 
(mistura heterogênea), existem situações intermediárias com menor ou maior grau de disseminação de uma 
substância na outra.
Para classificar o tamanho das partículas no coloide, uti-
lizou-se a referência: JAFELICCI, Miguel Junior; VARANDA, 
Laudemir Carlos. O mundo dos coloides. Química Nova na 
Escola, São Paulo, n. 9, maio 1999.
Lembre que, no Sistema Internacional de Unidades (SI), o 
nano representa 10–9, ou seja, 1 nm corresponde a 10–9 m.
D
iv
o.
 2
01
1.
 D
ig
ita
l.
A mistura homogênea, devido ao seu 
as-
pectouniforme, apresenta uma única f
ase 
com as mesmas propriedades em tod
os 
os seus pontos. A mistura heterogên
ea 
apresenta mais de uma substância e m
ais 
de uma fase, por isso, não tem as mesm
as 
propriedades em toda a sua extensão.
 conceituar e identificar as principais diferenças entre as dispersões; 
 classificar determinada solução com base na solubilidade; 
 prever a solubilidade de uma substância por meio da interpretação de gráficos em função 
da temperatura e da pressão; 
 interpretar e calcular diferentes unidades de concentração e suas variações; 
 determinar grandezas como massa, volume e quantidade de matéria em cálculos envol-
vendo concentrações de soluções. 
Objetivos da unidade:
diferenças entre as dispersões; 
base na solubilidade;
Tanto o meio de dispersão quanto a fase 
dispersa podem ser sólidos, líquidos ou ga-
sosos.
6 Volume 5
Suspensão
Quando a heterogeneidade dos aglomerados de átomos, 
íons ou moléculas pode ser visivelmente observada a olho 
nu ou com auxílio de instrumentos ópticos simples, tem-se 
a suspensão. 
Para esse tipo de dispersão, destacam-se as seguintes ca-
racterísticas:
 • apresenta disperso com diâmetro superior a 1 000 nm; 
 • constitui uma mistura heterogênea; 
 • sedimenta pela ação da gravidade ou de cen-
trífuga simples, sendo as partículas retidas pelo 
filtro comum. 
Coloide
A olho nu, muitos materiais são classificados como 
homogêneos. Porém, se forem observados com auxílio 
de um instrumento óptico mais avançado, é possível 
enxergar os aglomerados de partículas. Para esse caso 
de dispersão, tem-se um coloide. 
Os coloides estão presentes em vários produtos utilizados no cotidiano. De acordo com a fase dispersa e o meio de 
dispersão, recebem denominações específicas. Observe o quadro a seguir:
Coloide Fase dispersa Fase dispersante Exemplos
Aerossol líquido líquido gás
©
Sh
u
tt
er
st
oc
k/
PH
O
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 F
U
N
neblina e desodorante
Aerossol sólido sólido gás
©
Sh
u
tt
er
st
oc
k/
O
le
g
u
sk
poeira e fumaça
Espuma gás líquido
©
Sh
u
tt
er
st
oc
k/
Fa
b
io
 A
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in
i
espuma de combate a incêndio e 
espuma de barbear
 A preparação de alguns tipos de antibióticos é um 
exemplo de suspensão.
La
tin
st
oc
k/
co
rb
is
/B
SI
P/
G
O
D
O
N
G
 
O termo coloide (do grego 
kólla, cola + eîdos, forma) 
foi proposto pelo químico 
escocês Thomas Graham 
(1805-1869) para indicar ca-
racterísticas intermediárias en-
tre os materiais homogêneos e 
os heterogêneos. Graham é conhecido po
r suas pesquisas na difusão 
de gases e líquidos nos coloides.
G
et
ty
 Im
ag
es
/S
ci
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ce
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 S
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Pi
ct
u
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 L
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7Química
Coloide Fase dispersa Fase dispersante Exemplos
Espuma sólida 
(aerogel)
gás sólido ©
Sh
u
tt
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oc
k/
si
ra
st
oc
k
espuma de colchão (poliuretano) e 
isopor expandido
Emulsão líquido líquido
©
Sh
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oc
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a 
Ka
m
in
et
sk
a
maionese, leite e manteiga
Emulsão sólida 
(gel)
líquido sólido
©
Sh
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oc
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C
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st
an
tin
e 
Pa
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n
pérola e margarina
Sol sólido líquido
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b
as
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n
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u
d
a
pasta de dente e tinta
Sol sólido sólido sólido
©
Sh
u
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st
oc
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N
an
cy
 B
au
er
plástico pigmentado e vidro
8 Volume 5
Para esse tipo de dispersão, destacam-se as seguintes características:
 • apresenta disperso com tamanho médio entre 1 e 1 000 nm; 
 • constitui uma mistura heterogênea formada por grandes aglo-
merados de átomos, moléculas ou íons; 
 • não sedimenta sob a ação da gravidade; consequentemente, as 
partículas são retidas apenas por filtros especiais; 
 • reflete a luz por ação do efeito Tyndall. 
Um cientista em seu laboratório não é um 
mero técnico: ele também é uma criança, con-
fronta fenômenos naturais que o impressionam, 
como se fossem contos de fadas. 
Marie Curie
Experimento
Observação do efeito da luz nas dispersões
Materiais
5 béqueres; 1 colher de café; xampu; sal de cozinha; areia; álcool; água destilada (ou filtrada); laser pointer. 
Não direcione o laser pointer para os olhos, pois pode provocar lesões e até levar à perda da visão.
Como fazer 
1. Numere os béqueres. 
2. Adicione água destilada até 1/3 do volume em cada béquer.
3. Ao béquer nº. 2, adicione uma colher de café de álcool.
4. Ao béquer nº. 3, adicione uma colher de café de sal de cozinha.
5. Ao béquer nº. 4, adicione uma colher de café de xampu.
6. Ao béquer nº. 5, adicione uma colher de café de areia.
7. Agite bem as misturas e, depois, deixe-as em repouso por cerca de 10 minutos. 
8. Observe os béqueres de 2 a 5, comparando-os com o béquer que contém apenas água.
9. Com o laser pointer direcione o feixe de luz para cada material líquido. 
10. Observe o comportamento do feixe de luz ao atravessar o material.
Resultados e conclusão 
a) O que foi observado no experimento?
b) Classifique os sistemas testados em homogêneos ou heterogêneos.
O feixe de luz sofre interferência apenas na mistura (água e xampu) contida no béquer 4. 
Homogêneos: béqueres 1, 2 e 3.
Heterogêneos: béquer 4 e 5.
Caso tenha disponibilidade, outras soluções e coloides (como a gelatina) podem ser utilizados neste experimento.
A olho nu, o xampu é homogêneo. Porém, 
com instrumentos de alta precisão, é pos-
sível observar partículas que são suficien-
temente grandes para dispersarem a luz 
(efeito Tyndall).
Também podem ser constituídas por macromoléculas ou macroíons. 
O efeito Tyndall é um efeito óptico 
de 
espalhamento da luz provocado p
elo 
aglomerado de partículas de um sistem
a 
coloidal. Essas partículas são suficien
te-
mente grandes para refletir e dispersa
r a 
luz. Graças a esse efeito, é possível, p
or 
exemplo, observar, pela luz do farol 
do 
carro, as gotículas de água que formam
 a 
neblina ou, pela réstia de luz, as partícu
las 
de poeira suspensas no ar.
La
tin
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or
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te
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9Química
Solução
Toda mistura homogênea em que ao menos uma substância se dispersa (dissolve) em outra é conhecida como 
solução. Nesse tipo de dispersão, o disperso é chamado de soluto e o dispersante de solvente. Em geral, o soluto repre-
senta o componente que está dissolvido e em menor quantidade. Entretanto, para soluções aquosas, a água é sempre 
o solvente e, por isso, é conhecida como solvente universal. 
SOLUÇÃO = SOLUTO + SOLVENTE
Uma solução tem as seguintes características:
 • apresenta partículas de soluto (ou disperso) com diâmetro até 1 nm; 
 • constitui uma mistura homogênea formada por moléculas ou íons comuns;
 • não sedimenta, nem mesmo sob ação de ultracentrífugas.
Classificação das soluções
De modo geral, as soluções podem ser classificadas segundo alguns critérios: estado físico, natureza do soluto e 
quantidade de soluto dissolvido.
Estado físico
De acordo com o estado físico, a solução pode ser: 
 • Sólida – quando todos os componentes são sólidos. As li-
gas metálicas, como o bronze (Cu + Sn), o latão (Cu + Zn) 
e o ouro 18 quilates (Au + Cu) são exemplos desse tipo de 
solução.
O foco deste material será o 
estudo de soluções aquosas.
Em soluções aquosas não é necessário 
especificar o solvente, ou seja, deve-se 
citá-lo somente nos casos em que for 
uma substância diferente da água.
Destaque que a principal característi-
ca de uma solução consiste no fato de 
ela ser homogênea, isto é, apresentar 
propriedades iguais (uniforme) em 
toda a sua extensão.
©
Sh
u
tt
er
st
oc
k/
G
rig
or
iy
 P
il
 O bronze é uma liga metálica cujo constituinte 
principal é o cobre.
P.
 Im
ag
en
s/
Pi
th
 A água mineral é uma 
solução líquida com 
vários sais dissolvidos.
É interessante recordar os métodos de 
separação para misturas homogêneas 
(soluções). Relembre que para essa dis-
persão os componentes não podem ser 
separados por filtração, mas a separa-
ção pode ocorrer por outros processos 
físicos, como a destilação comum.• Líquida – um dos componen-
tes deve estar no estado líquido. 
Por isso, são formadas por uma 
ou mais substâncias (solutos) 
dissolvidas em um solvente.
 • Gasosa – os componentes encontram-se no estado 
gasoso. Como os gases se misturam uniformemente 
e em qualquer proporção, pode-se afirmar que toda 
e qualquer mistura gasosa sempre será uma solução.
La
tin
st
oc
k/
Ra
d
iu
s 
Im
ag
es
 O ar atmosférico, isento 
de partículas sólidas, é 
uma solução gasosa.
Relembre que a diferença entre um gás puro 
e uma solução gasosa é que a mistura não é 
constituída por um único tipo de partícula (mo-
lécula ou átomo).
P.
 Im
ag
en
s/
Pi
th
10 Volume 5
Natureza do soluto 
Dependendo das partículas dissolvidas na solução, ela se classifica em molecular ou iônica.
 • Molecular: as partículas do soluto são moléculas, por isso não conduzem corrente elétrica – solução não eletro-
lítica. A sacarose (açúcar comum), ao se dissolver na água, origina esse tipo de solução, conforme representado 
pela equação a seguir. 
C6H12O6(s) + H2O(ℓ) C6H12O6(aq) 
 • Iônica: as partículas do soluto são íons, por isso conduzem corrente 
elétrica – solução eletrolítica. Observe os exemplos a seguir. 
NaCℓ(s) + H2O(ℓ) Na
+
(aq) + Cℓ
–
(aq) (dissociação iônica)
HCℓ(g) + H2O(ℓ) H
+
(aq) + Cℓ
–
(aq) (ionização)
Quantidade de soluto dissolvido
Para classificar as soluções segundo esse critério, é necessário verificar a capacidade de dissolução do soluto em um 
solvente. Essa propriedade é conhecida como solubilidade.
A solubilidade corresponde à máxima quantidade de soluto dissolvida em uma 
quantidade específica de solvente, a dada pressão e temperatura.
Considera-se a pressão de 1 atm.
Observe na tabela os valores de solubilidade para o nitrato de potássio (KNO3) em água.
Temperatura (ºC)
Solubilidade 
(g de KNO3/100 g de H2O)
0 13,9
10 21,2
20 31,6
30 45,3
40 61,3
60 106
80 167
90 203
100 245
DEAN, J. A. Lange’s Handbook of Chemistry. 15. ed. New York: McGraw-Hill, 1999. p. 5-18.
Por exemplo, a solubilidade do nitrato de potássio (KNO3) a 20 ºC é 31,6 g/100 g de água. Em outras palavras, nessa 
temperatura, a quantidade máxima de nitrato de potássio dissolvida em 100 g de água corresponde a 31,6 g.
Dependendo das possíveis interações das partículas de soluto com as moléculas de solvente, a quantidade de 
soluto que se dissolve pode ser menor ou até mesmo maior que o valor da solubilidade. Dessa forma, a solução pode 
ser classificada em: insaturada, saturada e supersaturada. 
Normalmente, a quanti-
dade de solvente (água) 
utilizada é de 100 g, o que 
corresponde a 100 mL 
(dH2O = 1 g/mL).
Na dissociação iônica, os íons são separad
os.
Na ionização, os íons são formados 
pela 
quebra da ligação covalente entre átomo
s de 
diferentes eletronegatividades.
11Química
 • Insaturada: a quantidade de soluto na solução é inferior ao valor máximo que o solvente pode dissolver.
 • Saturada: a quantidade de soluto na solução corresponde ao valor máximo indicado pela solubilidade.
Após a obtenção da solução saturada, toda e qualquer quantidade de soluto adicionada não será dissolvida. As 
concentrações dos íons permanecem constantes e qualquer sólido adicional será depositado no fundo do recipiente. 
Nesse caso, a solução está saturada, porém com corpo de fundo.
 • Supersaturada: a quantidade de soluto na solução é superior ao valor máximo que o solvente pode dissolver. 
Embora pareça contraditório, é possível, em condições especiais, ter uma solução em que há mais soluto 
dissolvido do que em uma solução saturada. Entretanto, por conta de sua alta instabilidade, quando perturbada 
por ação de agentes externos, como choques mecânicos ou adição de um pequeno cristal de soluto, de alguma 
forma, o soluto em excesso precipita. Ao final, tem-se uma solução saturada com corpo de fundo. 
33 g
de KNO
3
o100 g de H O (20 C)
2
31,6 g de KNO (dissolvidos)
3 
1,4 g de KNO (não dissolvido)
3 
em 100 g de H O (20 °C)
2
Solução insaturada
Solução saturada
com corpo de fundo
Aquecimento Resfriamento Perturbação
Solução saturada
com corpo de fundo
33 g de KNO (dissolvidos)
3 
em 100 g de H O (40 °C)
2
S = 61,3 g de KNO /100 g de H O (40 °C)
3 2
Solução supersaturada
(solução instável)
33 g de KNO (dissolvidos)
3 
em 100 g de H O (20 °C)
2
31,6 g de KNO (dissolvidos) com
3 
1,4 g de KNO (não dissolvido)
3 
em 100 g de H O (20 °C)
2
2 Solução insaturada: diluída e concentrada. 
3 Obtenção de uma solução supersaturada para dissoluções endotérmicas. 
A solução saturada com corpo de fundo não deixa de ser satu-
rada, ou seja, apresenta a máxima quantidade de soluto dissol-
vido. A diferença é que, atingida a solubilidade, o excesso não 
se dissolve, sendo depositado no fundo do recipiente. 
Ilu
st
ra
çõ
es
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iv
o.
 2
01
1.
 D
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ita
l.
12 Volume 5
Quando a solubilidade de determinado soluto é conhecida em várias temperaturas, é possível representar seus 
valores em uma curva de solubilidade.
Por meio dessa curva também é possível comparar a solubilidade de várias substâncias com a variação da temperatura. 
Em geral, na maioria das soluções líquidas, em que solutos sólidos estão dissolvidos em um líquido, a solubilidade 
aumenta com o aumento da temperatura. Quando as dissoluções são favorecidas pelo aquecimento, tem-se 
uma solução endotérmica. Ao contrário, quando as dissoluções não são favorecidas pelo aumento da temperatura, são 
ditas exotérmicas.
ConexõesConexões
Sob pressão elevada, bebidas gaseificadas são exemplos de soluções supersaturadas. 
Ao destampar uma garrafa de refrigerante, por exemplo, o sistema sofre uma perturbação 
que provoca a expulsão do excesso de gás dissolvido. Entretanto, por mais que ocorra a 
saída de gás, a solução remanescente pode continuar por algum tempo supersaturada de 
dióxido de carbono. 
©
Sh
u
tt
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st
oc
k/
Br
en
t 
H
of
ac
ke
r
A dissolução do CO2(g) na água é um processo exotérmico, por isso é necessário o resfriamento do sistema.
Em determinada temperatura, substâncias diferentes podem apresentar a mesma solubilida-
de, porém suas curvas de solubilidade são necessariamente diferentes.
 Curva de solubilidade do nitrato 
de potássio (KNO3) em função da 
temperatura
Os pontos na curva correspondem à quantidade máxima de soluto que se dissolve em determinada temperatura. 
Portanto, nesses pontos, a solução é dita saturada. Regiões abaixo da curva indicam que a solução obtida tem 
menos soluto dissolvido do que o valor correspondente à solubilidade, isto é, a solução é insaturada. Já regiões 
acima da curva indicam soluções saturadas com corpo de fundo. No entanto, em condições especiais, a dissolução 
do soluto em quantidades maiores do que o valor da solubilidade pode resultar em uma solução supersaturada.
4 Saiba sobre: a curva de solubilidade e o ponto de inflexão. 
Diferentemente da maioria dos solu
tos 
sólidos em líquidos, os solutos gaso
sos 
são influenciados, além da temperatu
ra, 
pela pressão. O aumento da temperatu
ra 
e a diminuição da pressão provocam u
ma 
diminuição na solubilidade do gás no
 lí-
quido. Por esse motivo, depois de abert
as, 
bebidas gaseificadas, como o refrigeran
te, 
são conservadas em geladeira. 
13Química
5 Gabaritos.
1. A principal característica de uma solução consiste no 
fato de ela ser: 
( F ) homogênea ou heterogênea, dependendo das 
condições de pressão e temperatura. 
( V ) sempre uma mistura homogênea. 
( F ) um sistema homogêneo, podendo ser constituído 
por uma substância pura em um único estado físico. 
( F ) um sistema com mais de uma fase. 
( F ) sempre formada por um soluto sólido dissolvido 
em um líquido.
2. (UFAM) Adicionando-se soluto a um solvente, chega- 
-se a um ponto em que o solvente não mais consegue 
dissolver o soluto. Neste ponto a solução torna-se: 
a) supersaturada. 
b) concentrada. 
c) fraca. 
X d) saturada. 
e) diluída. 
3. (UFPE) A solubilidade do oxalato decálcio a 20 °C é de 
33,0 g por 100 g de água. Qual a massa, em gramas, 
de CaC2O4 depositada no fundo do recipiente quando 
100 g de CaC2O4(s) são adicionados em 200 g de água 
a 20 °C? 
4. Um gráfico que relaciona a solubilidade e a tempera-
tura é chamado de curva de solubilidade. Observe as 
curvas representadas no gráfico a seguir e responda 
às questões.
0
100
90
80
70
60
50
40
30
20
10
0
10 20 30 40 50 60 70 80 90 100
S
ol
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ili
da
de
 (
g/
1
0
0
 g
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H
O
)
2
Temperatura ( C)°
Na
NO 3
Ca
Cℓ 2
Pb
(N
O
)
3
2
KN
O 3
NaCℓ
KCℓ
K
Cr
O
2
2
7
KC
Oℓ 3
Ce (SO
2 4
)
3
a) Considerando apenas as curvas correspondentes 
às substâncias nitrato de sódio e nitrato de chumbo 
II, qual é a mais solúvel?
4.
b) Em qual temperatura, aproximadamente, as solubi-
lidades do cloreto de potássio e do cloreto de sódio 
são iguais? 
c) Das substâncias apresentadas, qual tem maior 
variação de solubilidade na faixa de temperatura 
entre 0 ºC e 20 ºC? 
d) A 20 ºC, qual substância é a mais solúvel? E qual é 
a menos solúvel? Justifique sua resposta de acordo 
com o valor da solubilidade para cada substância. 
e) Qual é a quantidade máxima de dicromato de 
potássio capaz de se dissolver em 200 mL de água 
a 50 ºC?
f) Qual é a massa de uma solução saturada de nitrato 
de sódio, a 10 ºC, dissolvido em 500 mL de água?
5. A tabela fornece valores de solubilidade do cloreto de 
potássio em função da temperatura.
Temperatura 
(ºC)
Solubilidade 
(g/100 g H2O)
10 31,0
20 34,0
30 37,0
40 40,0
 Com os dados fornecidos, construa a curva de solubi-
lidade desse sal.
KCℓ
Sugestão de atividades: questões 1 a 7 da seção 
Hora de estudo.
Atividades
1 A i i
14 Volume 5
Concentração de uma solução
A relação entre a quantidade de soluto e a quantidade de solução (ou de solvente) é conhecida como concentração 
de uma solução. Essas quantidades podem ser expressas por diferentes grandezas, como massa, volume e quantidade 
de matéria (mol). Por isso, há várias maneiras de representar quantitativamente a concentração de uma solução. 
Concentração comum
A maneira mais comum para expressar a concentração de uma solução é por meio da relação entre a massa do 
soluto (ms) dissolvida em um volume-padrão da solução (V). Essa grandeza é conhecida como concentração comum 
(C) e, normalmente, é expressa em g/L. 
C
m
V
s
Densidade
Diferentemente da concentração comum, a densidade (d) relaciona a massa da solução (m) em determinado 
volume (V). Lembre os alunos de que a massa da solução é obtida pela soma das massas do soluto e do solvente.
d = 
m
V
6 Densidade x Concentração comum.
Neste material, será adotada a seguinte convenção para a 
identificação dos componentes de uma solução: s (soluto) e sv 
(solvente). Quando a quantidade se referir à solução, não será 
colocada nenhuma identificação.
Qualquer outra unidade que relacione a massa de soluto e o volume da solução pode ser 
considerada como unidade para a concentração comum.
É importante comentar que, para determi-
nar essa concentração, não há interesse na 
quantidade de solvente adicionado. 
A determinação da densidade é utilizada para controlar a qualidade do álcool 
combustível. De acordo com as especificações da Agência Nacional de Petróleo 
(ANP), o etanol vendido nos postos de abastecimento deve apresentar densidade 
entre 0,82 e 0,88 g/cm3. Esses valores podem ser analisados por meio de 
dispositivos transparentes, que se encontram ao lado da bomba de combustível, 
conhecidos como densímetros. Quando o álcool combustível está irregular, a 
densidade visualizada pelo aparelho se modifica apontando para valores fora do 
padrão, comprovando a adulteração. 
P.
 Im
ag
en
s/
Pi
th
 Os densímetros são aparelhos utilizados, em 
algumas bombas de abastecimento, para controlar 
a qualidade de determinado combustível.
ConexõesConexões
15Química
Título
Muito utilizado na indústria química, alimentícia e farmacêutica, o título ( ) é a razão estabelecida entre certa quan-
tidade de soluto(s) e a solução, com as mesmas grandezas e unidades físicas. Portanto, o título é adimensional.
Se a relação é em massa, tem-se o título em massa. Caso seja em volume, tem-se o título em volume. 
τ τm
s sm
m
= =V
V
V
Na prática, é mais comum utilizar o título em porcentagem. Esse tipo de representação é habitualmente encontra-
do em embalagens de alimentos, cosméticos, medicamentos, produtos de limpeza, entre outros. 
Para indicar a porcentagem de soluto na solução, basta multiplicar o título por 100.
τ τ% = ⋅100
As frações percentuais em massa e em volume podem ser expressas em duas unidades, o grau INPM (ºINPM) e o 
grau GL (ºGL), respectivamente. O álcool 70, por exemplo, é o nome comercial do álcool etílico hidratado 70 ºINPM 
(70% m/m) ou 77 ºGL (77% v/v). 
Partes por milhão 
Quando a quantidade de soluto é muito pequena, o título ou a porcentagem não são ideais para representar a 
concentração de uma solução. Nesse caso, a relação entre as quantidades pode ser expressa em partes por milhão 
(ppm), que indica quantas partes (em massa ou em volume) de soluto existem em um milhão de partes da solução. 
Para concentrações extremamente baixas, utilizam-se também ppb (partes por bilhão) e ppt (partes por trilhão). 
1 ppm = 
1 parte
10 partes6
São várias as unidades que representam a concentração em ppm (partes por milhão), entre as mais utilizadas, têm-
-se mg/kg e mL/m3. 
Concentração em quantidade de matéria por volume 
Também conhecida como concentração em mol/L ([ ]), é a relação entre a quantidade de matéria do soluto (ns) e 
o volume da solução (V). Muito utilizada nos cálculos químicos, sua principal vantagem é que em uma reação química 
o(s) reagente(s) e o(s) produto(s) se relacionam em proporções definidas pela quantidade de matéria (mol), conforme 
os coeficientes estequiométricos da equação. Além disso, o mol está diretamente relacionado à quantidade de enti-
dades quaisquer, como moléculas, átomos e íons.
⎡⎣ ⎤⎦ = 
n
V
s
A unidade utilizada para expressar essa relação entre o soluto e a solu-
ção é o mol/L. 
adimensional: que não tem dimensão.
A sigla INPM refere-se ao Instituto Nacional de Pesos e Medidas e a sigla GL a Gay-Lussac. Para 
fazer a conversão entre as unidades GL e INPM, é necessário utilizar a densidade do etanol, que 
corresponde a 0,78 g/mL.
Dizer que a concentração de uma solução é muito 
pequena significa dizer que a solução está muito 
diluída, de modo que a massa da solução é pratica-
mente igual à massa do solvente.
A IUPAC não recomenda os termos 
concentração molar e molaridade, 
porém é válido orientar os alunos que 
essas terminologias podem aparecer 
em algumas questões de vestibular.
Os coeficientes estequiométricos possi
-
bilitam prever a quantidade de reagente(s
) 
e de produto(s) em uma reação. 
16 Volume 5
Concentração em quantidade de matéria por volume para íons
Para soluções iônicas, é possível também calcular a quantidade de matéria para cada um dos íons presentes em 
determinado volume da solução. Observe as dissociações iônicas e a ionização a seguir: 
1 NaOH(aq) 1 Na
+
(aq) + 1 OH
–
(aq) (dissociação iônica)
0,5 mol/L 0,5 mol/L 0,5 mol/L
1 Aℓ2(SO4)3(aq) 2 Aℓ
3+
(aq) + 3 SO4
2–
(aq) (dissociação iônica)
0,5 mol/L 2 0,5 mol/L + 3 0,5 mol/L
1 mol/L 1,5 mol/L
1 H2SO4(aq) 2 H
+
(aq) + 1 SO4
2–
(aq) (ionização) 
0,5 mol/L 2 0,5 mol/L 1 0,5 mol/L
1 mol/L 0,5 mol/L
Concentração em quantidade de matéria por massa
Essa forma de concentração é especialmente útil ao se trabalhar com soluções que possam sofrer variações de 
temperatura, o que dificulta a determinação do seu volume. Por esse motivo, é bastante empregada em processos 
industriais, além de ser mais prática para se trabalhar com grandes quantidades de massa.
A concentração em quantidade de matéria por massa (W) relaciona a quantidade de matéria do soluto (ns) com a 
massa do solvente (msv), em kg. Portanto, sua unidadede medida é o mol/kg de solvente.
W
ns
sv
 = 
m
As várias maneiras de expressar quantitativamente a concentração de uma solução podem ser relacionadas para 
facilitar a conversão entre as diferentes grandezas. Para isso, utiliza-se a seguinte expressão geral: 
C = d 1000 = [ ] M τ ⋅ ⋅ ⋅
C = concentração comum
 = título
d = densidade
[ ] = concentração em mol/L
M = massa molar
Apesar de prática, é válido ressaltar com os alunos a importância da conversão entre as 
grandezas utilizando a interpretação do enunciado e a organização dos dados por proporção.
Diferentemente das unidades de concentração es-
tudadas até então, a concentração em quantidade 
de matéria por massa é a única que relaciona a 
quantidade de matéria do soluto com a quantidade 
do solvente, e não com a da solução. 
17Química
álcool etílico: também chamado de etanol, é o álcool presente nas bebidas alcoólicas.
Atividades
1. O principal carboidrato existente na corrente sanguí-
nea é a glicose. Valores de referência para exame de 
glicemia, em jejum de 12 horas, estão registrados na 
tabela a seguir: 
Valores em mg/dL
Hipoglicemia < 70
Normal 70 – 100 
Tolerância diminuída à glicose 100 – 126 
Possível diabetes mellitus > 126
 Observação: mg/dL = miligramas por decilitro
 Com base nas informações, determine a concentração 
média, em g/L, de glicose no sangue em pacientes 
normais.
Considerando a variação da taxa normal de 70 mg a 100 mg 
para 1 dL de sangue, pode-se dizer que 85 mg correspondem 
à quantidade média de glicose presente no volume de sangue 
analisado. 
Portanto,
85 mg de glicose — 1 dL de sangue
x — 10 dL de sangue (= 1 L)
x = 850 mg = 0,85 g de glicose ∴ 0,85 g/L
O cálculo também pode ser feito por fórmula:
C
m
V
C g L
s=
= =
−85 10
0 1
85
3⋅
,
, /0
2. A porcentagem em massa é geralmente utilizada para 
indicar a composição de nutrientes de alimentos sóli-
dos. Observe o rótulo de uma lata de leite em pó inte-
gral instantâneo. 
7 Diferentes maneiras de resolver as questões. 
 Com base nas informações nutricionais indicadas para 
o preparo de um copo de leite, calcule a porcentagem 
(título percentual) em massa de cálcio. 
 
400 mg de cálcio — 20 g de leite em pó
x — 100 g de leite em pó
x = 2 000 mg = 2 g de cálcio ∴ 2%
O cálculo também pode ser feito por fórmula: 
τ
τ
=
= = =
m
m
s
0 4
20
0 02 2
,
, %
3. A cachaça, bebida alcoólica tipicamente brasileira, é 
o nome dado à aguardente de cana-de-açúcar. 
 Obtida pela destilação do mos-
to fermentado da cana, a aná-
lise de determinada marca de 
cachaça revelou a presença de 
45,8 mL de álcool etílico para 
A ingestão de bebidas alcoólicas é um
 grande problema social, 
visto que é uma droga de ampla aceit
ação e fácil obtenção, mas 
que contém todas as características das
 demais drogas, como pre-
juízo da saúde do usuário, alteração do e
stado mental, entre outros. 
cada copo de 120 mL. Deter-
mine a graduação alcoólica 
dessa bebida calculando a por-
centagem em volume. 
 
45,8 mL de etanol — 120 mL de cachaça
x — 100 mL de cachaça
x 38 mL de etanol ∴ 38% ( = 0,38)
O cálculo também pode ser feito por fórmula: 
τ
τ
=
= ≅ =
V
V
s
45 8
120
0 38 38
,
, %
P.
 Im
ag
en
s/
Pi
th
La
tin
st
oc
k/
St
oc
kF
oo
d
/V
ar
el
la
, M
on
ic
a
18 Volume 5
4. (UFMA) A 30 km de altitude, aproximadamente, está 
concentrada a camada de ozônio. Nessa parte da 
estratosfera, existem 5 moléculas de O3 para cada 
milhão de moléculas de O2. Considerando o O2 como 
único diluente, calcule a concentração em ppm de O3 
nessa altitude.
 
5 moléculas de O3 — 1 000 000
1 106
� ���� ���� de moléculas de O2 ∴ 5 ppm
5. O monóxido de carbono é um gás incolor, inodoro e 
altamente tóxico. É um poluente que se combina com 
a hemoglobina, nos glóbulos vermelhos do sangue, e 
a inutiliza para o transporte de oxigênio pelo corpo. 
Sem essa função essencial da hemoglobina, ou seja, 
sem oxigênio, ocorre a asfixia. O limite tolerável de CO 
em um ambiente é de 39 ppm (em volume). Calcule a 
quantidade máxima permitida desse poluente em um 
ambiente com 52 000 litros de ar.
 
39 L de CO — 1 106 L de ar
 x — 52 000 L de ar
x 2 L de CO
6. O cientista Linus Pauling foi um grande defensor do 
uso do ácido ascórbico (vitamina C), de fórmula mo-
lecular C6H8O6. Segundo ele, essa vitamina protegia 
contra resfriados e, até mesmo, contra o câncer. 
 A vitamina C pode ser encontrada facilmente em far-
mácias na forma de comprimidos efervescentes, cada 
um contém 1 g de ácido ascórbico, que, de acordo 
com a posologia, deve ser dissolvido em um copo com 
água (aproximadamente 200 mL). 
 Dados: H = 1 u; C = 12 u; O = 16 u. 
La
tin
st
oc
k/
Ph
ot
or
es
ea
rc
h
er
s/
To
m
 H
ol
ly
m
an
 Com as informações, calcule:
a) a quantidade de matéria de ácido ascórbico em 
200 mL de solução. 
 
M(C6H8O6) = 6 12 + 8 1 + 6 16 = 176 g/mol
1 mol de C6H8O6 — 176 g
x — 1 g
x 5,68 10–3 mol de C6H8O6
b) a concentração em g/L.
 
1 g de C6H8O6 — 200 mL 
x — 1 000 mL
x = 5 g de C6H8O6 ∴ C = 5 g/L
Ou: 
C
m
V
C g L
s=
= =
1
0 2
5
,
/
 
c) a concentração em mol/L.
 
5,68 10–3 mol — 200 mL
x — 1 000 mL
x 0,03 mol ∴ 0,03 mol/L
O cálculo também pode ser feito por fórmula:
[ ]
[ ]
,
,
, /
=
=
⋅
≅
−
n
V
mol L
s
5 68 10
0 2
0 03
3
Outras maneiras:
1 mol de C6H8O6 — 176 g
x — 5 g — 1L
x 0,03 mol ∴ [ ] = 0,03 mol/L
Ou: 
C = [ ] M
5 = [ ] 176
[ ] 0,03 mol/L
19Química
7. O ácido sulfúrico (H2SO4) é considerado o mais impor-
tante entre os ácidos, podendo ser usado para avaliar 
o desenvolvimento industrial de um país. Um químico 
responsável por uma empresa de fabricação de ferti-
lizantes preparou uma solução aquosa de ácido sulfú-
rico em que foram dissolvidos 4,9 g desse ácido em 
100 g de água. Determine a concentração, em quanti-
dade de matéria por massa, da solução preparada. 
 Dados: H = 1 u; O = 16 u; S = 32 u.
 
M(H2SO4) = 98 g/mol
1 mol de H2SO4 — 98 g
x — 4,9 g
x = 0,05 mol de H2SO4
0,05 mol de H2SO4 — 100 g
x — 1 000 g (1 kg)
x = 0,5 mol de H2SO4 ∴ 0,5 mol/kg
O cálculo também pode ser feito por fórmula: 
W
m
M m
W mol kg
s
sv
=
⋅
=
⋅
≅
4 9
98 0 1
0 5
,
,
, /
8. Um estudante observou no laboratório um frasco fe-
chado com as seguintes informações no rótulo: 
A
n
g
el
a 
G
is
el
i. 
20
15
. D
ig
ita
l.
 Observação: P.A. = Pureza Analítica
 Sabendo que o volume do frasco é de 1 000 mL, calcule: 
a) a densidade da solução, em g/mL. 
 
1 190 g de solução — 1 000 mL de solução
x — 1 mL de solução
x = 1,19 de solução ∴ d = 1,19 g/mL
Ou: 
d
m
V
d g L
=
= =
1 190
1 000
119, /m
b) a massa de soluto (em gramas) presente na solução. 
 
1 190 g de solução — 100%
x — 37%
x = 440,3 g de HCℓ
Ou: 
τ =
=
=
m
m
m
m g
s
s
s
0 37
1 190
440 3
,
,
c) a concentração em mol/L.
 
M(HCℓ) = 36,5 g/mol
1 mol de HCℓ — 36,5 g
x — 440,3 g
x 12,06 mols de HCℓ ∴ 12,06 mol/L
Ou: 
[ ]
[ ]
.
[ ]
,
,
, /
=
=
=
⋅
≅
n
V
m
M V
mol L
s
s
440 3
36 5 1
12 06
 
Ou: 
τ ⋅ ⋅ = ⋅
⋅ ⋅ = ⋅
=
d M
mol L
1000
0 37 119 1000 36 5
12 06
[ ]
, , [ ] ,
[ ] , /
9. (UEM – PR) O ácido fosfórico é um aditivo químico mui-
to utilizado em alimentos. O limite máximo permitido 
de Ingestão Diária Aceitável (IDA) em alimentos é de 
5 mg/kg de peso corporal. Calcule o volume, em mili-
litros (mL), de um refrigerante hipotético (que contém 
ácido fosfórico na concentração de 2 g/L) que uma 
pessoa de 36 kg poderá ingerir para atingir o limite 
máximo de IDA.
 
5 mg de H3PO4 — 1 kg
x — 36 kg
x = 180 mg = 0,18 g de H3PO4
2 g de H3PO4 — 1 L de refrigerante
0,18 g de H3PO4 — x
x = 0,09 L = 90 mL de refrigerante
20 Volume 5
Sugestão de atividades: questões 8 a 23 da seção 
Hora de estudo. 
Variação na concentração de uma solução
Em laboratórios, em especial nos de Química, não 
existem soluções em todas as concentrações possí-
veis. Porisso, essas misturas são preparadas com base 
em outras soluções com concentrações conhecidas, 
em geral, mais elevadas. 
©
Sh
u
tt
er
st
oc
k/
O
liv
er
Sv
ed
 As soluções armazenadas no almoxarifado 
de um laboratório (soluções-estoque) são, 
em sua maioria, concentradas.
10. Um técnico de laboratório, para preparar uma solução de 
2 mol/L de NaOH, pesou com precisão certa quanti-
dade de soluto e transferiu, cuidadosamente, para um 
balão volumétrico. Em seguida, adicionou um pouco 
de água para que o sólido se dissolvesse. Com auxílio 
de uma pisseta, acrescentou mais solvente até atingir 
o traço de referência do frasco (250 mL). Ao final, a 
mistura foi agitada até a homogeneização e transferi-
da para um recipiente próprio de armazenamento de 
soluções. 
 
Com as informações, determine: 
a) o soluto. NaOH 
b) o solvente. 
c) a quantidade de matéria na solução preparada. 
 
2 mols de NaOH — 1 L
x — 0,25 L
x = 0,5 mol de NaOH
O cálculo também pode ser feito por fórmula:
[ ]
,
, mol
n
V
n
n
s
s
s
2
0 25
0 5
H2O
d) a massa de soluto dissolvida em 250 mL de solução. 
 
M(NaOH) = 40 g/mol
1 mol de NaOH — 40 g
0,5 mol de NaOH — x
x = 20 g de NaOH
Ou:
n
m
M
m
m g
s
s
s
s
=
=
=
0 5
40
20
,
e) a concentração comum da solução preparada. 
 
S ã õ ã
20 g de NaOH — 0,25 L
x — 1 L
x = 80 g de NaOH ∴ C = 80 g/L
Ou: 
M(NaOH) = 40 g/mol
1 mol de NaOH — 40 g
2 mols de NaOH — x
x = 80 g de NaOH ∴ C = 80 g/L
Outra maneira:
C = [ ] M
C = 2 40
C = 80 g/L
A pisseta é um frasco contendo água, álcool ou outros 
solventes usado para lavar recipientes ou materiais, re-
mover precipitados e outros fins.
21Química
Diluição
Um dos processos realizados em laboratórios químicos para a obtenção de uma solução é a diluição da solução-
-estoque. Essa técnica consiste no acréscimo de solvente à solução. Dessa forma, a quantidade de soluto permanece 
constante em um volume maior de solvente, consequentemente, em um volume maior de solução.
Solvente
Soluto
Aumento
do volume
da solução
 A representação 
das partículas de 
soluto é apenas 
ilustrativa, já que 
toda solução 
é uma mistura 
homogênea.
D
iv
o.
 2
01
1.
 D
ig
ita
l.
Ao considerar que durante a diluição a quantidade de soluto (massa ou quantidade de matéria) não se altera, mas 
que o volume da solução tem variação, conclui-se que a concentração da solução é alterada. 
Alternativa aos tratamentos tradicionais, a homeopatia consiste em fornecer, a 
um paciente sintomático, doses extremamente pequenas de medicamentos que 
produzem um resultado eficaz para combater certos distúrbios. O medicamento 
é preparado em um processo realizado por meio de sucessivas diluições. 
Alguns cientistas acreditam que diluir as soluções nas quantidades efetuadas 
nos tratamentos homeopáticos diminuiria drasticamente o efeito do princípio 
ativo. Porém, a homeopatia é considerada um método alternativo para o trata-
mento de muitas doenças.
ConexõesConexões
O efeito do medicamento homeopático está associado às dinamizações, por 
isso a concentração não é tão relevante.
No Brasil, a homeopatia é considerada uma especialidade médica desde 
1980, tendo sido incluída no Sistema Único de Saúde (SUS) no ano de 2006.
Em resumo, no processo de diluição, para determinar a relação entre as concentrações inicial e final da solução, 
compara-se a quantidade inicial de soluto com a sua quantidade final, considerando que o volume da solução final é 
obtido pela soma do volume inicial com o volume de solvente adicionado.
• Para a quantidade de soluto em massa:
ms(inicial) = ms(final)
Cinicial ⋅ Vinicial = Cfinal ⋅ Vfinal
• Para a quantidade de matéria de soluto (mol):
ns(inicial) = ns(final)
[ ]inicial ⋅ Vinicial = [ ]final ⋅ Vfinal
O resultado é a obtenção de uma solução diluída, ou seja, em que a concentração final é menor que a concen-
tração inicial.
 A homeopatia é uma técnica que se 
baseia em diluições sucessivas de 
soluções.
©
Sh
u
tt
er
st
oc
k/
n
ito
Recorde as fórmulas da concentração comum C
m
V
s
 = 
⎛
⎝
⎜
⎞
⎠
⎟ e da concentração em quantidade de matéria [ ]
⎛
⎝
⎜
⎞
⎠
⎟ = 
n
V
s
 para que 
os alunos consigam concluir a relação entre a solução inicial e a solução final, após a diluição.
9 O uso de fórmulas para a variação na concentração de uma solução. 
8 Diferença entre dissolução e diluição.
22 Volume 5
Evaporação 
Operação inversa à diluição, a evaporação consiste na retirada de solvente para a obtenção de uma solução mais 
concentrada. 
Uma das técnicas relacionadas à evaporação envolve o aquecimento cuidadoso da solução, de modo que apenas 
o solvente evapore. Contudo, de forma análoga à diluição, a quantidade de soluto (massa ou quantidade de matéria) 
não se altera. A mudança ocorre no volume da solução e, consequentemente, na sua concentração.
Os cálculos para determinar a relação entre as soluções inicial e final seguem a mesma ideia da diluição. E o volume 
da solução final é obtido pela diferença entre o volume inicial e o volume de solvente evaporado.
• Para a quantidade de soluto em massa:
ms(inicial) = ms(final)
Cinicial ⋅ Vinicial = Cfinal ⋅ Vfinal
• Para a quantidade de matéria de soluto (mol):
ns(inicial) = ns(final)
[ ]inicial ⋅ Vinicial = [ ]final ⋅ Vfinal
O resultado é a obtenção de uma solução concentrada, ou seja, em que a concentração final é maior que a con-
centração inicial.
Mistura de soluções
Em um laboratório químico é muito comum, também, realizar a mistura de soluções. Para esse procedimento, 
utilizam-se duas ou mais soluções que podem ser de um mesmo soluto ou de solutos diferentes. Em todos os casos, 
essas soluções são relativamente diluídas.
Mistura de soluções com um mesmo soluto
Ao se misturarem soluções de mesmo soluto, a quantidade de soluto (massa ou quantidade de matéria) na solução 
final corresponde à soma das quantidades de soluto nas soluções iniciais.
• Para a quantidade de soluto em massa:
ms1 + ms2 = ms(final) 
C1 ⋅ V1 + C2 ⋅ V2 = Cfinal ⋅ Vfinal
• Para a quantidade de matéria de soluto (mol):
ns1 + ns2 = ns(final) 
[ ]1 ⋅ V1 + [ ]2 ⋅ V2 = [ ]final ⋅ Vfinal
Portanto, a concentração da solução resultante terá valor intermediário aos valores das soluções que foram 
misturadas.
Mistura de soluções com solutos diferentes que não reagem entre si
Nesse caso, como não ocorre reação química entre as espécies participantes, cada soluto deve ser considerado de 
modo independente na solução final, como se o outro soluto não estivesse sendo misturado a ele. É como se, a cada 
solução, fosse realizada uma diluição. 
Assim, as quantidades de soluto (massa ou quantidade de matéria) permanecem constantes, em um volume maior 
de solução. 
• Para a quantidade de soluto em massa:
ms(inicial) = ms(final) 
Cinicial ⋅ Vinicial = Cfinal ⋅ Vfinal
• Para a quantidade de matéria de soluto (mol):
ns(inicial) = ns(final)
[ ]inicial ⋅ Vinicial = [ ]final ⋅ Vfinal
Existem outras maneiras para se obter uma solução concentrada, porém, neste material, 
optou-se por focalizar somente essa técnica.
Considera-se que as soluções envolvidas no processo de evaporação são constituídas por solutos não voláteis.
Relembre que neste material o foco são soluções aquosas, ou seja, em que o solvente 
é a água.
Ao volume inicial de cada solução, é acrescentado o volume da outra solução (como se fosse o solvente) até atingir o volume 
final da mistura. 
10 Informações adicionais. 
23Química
Mistura de soluções com solutos diferentes que reagem entre si
Ao misturar soluções com solutos diferentes que reagem entre si, é necessário verificar a proporção estequiométri-
ca entre os participantes da reação para determinar a concentração da solução final. 
Essa determinação pode ser feita experimentalmente pela análise volumétrica (volumetria) por meio da técnica 
chamada de titulação.
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Sh
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Th
ap
an
ya
 A titulação é a principaloperação da análise volumétrica.
A titulação é uma operação básica de análise do volume de uma 
solução de concentração conhecida (solução-padrão) que é adicionada 
lentamente a uma solução-problema, até que os solutos reajam 
completamente. O instante exato do término da reação é observado por 
meio de indicadores, normalmente colorimétricos, que indicam o ponto 
final desse processo.
As titulações podem ser utilizadas para reações ácido-base, de precipitação ou oxirredução, com o auxílio de dois 
aparelhos: a bureta e o erlenmeyer. Neste material será abordada somente a titulação ácido-base.
Na bureta é colocada a solução de concentração conhecida, chamada de titulante (solução-padrão), e no 
erlenmeyer a solução com concentração a ser determinada, o titulado (solução-problema); além de algumas gotas 
de um indicador colorimétrico. 
O indicador ideal é aquele cuja coloração é alterada exata-
mente no momento em que se atinge o ponto final.
A análise volumétrica é um processo qua
n-
titativo em que se determina a concentra
ção 
de uma solução, ou a quantidade de sol
uto 
nela existente, pela medida do volume
 de 
outra solução de concentração conhecida
.
Os indicadores são substâncias de cará
ter 
fracamente ácido ou básico, que mud
am 
de cor para indicar a proximidade do po
nto 
de equivalência na titulação.
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Bureta
Solução de concentração conhecida 
(solução-padrão ou titulante) 
Volume gasto na titulação
Erlenmeyer
Solução de concentração desconhecida 
(solução-problema ou titulado) 
Volume conhecido 
Gotas de indicador colorimétrico
24 Volume 5
Na viragem do indicador, fecha-se a torneira da bureta e registra-se o volume gasto da solução-padrão pelo traço 
de referência. 
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 Final da titulação
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 Início da titulação
Com o volume consumido do titulante, calcula-se, por meio da re-
lação estequiométrica entre as espécies envolvidas, a concentração da 
solução em análise.
Para as titulações ácido-base, considera-se que, no ponto de equi-
valência, a quantidade de matéria dos íons H+(aq) deve ser igual à quan-
tidade de matéria dos íons OH–(aq).
n.º mol de H+ = n.º mol de OH–
Essa técnica é considerada um dos procedimentos mais utilizados 
em laboratórios de análise volumétrica. Veja o seguinte exemplo.
O hidróxido de amônio é uma base que está presente na composição de uma série de produtos de limpeza do-
méstica. No rótulo de um desses produtos, há a informação de que a concentração presente nessa base é de 0,5 mol/L. 
Com a intenção de verificar a veracidade da informação, 10 mL desse produto foram titulados com ácido clorídrico, 
conforme dados indicados pela imagem:
Bureta
HCℓ
(aq)
V = 25 mL
[ ] = 0,2 mol/L
Erlenmeyer
NH OH
4 (aq)
V = 10 mL
[ ] = ? mol/L
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 2
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5.
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l.
Para comprovar se o produto apresenta a concentração registrada no rótulo, é necessário, primeiramente, determi-
nar a quantidade de matéria do ácido consumido (solução-padrão) durante a titulação da amostra. 
De acordo com os dados, 
0,2 mol de HCℓ 1 000 mL (= 1 L) 
x 25 mL 
x = 5 10–3 mol de HCℓ
Comente com os alunos a importância de se fazer a leitura cor-
reta da solução presente na bureta pelo traço de referência.
O ponto de equivalência ou ponto final t
eó-
rico refere-se ao momento em que o titula
do 
(solução-problema) reagiu completame
nte 
com o titulante (solução-padrão). Portan
to, 
esse ponto é atingido quando as concent
ra-
ções das soluções encontram-se nas prop
or-
ções estequiométricas da equação.
25Química
Experimento
Como ao final a quantidade de matéria dos íons H+ do ácido é a mesma que a quantidade de matéria dos íons OH–, 
provenientes da base, é possível determinar a concentração do titulante. 
1 HCℓ + 1 NH4OH 1 NH4Cℓ + 1 H2O
5 10–3 mol 5 10–3 mol
5 10–3 mol de NH4OH 10 mL
x 1 000 mL (= 1 L)
x = 0,5 mol de NH4OH ∴ 0,5 mol/L
Logo, conclui-se que a informação do rótulo está correta.
Determinação da quantidade de matéria de ácido acético em uma solução de vinagre 
Materiais
Erlenmeyer; pipeta graduada; bureta de 50 mL; suporte universal e garras; água; indicador (fenolftaleína ou azul 
de bromotimol); 10 mL de vinagre (solução de ácido acético); solução de hidróxido de sódio 0,4 mol/L. 
Como fazer 
1. Coloque, com auxílio da pipeta graduada, 10 mL de vinagre no erlenmeyer.
2. Adicione aproximadamente 30 mL de água e 5 a 10 gotas de indicador colorimétrico. 
3. Coloque na bureta a solução de hidróxido de sódio de concentração conhecida.
4. Acrescente, cuidadosamente, gota a gota, a solução-padrão (NaOH(aq)) na amostra de vinagre contida no 
erlenmeyer.
5. Feche a torneira no momento da viragem do indicador.
Descarte
Acrescente bastante água ao sistema obtido, de maneira a diluí-lo ao máximo possível. Após, 
descarte-o na pia. 11 Norma de descarte.
Resultados e conclusão 
a) Calcule a quantidade de matéria de NaOH consumido na titulação.
b) Com base na equação química apresentada, determine a quantidade de matéria do ácido que foi neu-
tralizado.
NaOH + CH3COOH CH3COONa + H2O
c) Calcule a concentração em mol/L da solução de ácido acético.
d) Sabendo que a massa molar do ácido acético é igual a 60 g/mol e que a densidade do vinagre é de aproxi-
madamente 1,1 g/mL, determine a porcentagem em massa de ácido acético na amostra de vinagre.
O experimento pode ser realizado de forma demonstrativa, a fim de que os alunos visualizem todo o processo 
envolvido na técnica de titulação.
12 Gabaritos.
26 Volume 5
Atividades
1. Na embalagem de determinado suco com alto teor de 
polpa concentrado, há a seguinte sugestão de preparo:
Agite antes de usar.
Misture uma parte de suco 
com 5 partes de água.
Conteúdo: 1 000 mL
 Seguindo rigorosamente a sugestão proposta, calcule 
o volume final, em L, de suco obtido pela diluição de 
300 mL de suco concentrado:
 
1 parte de suco = 300 mL
5 partes de água = 1 500 mL
Vinicial + Vágua = Vfinal
300 + 1 500 = Vfinal
Vfinal = 1 800 mL = 1,8 L de solução diluída
2. Para higienizar frutas e verduras, uma dona de casa 
efetuou o seguinte modo de preparo.
• Lavar abundantemente os ali-
mentos em água corrente. Pre-
parar uma solução com 10 mL 
de hipoclorito de sódio para 1 L 
de água. Imergir as frutas e as 
verduras na solução por 10 mi-
nutos. Retirar os alimentos da 
solução e enxaguar abundan-
temente com água potável.
 Sabendo que a solução de 
hipoclorito de sódio equivalente 
a 2% de cloro ativo correspon-
de à concentração de 20 g/L, 
determine a concentração co-
mum de cloro ativo presente 
na solução após a diluição. 
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ms(inicial) = ms(final) 
Cinicial ⋅ Vinicial = Cfinal ⋅ Vfinal
20 ⋅ 10 = Cfinal ⋅ 1 000
Cfinal = 0,2 g/L
3. (UNESP – SP) Medicamentos, na forma de preparados 
injetáveis, devem ser soluções isotônicas com relação 
aos fluidos celulares. O soro fisiológico, por exemplo, 
apresenta concentração de cloreto de sódio (NaCℓ) 
de 0,9% em massa (massa do soluto por massa da 
solução), com densidade igual a 1,0 g ⋅ cm–3.
 Observação: duas soluções isotônicas são aquelas que 
apresentam concentrações de partículas iguais, em mol/L.
a) Dada a massa molar de NaCℓ, em g mol–1: 58,5, 
qual a concentração, em mol L–1, do NaCℓ no soro 
fisiológico? Apresente seus cálculos.
 
0,9% = 0,9 g de NaCℓ em 100 mL de soro (0,1 L)
0,9 g de NaCℓ — 100 mL de soro
x — 1 000 mL de soro
x = 9 g de NaCℓ 9 g/L
1 mol de NaCℓ — 58,5 g
y — 9 g
y 0,15 mol ∴ 0,15 mol/L
Ou: 
C = [ ] M
9 = [ ] 58,5 
[ ] ≅ 0,15 mol/L
b) Quantos litros de soro fisiológico podem ser prepara-
dos a partir de 1 L de solução que contém 27 g L–1 
de NaCℓ (a concentração aproximada deste sal na 
água do mar)?Apresente seus cálculos.
 
Ci Vi = Cf Vf
27 1 = 9 Vf
Vf = 3 L
27Química
 Dados: K = 39 u; I = 127 u.
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ms1 + ms2 = ms(final) 
C1 V1 + C2 V2 = Cfinal Vfinal
30 20 + 50 30 = Cfinal 50
Cfinal = 42 g/L
M(KI) = 166 g/mol
1 mol de KI — 166 g
x — 42 g
x 0,25 mol de KI ∴ 0,25 mol/L
7. Durante o preparo de uma solução no laboratório, um 
aluno acidentalmente misturou 100 mL de cloreto de 
sódio 20 g/L e 200 mL de cloreto de potássio 40 g/L. 
Sabendo que na mistura das soluções não ocorre rea-
ção química, quais serão as concentrações de KCℓ e 
de NaCℓ, em g/L, na solução final? 
Solução de NaCℓ:
Cinicial Vinicial = Cfinal Vfinal
20 100 = Cfinal 300
Cfinal = 6,66 g/L
Solução de KCℓ:
Cinicial Vinicial = Cfinal Vfinal
40 200 = Cfinal 300
Cfinal = 26,66 g/L
+ =
+ =
4. (UFRN) Num laboratório de Química, o estoque de rea-
gentes disponível pode ser formado por soluções con-
centradas. Partir-se de uma solução concentrada para 
se obter uma solução diluída é um procedimento de 
rotina em laboratório.
 Na preparação de uma solução diluída, com base em 
uma mais concentrada, retira-se um volume de solu-
ção concentrada de hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol/L 
para se preparar 500 mL de uma solução diluída de 
0,2 mol/L.
 Se C1 V1 = C2 V2, o volume inicial de solução de NaOH 
1 mol/L retirado para se obter a solução diluída corres-
ponderá a:
a) 40 mL 
b) 200 mL 
c) 125 mL 
X d) 100 mL 
5. (UEM – PR) Uma solução aquosa apresentando 
10 10–2 mol/L de um determinado sal X foi subme-
tida ao aquecimento. O aquecimento foi interrompido 
quando restavam 20 mL da solução com concentra-
ção de 0,4 mol/L. Qual o volume da solução inicial 
em mililitros?
 
Ci Vi = Cf Vf
10 10–2 Vi = 0,4 20
Vi = 80 mL
6. Diversas patologias do sistema respiratório podem 
causar processos pulmonares infecciosos, comprome-
tendo as vias aéreas. Para o tratamento de pacientes 
com esses casos, podem ser prescritos expectorantes, 
como o iodeto de potássio. Para ser utilizado como 
antitussígeno, um farmacêutico, na preparação de um 
xarope de KI, dispõe no laboratório de duas soluções: 
20 mL de solução 30 g/L e 30 mL de solução 50 g/L. 
Calcule a concentração final da solução obtida em g/L 
e mol/L. 
C1 ⋅ V1 = C2 ⋅ V2
1 ⋅ V1 = 0,2 ⋅ 500
V1 = 100 mL
Como na mistura das soluções de KCℓ e NaCℓ não ocorre 
reação química, as concentrações são calculadas separa-
damente como se a cada solução fosse adicionado solvente.
Se conveniente, recorde com os alunos as condições 
necessárias para a ocorrência de uma reação química 
(volume 3). 
28 Volume 5
8. Um laboratorista realizou a titulação de 50 mL de uma 
solução aquosa de hidróxido de potássio com uma so-
lução aquosa 0,1 mol/L de ácido nítrico. Sabendo que 
o volume do titulante é igual a 40 mL, determine a 
concentração em quantidade de matéria por volume 
(mol/L) da base.
 
0,1 mol de HNO3 1 000 mL
x 40 mL
x = 4 10–3 mol de HNO3
1 HNO3 : 1 KOH
4 10–3 mol 4 10–3 mol
4 10–3 mol de KOH 50 mL
x 1 000 mL
x = 0,08 mol de KOH ∴ 0,08 mol/L
9. Uma forma prática de verificar a condição de uso de 
baterias de automóvel é por meio da titulação da solu-
ção de ácido sulfúrico. Durante o processo de controle 
de qualidade de uma empresa do ramo, um químico 
transferiu uma alíquota de 2 mL de solução de ácido 
para um erlenmeyer, diluiu com água destilada e adi-
cionou um indicador. A titulação dessa amostra consu-
miu 20 mL de solução aquosa de hidróxido de potássio 
(KOH) 1 mol/L. Complete as informações no esquema 
a seguir e calcule a concentração em mol/L da solução 
de ácido sulfúrico. 
D
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o.
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00
5.
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ita
l.
 
1 mol de KOH — 1 000 mL (= 1 L) 
x — 20 mL 
x = 0,02 mol de KOH
2 KOH : 1 H2SO4
2 mols — 1 mol
0,02 mol — x 
x = 0,01 mol de H2SO4
0,01 mol de H2SO4 — 2 mL 
x — 1 000 mL (= 1 L)
x = 5 mols de H2SO4 ∴ 5 mol/L
10. Determine o volume de solução de hidróxido de sódio 
0,2 mol/L necessário para neutralizar completamente 
20 mL de uma solução de ácido sulfúrico 0,1 mol/L. 
 
0,1 mol de H2SO4 — 1 000 mL 
x — 20 mL 
x = 2 10–3 mol de H2SO4
1 H2SO4 : 2 NaOH 
1 mol — 2 mols 
2 10–3 mol — x
x = 4 10–3 mol de NaOH
 0,2 mol de NaOH — 1 000 mL (= 1 L)
4 10–3 mol de NaOH — x 
x = 20 mL de NaOH
Sugestão de atividades: questões 
24 a 34 da seção Hora de estudo.
29Química
A busca pela prevenção de doenças ocasionadas pela água contaminada e as formas de amenizar a falta de acesso 
à água potável são objetos de estudo dos diversos institutos de pesquisa em todo o mundo. Leia o texto a seguir e 
entenda um pouco sobre um dos projetos que estão sendo desenvolvidos para esses fins. 
Química em foco
Com esse texto, é possível rever com os alunos os métodos de separação de misturas. 
BILL Gates experimenta água extraída de fezes humanas. Disponível em: <http://exame.abril.com.br/tecnologia/noticias/bill-gates-experimenta-
agua-extraida-de-fezes-humanas>. Acesso em: 19 mar. 2015.
A preocupação com a escassez de água no mundo é cada vez maior. Em muitos países pobres ou em desenvolvi-
mento, a situação é ainda mais dramática; faltam acesso à água potável e saneamento básico. Para que a população 
possa ter acesso à água própria para o consumo humano, novas estratégias estão sendo desenvolvidas, como o equi-
pamento citado no texto. 
Em relação a esse assunto, responda às questões: 
1. Qual atividade humana é responsável pelo maior consumo de água potável no mundo? O que pode ser feito para 
minimizar esse gasto?
2. Identifique três fatores que têm contribuído para a escassez de água no mundo.
3. Por que países mais desenvolvidos consomem mais água que países mais pobres?
4. No Brasil, há algum tempo, convivemos com notícias sobre a seca e o baixo nível de água nas represas. Cite algu-
mas medidas que podem ser tomadas pelo governo e pela população para que seja possível amenizar os efeitos 
da falta de água.
13 Gabaritos.
Bill Gates, [...], foi conferir como funciona o Omniprocessor [...]. Ele é uma máquina que recebe ajuda 
financeira da Fundação Gates. A função do Omniprocessor é bem curiosa: ele usa fezes humanas para ex-
trair água, energia e cinzas.
O principal objetivo da tecnologia é melhorar as condições sanitárias de países pobres. De quebra, a 
máquina é capaz de produzir água potável para locais que tenham problemas com isso.
Um post no site Gate’s Notes e um vídeo publicado em seu canal [...] mostram a visita de Gates e o fun-
cionamento da máquina.
O Omniprocessor precisa que fezes sejam inseridas para que ele funcione. A primeira etapa ferve as fezes 
– o que faz com que a água presente evapore e depois seja limpa para que possa ser consumida.
“A água tem o mesmo gosto de qualquer outra que eu tenha tomado de uma garrafa. E após estudar a 
engenharia por trás da máquina, eu beberia com felicidade aquela água todo dia”, escreve Gates no texto.
As fezes secas passam então por um processo de queima a 1 000 graus Celsius que posteriormente gera 
eletricidade. [...] 
“Ao menos dois bilhões de pessoas usam latrinas que não são drenadas apropriadamente. Outras sim-
plesmente defecam em locais abertos. As fezes contaminam água potável de milhões de pessoas com conse-
quências horríveis: doenças causadas por más condições sanitárias matam 700 mil crianças todos os anos”, 
explica Gates.
A máquina foi criada e está em desenvolvimento [...].
Bill Gates experimenta água extraída de fezes humanas
30 Volume 5
Hora de estudo
1. (UECE) Alguns medicamentos apresentam em seus 
rótulos a expressão “Agite antes de usar”. Tal reco-
mendação se faz necessária porque o conteúdo do 
frasco é uma dispersão classificada como:
a) gel.
b) aerossol.
c) solução.
X d) suspensão.
2. (UFRGS – RS) Quais são as soluções aquosas conten-
do uma única substância dissolvida que podem apre-
sentar corpo de fundo dessa substância?a) saturadas e supersaturadas.
X b) somente as saturadas.
c) insaturadas diluídas.
d) somente as supersaturadas.
e) insaturadas concentradas.
3. (PUCSP) A uma solução de cloreto de sódio foi adicio-
nado um cristal desse sal e verificou-se que não se 
dissolveu, provocando, ainda, a formação de um preci-
pitado. Pode-se inferir que a solução original era:
a) estável.
b) diluída.
c) saturada.
d) concentrada.
X e) supersaturada. 
4. (UESPI) Quando adicionamos sal comum (NaCℓ) à 
água, sob agitação e temperatura constantes, verifi-
camos que, em dado momento, o sal não se dissolve 
mais. No caso do NaCℓ, isso ocorre quando há, aproxi-
madamente, 360 g de sal por 1 000 mL de água.
 Se adicionarmos 500 g de NaCℓ em 1 000 mL de água, 
nas mesmas condições acima, estaremos preparando 
uma solução que será classificada como uma:
a) solução saturada sem sal precipitado.
X b) solução saturada com sal precipitado.
c) solução supersaturada.
d) solução insaturada.
e) solução supersaturada instável.
5. (FURG – RS) A solubilidade de um sal a 25 ºC é 
37 g/100 mL de água. Um estudante pesou 39 g des-
se sal e dissolveu completamente em 100 mL de água 
14 Gabaritos.
a 100 ºC. Quando a solução retornou aos 25 ºC uma 
parte do sal precipitou.
 Com relação a esse experimento, assinale a alternativa 
correta.
a) Se a solução final fosse novamente aquecida a 
100 ºC, não haveria a dissolução do sal precipitado.
b) A solução final é saturada, mas não é possível 
determinar a quantidade de sal precipitado.
c) A solução final só seria supersaturada, se mais 
de 5 g do sal precipitassem.
d) A solução final é insaturada, pois, com a preci-
pitação do sal, diminuiu sua concentração em 
solução.
X e) A massa de sal precipitado é de 2 g.
6. (UFMS) Preparou-se uma solução saturada de nitrato 
de potássio (KNO3), adicionando-se o sal a 50 g de 
água, à temperatura de 80 °C. A seguir, a solução foi 
resfriada a 40 °C. Qual a massa, em gramas, do preci-
pitado formado?
 Dados:
 T = 80 °C S = 180 g de KNO3/100 g de H2O
 T = 40 °C S = 60 g de KNO3/100 g de H2O
7. (UFV – MG) A solubilidade do nitrato de potássio 
(KNO3), em função da temperatura, é representada no 
gráfico abaixo:
 De acordo com o gráfico, assinale a alternativa que 
indica corretamente a massa de KNO3, em gramas, pre-
sente em 750 g de solução, na temperatura de 30 °C:
a) 375
b) 150
c) 100
d) 500
X e) 250
A resolução das questões desta seção deve ser feita no caderno.
31Química
8. (UFCG – PB) Nos rótulos dos produtos industrializados, encontram-se diferentes maneiras de informar a concentração 
dos seus ingredientes ou constituintes.
 Na primeira coluna da tabela abaixo, são dadas fórmulas genéricas de expressar a concentração e, na segunda coluna, 
os exemplos de produtos com a informação no rótulo em relação à sua composição. Associe a fórmula genérica com 
a informação apropriada e assinale a alternativa que apresenta a sequência correta:
Fórmula Indicação no rótulo do produto
(1) Grama de soluto x 100/grama de solução (A) Teor alcoólico de 8,6% a 14% em volume de vinho de mesa. 
(2) Mililitro de soluto x 100/mililitro de solução (B) Teor de cafeína de 10 mg/100 mL de coca-cola clássica.
(3) Grama de soluto/litro de solução (C) Uma amostra de 10 molar de ácido muriático comercial. 
(4) Moles de soluto/litro de solução (D) 340 ppm de enxofre (S) em gasolina convencional.
(5) Miligrama de soluto/quilograma de solução (E) 8% em massa de água oxigenada perfumada.
a) 1-D, 2-E, 3-A, 4-B, 5-C.
b) 1-A, 2-B, 3-C, 4-D, 5-E.
c) 1-B, 2-C, 3-D, 4-E, 5-A.
d) 1-C, 2-D, 3-E, 4-A, 5-B.
X e) 1-E, 2-A, 3-B, 4-C, 5-D.
9. (ENEM) Determinada Estação trata cerca de 30 000 litros de água por segundo. Para evitar riscos de fluorose, a con-
centração máxima de fluoretos nessa água não deve exceder a cerca de 1,5 miligrama por litro de água.
 A quantidade máxima dessa espécie química que pode ser utilizada com segurança, no volume de água tratada em 
uma hora, nessa Estação, é:
a) 1,5 kg
b) 4,5 kg
c) 96 kg 
d) 124 kg 
X e) 162 kg
10. (UECE) O gás cloro, descoberto em 1774 pelo sueco Carl Wilhelm Scheele, pode ser obtido através de eletrólise da 
solução aquosa de cloreto de sódio cuja reação global ocorre de acordo com a equação:
 2 NaCℓ(aq) + 2 H2O(ℓ) 2 NaOH(aq) + H2(g) + Cℓ2(g)
 Considerando que a solução de sal apresenta 45% em massa de NaCℓ, a partir de cada 100 kg da mencionada 
solução, as massas de hidróxido de sódio e cloro obtidas serão, aproximadamente:
a) 36,00 kg e 31,95 kg.
b) 36,00 kg e 63,00 kg.
X c) 30,77 kg e 27,30 kg.
d) 30,77 kg e 54,60 kg.
32 Volume 5
11. (ENEM) Os acidentes de trânsito, no Brasil, em sua maior parte são causados por erro do motorista. Em boa parte 
deles, o motivo é o fato de dirigir após o consumo de bebida alcoólica. A ingestão de uma lata de cerveja provoca uma 
concentração de aproximadamente 0,3 g/L de álcool no sangue.
 A tabela abaixo mostra os efeitos sobre o corpo humano provocados por bebidas alcoólicas em função de níveis de 
concentração de álcool no sangue: 
Concentração de álcool no 
sangue (g/L)
Efeitos
0,1 – 0,5 Sem influência aparente, ainda que com alterações clínicas
0,3 – 1,2 Euforia suave, sociabilidade acentuada e queda de atenção
0,9 – 2,5
Excitação, perda de julgamento crítico, queda da sensibilidade e das 
reações motoras
1,8 – 3,0 Confusão mental e perda da coordenação motora
2,7 – 4,0 Estupor, apatia, vômitos e desequilíbrio ao andar
3,5 – 5,0 Coma e morte possível
(Revista Pesquisa FAPESP n.º 57, setembro 2000)
 Uma pessoa que tenha tomado três latas de cerveja provavelmente apresenta:
X a) queda de atenção, de sensibilidade e das reações motoras.
b) aparente normalidade, mas com alterações clínicas.
c) confusão mental e falta de coordenação motora.
d) disfunção digestiva e desequilíbrio ao andar.
e) estupor e risco de parada respiratória.
12. (UESPI) A sacarose é o açúcar comum e uma das substâncias químicas mais puras do dia a dia. Para adoçar uma 
xícara de café, uma pessoa usa em média 1,71 g de sacarose (C12H22O11). Supondo que o volume final de café assim 
adoçado seja de 100 mL, qual a concentração molar (mol/L) aproximada de sacarose no café?
 (Dados: massa molar em g mol−1: C = 12, H = 1 e O = 16)
a) 10 mol/L b) 1 mol/L c) 0,5 g/mL X d) 0,05 mol/L e) 0,01 mol/L 
13. (ENEM) Ao colocar um pouco de açúcar na água e mexer até a obtenção de uma só fase, prepara-se uma solução. O 
mesmo acontece ao se adicionar um pouquinho de sal à água e misturar bem. Uma substância capaz de dissolver o solu-
to é denominada solvente; por exemplo, a água é um solvente para o açúcar, para o sal e para várias outras substâncias. 
 A figura a seguir ilustra essa citação.
Disponível em: www.sobiologia.com.br. Acesso em: 27 abr. 2010. 
33Química
 Suponha que uma pessoa, para adoçar seu cafezinho, tenha utilizado 3,42 g de sacarose (massa molar igual a 
342 g/mol) para uma xícara de 50 mL do líquido. Qual é a concentração final, em mol/L, de sacarose nesse cafezinho? 
a) 0,02 
X b) 0,2 
c) 2 
d) 200 
e) 2 000
14. (UEMS) O soro caseiro, recomendado para evitar a desidratação infantil, consiste em uma solução de NaCℓ (3,5 g/L) 
e de sacarose (11,0 g/L). Nessa solução, as concentrações molares do NaCℓ e da sacarose são respectivamente:
 (Dado: massa molar da sacarose = 342 g/mol)
X a) 0,06 mol/L e 0,032 mol/L.
b) 0,11 mol/L e 0,045 mol/L.
c) 0,06 mol/L e 0,019 mol/L.
d) 0,07 mol/L e 0,072 mol/L.
e) 0,04 mol/L e 0,032 mol/L.
15. (IFSul – RS) Entre os medicamentos mais usados no combate à azia, está o hidróxido de alumínio, Aℓ(OH)3, vendido 
na forma de suspensão. Sabendo que um rótulo desse produto genérico descreve que, em 1 mL há cerca de 61,5 mg 
do álcali, afirma-se que sua concentração em quantidade de matéria por volume é de __________, e ao reagir com 
ácido sulfúrico produz por neutralização total o sal __________ denominado ____________.
 A alternativa que completa corretamenteas lacunas acima é
a) 0,79 10–3 mol/L Aℓ2(SO4)3 sulfato de alumínio
b) 0,79 10–3 mol/L AℓSO4 sulfito de alumínio
X c) 0,79 mol/L Aℓ2(SO4)3 sulfato de alumínio
d) 0,79 mol/L AℓSO4 sulfato de alumínio
16. (ENEM) O peróxido de hidrogênio é comumente utilizado como antisséptico e alvejante. Também pode ser empregado 
em trabalhos de restauração de quadros enegrecidos e no clareamento de dentes. Na presença de soluções ácidas 
de oxidantes, como o permanganato de potássio, este óxido decompõe-se, conforme a equação a seguir:
 5 H2O2(aq) + 2 KMnO4(aq) + 3 H2SO4(aq) 5 O2(g) + 2 MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 8 H2O(ℓ)
ROCHA-FILHO, R. C. R.; SILVA, R. R. Introdução aos Cálculos da Química.
São Paulo: McGraw-Hill, 1992.
 De acordo com a estequiometria da reação descrita, a quantidade de permanganato de potássio necessária para 
reagir completamente com 20,0 mL de uma solução 0,1 mol/L de peróxido de hidrogênio é igual a
a) 2,0 100 mol 
b) 2,0 10–3 mol
c) 8,0 10–1 mol
X d) 8,0 10–4 mol
e) 5,0 10–3 mol 
34 Volume 5
17. (UERJ) O sulfato de alumínio é utilizado como clarificante no tratamento de água, pela ação dos íons alumínio 
que agregam o material em suspensão. No tratamento de 450 L de água, adicionaram-se 3,078 kg de sulfato 
de alumínio, sem que houvesse variação de volume.
 Admitindo-se a completa dissociação do sal, a concentração de íons alumínio, em mol L–1, é igual a:
a) 0,02 b) 0,03 X c) 0,04 d) 0,05
18. (UNIMONTES – MG) Os potenciais de alguns antibióticos, produtos endócrinos, vitaminas e produtos 
desenvolvidos por meio da Biotecnologia são baseados nas suas atividades biológicas demonstradas e são expressas 
em unidades (de atividade), em micrograma por miligrama ou outros termos padronizados de medida. Assim, a insu-
lina U-500 contém 500 unidades de insulina por mililitro de solução ou suspensão. Algumas seringas encontram-se 
calibradas em unidades.
 Se um médico prescreve 100 unidades de insulina para um paciente diabético, deve ser utilizada (em mL) uma quan-
tidade de insulina U-500 equivalente a:
X a) 0,2 b) 0,4 c) 0,5 d) 0,1 
19. (UEPB) A tartrazina é uma substância muito utilizada para colorir alimentos. No entanto, estudos apresentam a ocor-
rência de alergias principalmente em pessoas sensíveis ao ácido acetilsalicílico, porém sem resultados conclusivos. 
Para efeito da utilização da tartrazina como aditivo alimentar, a Agência Nacional de Vigilância Sanitária (ANVISA) 
define seu limite máximo de 30 mg por 100 gramas de amostra e um IDA (Ingestão Diária Aceitável) de 7,5 mg/kg de 
peso corpóreo para tartrazina.
 Qual o título porcentual da tartrazina no limite máximo definido pela legislação brasileira?
X a) 0,03% 
b) 30% 
c) 0,0003% 
d) 3% 
e) 0,3% 
20. (UP – PR) Em um envelope de preparado para refresco, temos as seguintes instruções: 
 – Dissolva-o em 1,5 L de água fria, acrescente três colheres de sopa de açúcar e homogeinize.
 Sabendo-se que:
 – o conteúdo de 1 envelope desse refresco = 50 g (sólido);
 – 1 colher de sopa de açúcar = 68 g (colher (50 g) + açúcar);
 – a densidade da água = 1,0 g/cm3;
 assinale a alternativa que traz a porcentagem em massa, aproximada, de sólido no suco preparado:
X a) 6,5%
b) 10%
c) 8,7%
d) 12,6%
e) 9,4%
21. (EAFA – ES) As bebidas fermentadas têm teor alcoólico menor que as destiladas: na cerveja, por exemplo, considera-se 
4 °GL, aproximadamente. Nas bebidas destiladas, o teor alcoólico é mais elevado; no uísque, por exemplo, está em 
torno de 45 °GL. Suponha que dois amigos resolvam ir a uma boate. Um deles toma cerveja e o outro, uísque. Nessa 
situação, calcule a quantidade, em volume, de cerveja que o indivíduo que ingeriu essa bebida precisaria tomar para 
alcançar o porcentual de álcool presente em 200 mL de uísque consumido pelo seu amigo.
 (Dados: a graduação alcoólica é expressa em °GL e indica a porcentagem em volume na bebida. Exemplo: no uísque, 
45 °GL significa que 45% do volume são de álcool.) 
 O volume de cerveja calculado é:
a) 90 mL b) 800 mL X c) 2 250 mL d) 2 750 mL
35Química
22. (UFOP – MG) Durante uma festa, um convidado ingeriu 5 copos de cerveja e 3 doses de uísque. A cerveja contém 
5% v/v de etanol e cada copo tem um volume de 0,3 L; o uísque contém 40% v/v de etanol e cada dose corresponde 
a 30 mL. O volume total de etanol ingerido pelo convidado durante a festa foi de:
X a) 111 mL b) 1,11 L c) 15,9 mL d) 1,59 L 
23. (UFAM) O quadro abaixo fornece informações sobre colônias à base de essência de rosas vendidas em uma loja de 
departamentos da Zona Franca de Manaus:
Perfume
Conteúdo da 
embalagem (mL)
Concentração de 
essência de rosas 
em porcentagem 
(%) volume/volume
Preço do perfume 
(R$)
I 200 5 15,00
II 500 5 20,00
III 500 10 40,00
IV 1 000 5 50,00
V 1 000 10 60,00
 Assinale a opção que apresenta a colônia que tem menor preço por quantidade de essência de rosas em solução:
a) II X b) V c) I d) III e) IV
24. (ACAFE – SC) Um químico, ao realizar um experimento, deparou-se com a seguinte frase: “diluir a solução aquosa de 
ácido clorídrico”.
 Para auxiliar o químico, assinale a alternativa que indica o procedimento correto: 
a) Neutralizar a solução.
b) Acrescentar ácido.
X c) Acrescentar água.
d) Determinar a quantidade de ácido presente na solução.
e) Aquecer para evaporar a água. 
25. (IFPE) O álcool etílico, numa concentração a 70%, possui propriedades microbicidas reconhecidamente eficazes para 
eliminar os germes mais frequentemente envolvidos em infecções, sendo imprescindível na realização de ações 
simples de prevenção, como a antissepsia das mãos, a desinfecção do ambiente e de artigos médico-hospitalares. 
Além disso, é adquirido com baixo custo, possui fácil aplicabilidade e toxicidade reduzida. Assinale a alternativa que 
indica o volume de álcool etílico a 90%, para produzir por diluição 4 500 mL de álcool a 70%:
a) 2 000 mL
b) 2 500 mL
c) 3 000 mL
X d) 3 500 mL
e) 4 000 mL
26. (UFAC) Um estudante de Química deseja preparar 250 mL de uma solução de sacarose na concentração de 
0,10 mol/L, mas dispõe apenas de uma solução-estoque do mesmo composto na concentração de 0,25 mol/L. 
Qual deve ser o volume de água a ser completado para que o estudante obtenha a solução desejada?
a) 100 mL
X b) 150 mL
c) 200 mL
d) 50 mL
e) 125 mL
36 Volume 5
27. (UFLA – MG) Uma solução aquosa de nitrato de prata 
(AgNO3) de concentração 1,5 mol L
–1 foi colocada em 
aquecimento e seu volume foi reduzido a 300 mL com 
concentração igual a 4,5 mol L–1. O volume de água 
evaporado da solução inicial é de:
X a) 600 mL
b) 900 mL 
c) 1 350 mL
d) 100 mL
e) 450 mL
28. (PUCPR) Tem-se 60 mL de solução 2 mol/L de CaCℓ2. 
Acrescentam-se 540 mL de água a essa solução. Qual 
a nova concentração em mol/L de íons cloreto?
a) 0,6 mol/L
b) 0,2 mol/L
X c) 0,4 mol/L
d) 0,5 mol/L
e) 1 mol/L
29. (UFMG) Uma criança precisa tomar 15 gotas de um 
antitérmico diluídas em água. Considere desprezível, 
na solução formada, o volume das gotas adicionadas à 
água. Todas as seguintes afirmativas referentes a essa 
solução estão corretas, exceto:
a) a concentração de 15 gotas do medicamento di-
luído para 20 mL de solução equivale ao dobro da 
concentração das mesmas 15 gotas diluídas para 
40 mL de solução.
b) a concentração de 15 gotas do medicamento diluí-
do para 20 mL de solução é três vezes maior que 
a concentração de 5 gotas diluídas para o mesmo 
volume de solução.
X c) a concentração do medicamento em uma gota antes 
da diluição em água é menor que a concentração 
em 15 gotas, também antes da diluição em água.
d) a quantidade de medicamento ingerido independe 
do volume de água utilizado na diluição.
30. (UFPR) Ao se misturar 100 mL de solução aquosa 
0,15 mol L–1 de cloreto de potássio com 150 mL 
de solução aquosa 0,15 mol L–1 de cloreto de sódio, 
a solução resultante apresentará, respectivamente, as 
seguintes concentrações de Na+, K+ e Cℓ–:
a) 0,05 mol L–1, 0,06 mol L–1, 1,1 mol L–1b) 0,06 mol L–1, 0,09 mol L–1, 0,15 mol L–1
X c) 0,09 mol L–1, 0,06 mol L–1, 0,15 mol L–1
d) 0,09 mol L–1, 0,09 mol L–1, 0,09 mol L–1
e) 0,15 mol L–1, 0,15 mol L–1, 0,30 mol L–1
31. (URCA – CE) Um laboratorista pesou 106 g de Na-
2CO3 e dissolveu-os em água até 200 mL de solução. 
Em seguida, misturou com 800 mL de outra solução 
0,5 mol/L do mesmo soluto. A concentração, em mol/L, 
da mistura final é:
a) 0,9
b) 1,8
c) 0,7
d) 2,8
X e) 1,4
32. (UEMA) Ao tomarmos um copo de suco podemos 
dizer que está fraco, bom ou forte. Essas palavras 
traduzem as relações quantitativas entre soluto e 
solvente. Utilizando esses conceitos, para diluir uma 
solução de cloreto de sódio (NaCℓ) de concentração 
8 g/L para 0,4 g/L, a relação volume inicial/volume 
final deverá ser:
X a) 0,05
b) 0,02
c) 50,00
d) 20,00
e) 1,00
33. (UESPI) Na Química, utilizamos um processo chamado 
de “titulação” para determinar a quantidade de subs-
tância de uma solução, através do confronto com outra 
espécie química, de concentração e natureza conheci-
das. As titulações ácido-base, titulação de oxidação-re-
dução e titulação de complexação são exemplos desse 
procedimento. No caso de uma titulação ácido-base, 
em que foi utilizado 87,5 mL de HCℓ 0,1 M para se 
neutralizar um certo volume de NaOH 0,35 M, qual a 
quantidade de NaOH envolvida? 
 (Dados: massa molar do NaOH = 40 g; massa molar do 
HCℓ = 36,5 g) 
a) 15,0 mL 
X b) 25,0 mL 
c) 50,0 mL 
d) 75,0 mL 
e) 87,5 mL 
34. (UFPR) 10,00 mL de uma solução de (NH4)2SO4 
foram tratados com excesso de NaOH. O gás NH3 
liberado foi absorvido em 50,00 mL de uma solução 
0,10 mol ⋅ L–1 de HCℓ. O HCℓ que sobrou foi neutralizado 
por 21,50 mL de uma solução 0,10 mol L–1 
de NaOH. Qual a concentração da solução de 
(NH4)2SO4 em mol ⋅ L
–1?
a) 0,28
X b) 0,14
c) 0,32
d) 0,42
e) 0,50
37
10
Propriedades 
das soluções
 Ao acompanhar o aquecimento da água em uma chaleira, é possível observar que, à medida que a temperatura do 
líquido aumenta, o vapor é eliminado mais intensamente, até o momento em que se atinge a ebulição do líquido. 
1. Em que temperatura a água entra em ebulição? 
2. A temperatura de ebulição de um líquido puro é a mesma em todos os lugares? Por quê? 
3. Em lugares de grande altitude, a água entra em ebulição em temperatura mais baixa que no nível do mar 
(1 atm). Entre as várias consequências, uma delas é a dificuldade de cozinhar os alimentos. Como é possível, 
nessa situação, favorecer o cozimento? Justifique a resposta. 
4. As pessoas comumente adicionam certa quantidade de sal à água no cozimento dos alimentos. Esse proce-
dimento faz com que os alimentos cozinhem mais rapidamente. Como isso pode ser explicado?
©Shutterstock/Kalmatsuy
Ao acompanhar o aquecimento da água em uma chaleira, é possível observar que, à medida que a temperatura do 
Ponto de partida 
1
38 Volume 5
 compreender o conceito de pressão de vapor e analisar os fatores que podem provocar 
sua alteração; 
 estabelecer possíveis relações entre a pressão de vapor e a altitude; 
 relacionar a temperatura de ebulição e a pressão de vapor por meio da interação que 
ocorre entre as moléculas; 
 analisar e interpretar gráficos da pressão de vapor em função da temperatura e diagramas 
de fases da água; 
 entender as propriedades coligativas provocadas pela adição de um soluto não volátil a 
um solvente. 
e analisar os fatores que podem provocar 
Objetivos da unidade:
As propriedades físicas e químicas da matéria dependem das substâncias que as compõem. Assim, as soluções 
apresentam propriedades diferentes das substâncias que as originam. Algumas das propriedades das soluções depen-
dem inclusive da proporção entre seus constituintes, ou seja, da concentração do soluto, e não da sua natureza. Porém, 
para entender as propriedades relacionadas às soluções, é importante conhecer duas propriedades de líquidos puros: 
a pressão de vapor e a temperatura de ebulição. 
Propriedades de líquidos puros
As moléculas de um líquido puro, como a água, não precisam entrar 
em ebulição para passarem para o estado gasoso. A maioria das pessoas 
sabe que, em um sistema aberto, a água tende à evaporação. Essas duas 
formas relacionadas à passagem do estado líquido para o estado de vapor 
são conhecidas como vaporização. A diferença entre elas é a temperatura 
e a velocidade da transformação, pois depende da quantidade de energia 
envolvida no processo. 
A facilidade de algumas substâncias para liberar moléculas no estado 
gasoso é chamada de volatilidade. Em geral, a qualquer temperatura, as 
moléculas de um líquido volátil tendem a escapar da superfície passan-
do para a fase de vapor. No entanto, a volatilidade de um líquido puro 
depende da natureza e da intensidade das forças de atração entre suas 
moléculas. 
Pressão de vapor de um líquido
Em um recipiente fechado, as moléculas do líquido, ao passarem para 
o estado de vapor, fazem com que, em determinado instante, ocorra uma 
diminuição no volume do líquido. Com o passar do tempo, as partículas 
no estado gasoso, por não conseguirem escapar, ao se movimentarem 
em alta velocidade, chocam-se entre si e com as paredes do recipiente e 
retornam à fase líquida, condensando-se. No instante em que o número 
de moléculas que se vaporiza iguala-se ao número de moléculas que se 
condensa, é atingido o equilíbrio dinâmico. Ou seja, o equilíbrio entre o 
vapor e o líquido, em que a velocidade de vaporização torna-se igual à 
velocidade de condensação.
A ebulição é a passagem violenta do esta
do 
líquido para o vapor, popularmente conhe
ci-
da como fervura. Ocorre com a formação
 de 
bolhas no interior do líquido e também
 na 
sua superfície. A água fervendo em uma p
a-
nela levada ao fogo é um exemplo para e
sse 
tipo de vaporização. 
A evaporação, outra forma da vaporizaç
ão, 
é a passagem, de forma lenta e com temp
e-
ratura abaixo da ebulição, do estado líqu
ido 
para o vapor. Ocorre na superfície do líqui
do. 
Uma roupa molhada estendida no varal s
ob 
ação do vento e do sol é um exemplo p
ara 
essa transformação. 
Quando as forças intermoleculares são menos intensas, o líquido é mais 
volátil. Ao contrário, quando as forças entre as moléculas são mais fortes, 
o líquido é menos volátil.
 Equilíbrio dinâmico entre o 
estado líquido e o de vapor
D
iv
o.
 2
01
1.
 D
ig
ita
l.
39Química
A pressão de vapor de um líquido, 
em 
certa temperatura, não depende do vo
lu-
me e do formato das fases líquidas e
 de 
vapor que estão em equilíbrio. 
Na Cinética química, a energia cinét
ica 
pode ser definida como a energia q
ue 
as moléculas apresentam devido ao s
eu 
movimento. 
No equilíbrio dinâmico, a pressão exercida pelos vapores do líquido 
é denominada pressão máxima de vapor, ou, simplesmente, pressão de 
vapor. 
Essa pressão representa a tendência que as moléculas de um líquido, 
com energia cinética suficiente, têm para escapar da superfície na forma 
de vapor. Qualitativamente, essa propriedade é relacionada à volatilidade. 
Assim, quanto maior é a pressão de vapor a determinada temperatura, 
mais volátil é o líquido.
Em uma mesma temperatura, líquidos puros diferentes apresentam diferentes pressões de vapor, as quais depen-
dem da intensidade das forças entre suas moléculas no estado líquido. Assim, quando se aumenta a temperatura de 
um líquido, a energia cinética média das suas partículas aumenta e estas passam a se movimentar com maior intensi-
dade, o que facilita a passagem para o estado de vapor. Consequentemente, com o aumento do número de moléculas 
no estado de vapor, ocorre um aumento da pressão de vapor do líquido. 
O aumento da temperatura do líquido provoca maior agitação das partículas e, como resultado, 
maior pressão de vapor.
Experimentalmente, pode-se comprovar o aumento da pressão de vapor de líquidos diferentes com o aumento da 
temperatura, conforme os dados na tabela apresentada:
Temperatura (ºC)Pressão de vapor (mmHg)
Água Etanol Éter etílico
0 4,6 12,2 185,3
20 17,5 43,9 442,2
40 55,3 135,3 921,3
100 760,0 1 693,3 4 859,4
As informações da tabela demonstram que a natureza do líquido e a temperatura na qual esse líquido puro se 
encontra são fatores que alteram a pressão de vapor. Com os valores registrados, é possível construir um gráfico da 
pressão de vapor em função da temperatura.
 Líquidos diferentes apresentam diferentes pressões de vapor.
A pressão máxima de vapor de um líquido é a maior pressão exer-
cida pelos vapores desse líquido, em equilíbrio dinâmico com a 
fase líquida, a determinada temperatura.
40 Volume 5
A análise dos dados (tabela e gráfico, representado por curvas) permite concluir que para os exemplos listados, a 
uma mesma temperatura, o líquido que tem a maior pressão de vapor, líquido mais volátil, é o éter etílico e o de 
menor pressão de vapor, líquido menos volátil, é a água.
 Para uma mesma temperatura, o líquido mais volátil apresenta a maior pressão de 
vapor; e o líquido menos volátil, a menor pressão de vapor. 
Quanto maior a pressão de vapor de um líquido, maior a quantidade de moléculas na forma de vapor e, consequen-
temente, mais volátil é esse líquido.
Temperatura de ebulição de um líquido
A pressão de vapor de um líquido está diretamente relacionada à sua 
temperatura de ebulição. Um líquido entra em ebulição (ferve) no momento 
em que a sua pressão de vapor se iguala à pressão atmosférica. No caso da 
água pura ao nível do mar (pressão igual a 1 atm ou 760 mmHg), a tempe-
ratura de ebulição corresponde a 100 ºC. 
Como a pressão de vapor depende da natureza do líquido (forças intermo-
leculares), em uma mesma pressão atmosférica, cada substância apresenta 
determinado valor para temperatura de ebulição. 
 Ao atingir a temperatura de ebulição, 
a pressão de vapor no interior do 
líquido torna-se igual à pressão sobre a 
superfície do líquido.
T
E
 da água
100 °C
T
E
 do etanol
78,3 °C
T
E
 do éter
34,6 °C
Com base no gráfico, conclui-se que, em um mesmo local, quanto mais volátil for o líquido, menor será a sua tem-
peratura de ebulição. Isso ocorre porque a substância mais volátil apresenta maior capacidade para liberar suas molé-
culas para a fase gasosa, ou seja, necessita de uma menor temperatura para que as bolhas, no interior do seu líquido, 
consigam escapar na forma de vapor. 
Em locais diferentes, a temperatura de ebulição de um líquido é alterada, devido à diferença de altitude em cada 
região; em locais de altitudes elevadas, em que a pressão atmosférica é baixa, há uma diminuição na temperatura de 
ebulição de um líquido. O fato é que, para que o líquido entre em ebulição, a pressão de vapor tem que se igualar à 
pressão atmosférica local. Por isso, em regiões cuja pressão local é menor, é necessário uma menor temperatura para 
se atingir a fervura do líquido.
 Um líquido entra em ebulição no instante 
em que sua pressão de vapor se iguala à 
pressão atmosférica.
D
iv
o.
 2
01
1.
 D
ig
ita
l.
41Química
 Locais de maior altitude têm menor pressão atmosférica.
D
iv
o.
 2
01
5.
 D
ig
ita
l.
São Paulo
(750 m de altitude)
menor coluna de ar
menor pressão
atmosférica
maior coluna de ar
(ao nível do mar)
maior pressão
atmosféricaSantos
Com os dados apresentados na tabela, confirma-se que uma mesma substância ferve em diferentes temperaturas 
quando aquecida em locais diferentes.
TEMPERATURA DE EBULIÇÃO DA ÁGUA PURA REGISTRADA EM DIFERENTES LOCAIS
Local Altitude (m) Pressão atmosférica (mmHg) Temperatura de ebulição (ºC)
Santos 0 760 100
São Paulo 750 700 98,3
Comprova-se também que, à medida que a altitude aumenta, há 
uma diminuição na pressão atmosférica local. Como resultado, ocorre 
uma diminuição na temperatura de ebulição do líquido puro. Ou seja, 
a água, utilizada como exemplo, ferve em temperaturas mais baixas nas 
regiões de maiores altitudes. 
Uma consequência desse fenômeno é que, nos locais de maior alti-
tude (menor pressão atmosférica), pelo fato de a água ferver em tempe-
raturas abaixo de 100 ºC, o cozimento dos alimentos torna-se mais lento. 
Para acelerar esse processo, pode-se utilizar a panela de pressão.
Comente com os alunos que o cozimento dos alimentos é favorecido com o aumento 
da temperatura.
La
tin
st
oc
k/
St
oc
kF
oo
d
/N
ils
so
n
, P
.
 Por causa da alta pressão de vapor no interior 
da panela de pressão, a água ferve em 
temperaturas superiores a 100 °C.
Por ser um recipiente hermeticamente fechado, a pressão no in-terior da panela é elevada. Desse modo, a água dentro da panela de pressão ferve em uma temperatura superior a 100 ºC. Com a temperatura mais alta, o cozimento dos alimentos ocorre em um tempo menor comparado às panelas convencionais. 
42 Volume 5
ConexõesConexões
A relação entre a altitude e a pressão atmosférica local também é percebida em jogos de futebol. Quanto maior é a 
altitude, menor é a pressão atmosférica e, dessa forma, mais rarefeito é o ar atmosférico.
 Estádio Hernando Siles, em 
La Paz, localizado a 3 577 m 
acima do nível do mar
Futebol a 3 600 metros de altitude
A 3 600 metros de altitude o futebol ainda é futebol? Quando a densidade do ar transforma a respiração 
num puzzle interno e destroça a mais resistente força muscular, superam-se os limites da ética do jogo? No 
estádio Hernando Siles, em La Paz, os futebolistas não jogam apenas contra o rival. Lutam também contra 
o seu próprio corpo. 
[...] 
Problemas de altitude
É saudável jogar a 3 600 metros de altitude?
Para os jogadores bolivianos o problema não se coloca. O país, instalado no coração norte da cordilheira 
dos Andes vive, recortado, entre vales e montanhas. Os desportistas estão habituados desde nascença a coa-
bitar com uma altitude que para muitos é asfixiante. La Paz, a capital do país, desenha-se sobre escarpas e pi-
cos no topo dos Andes e o estádio nacional, Hernando Siles, encontra-se num desses pontos altos da cidade. 
Para quem não está habituado, a sensação pode ser infernal.
Fadiga, dores no peito, enxaquecas e vômitos são apenas alguns dos mais evidentes efeitos de competir 
a quase quatro mil metros do nível do mar. Para todos aqueles jogadores habituados a jogar em clubes de 
cidades costeiras ou de pouca altitude, o esforço é suplementar e as consequências imprevisíveis. 
Cientificamente não há nada que impeça a alta competição a grande altitude. Muitos atletas [...] de 
vários desportos aproveitam, inclusive, os períodos de descanso para treinar em locais montanhosos e re-
forçar a sua resistência e massa muscular. Mas em noventa minutos de competição com um rival que está 
habituado a mover-se onde o ar não se mexe, a situação é diferente. A densidade do ar – e não o volume do 
oxigênio – é menor e isso arrasta reações em cadeia no organismo.
Igualdade de circunstâncias 
O Hernando Siles é um dos estádios mais altos do mundo. A nível internacional é o local [com] a maior 
altitude onde se disputam jogos da máxima exigência competitiva. Quando os desportistas de elite estão 
expostos a esta realidade geográfica, habitualmente dispõem de um período de adaptação. [...] 
PEREIRA, Miguel Lourenço. Futebol a 3 600 metros de altitude. Disponível em: <http://www.futebolmagazine.com/futebol-a-3600-metros-de-altitude>. 
Acesso em: 30 mar. 2015.
A Fifa – Federação Internacional de Futebol – suspendeu de forma provisória sua polêmica proibição às partidas 
internacionais realizadas em locais com altitude elevada. Sobre esse assunto, responda:
a) Qual condição existente em La Paz dificulta o desenvolvimento de uma partida de futebol, no estádio Hernando 
Siles, pelos jogadores?
b) De que forma essa condição afeta uma disputa esportiva?
2 O futebol e as consequências da altitude.
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43Química
Diagrama de fase
A estabilidade entre o líquido e o vapor não ocorre somente no equilíbrio dinâmico. Sob condições apropriadas depressão e temperatura, dois (ou mesmo três) estados podem coexistir em equilíbrio. É possível, por exemplo, um sólido 
estar em equilíbrio com o estado líquido e até mesmo com o gasoso. Essas informações podem ser representadas por 
um gráfico chamado diagrama de fase. 
A forma geral de um diagrama de fase para uma substância, que pode existir nos três estados físicos da matéria, é 
representada pelo gráfico bidimensional – com a pressão e a temperatura nos eixos –, conforme apresentado a seguir: 
 Representação geral de um diagrama de fase para uma substância 
em três estados físicos: sólido, líquido e gasoso
A análise do gráfico permite perceber a existência de três regiões, em que qualquer ponto indica o estado físico no 
qual se encontra determinada substância. O ponto marcado pela intersecção das curvas é chamado de ponto triplo, 
em que, em uma mesma pressão e temperatura, coexistem as três fases em equilíbrio. Qualquer outro ponto em cima 
das três curvas representa um equilíbrio entre duas fases.
Cada substância apresenta um diagrama característico, construído com dados obtidos experimentalmente. Obser-
ve o diagrama de fase da água.
 Diagrama de fase da água
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A
rt
. 2
01
1.
 D
ig
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l.
Nesse exemplo, o ponto triplo apresenta, aproximadamente, p = 4,58 mmHg ou 0,006 atm e T = 0,01 ºC.
Uma aplicação prática para esse diagrama é o processo de fabricação do café solúvel. 
44 Volume 5
ConexõesConexões
[...] 
A forma de fazer café vai do típico método de acampamento – es-
quentar água e café moído numa caneca no fogão – até os diferentes 
tipos de filtragem. Os franceses se gabam de ter inventado o filtro de 
café, mas os italianos afirmam que pouco antes da Segunda Guerra 
alguém teve a ideia de passar, sob pressão (daí a palavra espresso), água 
e vapor por cerca do dobro de café moído normalmente usado. O café 
instantâneo, como não podia deixar de ser, é invenção americana: pre-
para-se o café e, a seguir, extrai-se toda a umidade mediante um pro-
cedimento chamado liofilização: o café líquido é resfriado a até 40 ºC 
abaixo de zero, o que faz com que as partículas de água do café con-
centrado formem cristais de gelo. A seguir, extrai-se o gelo dos grãos 
congelados usando-se uma câmara especial, que seca as partículas a 
uma pressão muito baixa, dando como resultado o café solúvel. [...]
GOLOMBECK, Diego; SCHWARZBAUM, Pablo. O cozinheiro cientista. Rio de Janeiro: 
Civilização Brasileira, 2009. p. 39.
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A
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n
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3 Gabaritos.
1. Quais são os fatores que influenciam a pressão de va-
por de um líquido puro?
2. Quando um líquido puro atinge o ponto de ebulição?
3. No quadro, estão registrados os valores da pressão de 
vapor de quatro substâncias à mesma temperatura.
Líquido Pressão de vapor
A 812 mmHg
B 320 mmHg
C 520 mmHg
D 600 mmHg
 Em relação a esses líquidos, responda: 
a) Qual é o mais volátil? Por quê? 
O mais volátil é o líquido A, pois apresenta a maior pressão 
de vapor.
b) Qual dos líquidos apresenta a maior temperatura de 
ebulição? Por quê? 
O líquido B, pois apresenta a menor pressão de vapor. Ou 
seja, é o líquido menos volátil. 
c) Em qual das substâncias as ligações intermolecula-
res, no estado líquido, são mais intensas? Justifique 
sua resposta. 
Na substância B. Quanto mais intensas as interações 
moleculares, menos volátil é o líquido. Sendo assim, menor 
a pressão de vapor.
Atividades
45Química
4. (UEPG – PR) A tabela abaixo mostra a pressão de vapor 
das substâncias A, B, C e D à mesma temperatura. A 
respeito dessas substâncias, assinale o que for correto:
Substância Pressão de vapor
A 72,25
B 12,03
C 28,34
D 148,12
X (01) A substância D é a mais volátil.
(02) Se as quatro substâncias forem colocadas, indivi-
dualmente, em recipientes abertos, a substância 
B evaporará mais rapidamente que as demais.
(04) Se determinado volume da substância A for com-
parado com o dobro desse volume da substância 
D, as duas substâncias apresentarão pontos de 
ebulição semelhantes.
(08) O ponto de ebulição da substância A é menor que 
o da substância D.
X (16) O ponto de ebulição da substância B é maior que 
o da substância C.
5. No gráfico, estão representadas as curvas de pressão 
de vapor dos líquidos X e Y em função da temperatura.  
X
Y
Temperatura (ºC)
–30
800
700
600
500
400
300
200
100
–10 10 30 50 70 90 110
0
P
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H
g)
a) Em 400 mmHg, qual é o ponto de ebulição da subs-
tância X? 
Nessa pressão, a substância X ferve a, aproximadamente,
30 ºC.
b) Qual o líquido menos volátil? Justifique sua resposta. 
A substância Y, pois, em uma mesma temperatura, 
apresenta menor pressão de vapor.
c) Determine o estado físico da substância Y a 
300 mmHg e 80 ºC.
A 300 mmHg, o líquido Y entra em ebulição a 70 ºC. 
Portanto, a 80 ºC essa substância se encontra no estado 
gasoso.
6. (ENEM) A tabela a seguir registra a pressão atmos-
férica em diferentes altitudes, e o gráfico relaciona a 
pressão de vapor da água em função da temperatura. 
Altitude 
(km)
Pressão atmosférica 
(mmHg)
0 760
1 600
2 480
4 300
6 170
8 120
10 100
 Um líquido, num frasco aberto, entra em ebulição a 
partir do momento em que a sua pressão de vapor se 
iguala à pressão atmosférica. Assinale a opção correta, 
considerando a tabela, o gráfico e os dados apresenta-
dos, sobre as seguintes cidades:
Natal (RN) nível do mar
Campos do Jordão (SP) altitude 1 628 m
Pico da Neblina (RR) altitude 3 014 m
 A temperatura de ebulição será:
a) maior em Campos do Jordão.
b) menor em Natal.
X c) menor no Pico da Neblina.
d) igual em Campos do Jordão e Natal.
e) não dependerá da altitude.
46 Volume 5
7. (ENEM) A panela de pressão permite que os alimentos 
sejam cozidos em água muito mais rapidamente do 
que em panelas convencionais. Sua tampa possui uma 
borracha de vedação que não deixa o vapor escapar, 
a não ser através de um orifício central sobre o qual 
assenta um peso que controla a pressão. Quando em 
uso, desenvolve-se uma pressão elevada no seu inte-
rior. Para a sua operação segura, é necessário obser-
var a limpeza do orifício central e a existência de uma 
válvula de segurança, normalmente situada na tampa. 
 O esquema da panela de pressão e um diagrama de 
fase da água são apresentados abaixo:
 A vantagem do uso de panela de pressão é a rapidez 
para o cozimento de alimentos e isto se deve à: 
a) pressão no seu interior, que é igual à pressão externa. 
X b) temperatura de seu interior, que está acima da tem-
peratura de ebulição da água no local. 
c) quantidade de calor adicional que é transferida à 
panela. 
d) quantidade de vapor que está sendo liberada pela 
válvula. 
e) espessura da sua parede, que é maior que a das 
panelas comuns. 
8. (ENEM) Se, por economia, abaixarmos o fogo sob uma 
panela de pressão logo que se inicia a saída de vapor 
pela válvula, de forma simplesmente a manter a fervu-
ra, o tempo de cozimento
a) será maior porque a panela “esfria”.
b) será menor, pois diminui a perda de água.
c) será maior, pois a pressão diminui.
d) será maior, pois a evaporação diminui.
X e) não será alterado, pois a temperatura não varia.
9. (UFBA) A água é a substância mais abundante no pla-
neta, sem a qual não existiria a vida como se conhece. 
Daí a importância do ciclo da água na natureza, em ra-
zão da formação de nuvens, chuvas, rios, lagos, mares 
e geleiras. 
 O gráfico representa as mudanças de fase da água em 
função da pressão e da temperatura.
 A partir da análise desse gráfico, identifique as fases 
em que se encontra a água nas condições representa-
das pelos pontos T, X, Y e Z.
T = ponto triplo ∴ coexistem os três estados físicos 
(sólido, líquido e gasoso)
X = sólido + líquido
Y = líquido + gasoso
Z = sólido + gasoso
Sugestão de atividades: questões 1 a 8 da seção 
Hora de estudo.
47Química
Efeitos coligativos– aspectos qualitativos
A água pura, por ser uma substância, tem a característica de apresentar proprieda-
des físicas constantes. Por exemplo, mantém a temperatura constante durante a fusão 
e a ebulição. No entanto, quando um soluto não volátil é adicionado à água (solvente), 
ocorre uma série de variações nas pro-
priedades físicas desse solvente. 
O estudo dessas variações, conhe-
cido como propriedades coligativas, 
refere-se às soluções ideais e está rela-
cionado ao número de partículas dissol-
vidas, isto é, depende da quantidade de 
soluto presente na solução. 
Tonoscopia 
Ao se dissolver um soluto não volátil em um líquido puro, as partículas do soluto distribuem-se uniformemente por 
toda a solução, dificultando, por exemplo, a vaporização das moléculas do solvente. Ou seja, um número menor de 
moléculas do líquido puro, por unidade de volume, se transforma em vapor e, com isso, há uma diminuição na pressão 
de vapor do solvente na solução.
 A representação das 
partículas de soluto é 
apenas ilustrativa, já 
que toda solução é uma 
mistura homogênea.
 A adição de um soluto não volátil ao solvente diminui sua pressão de vapor.
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Solução (soluto + solvente)Solvente
Velocidade de evaporação maior
Pressão de
vapor maior
Pressão de
vapor menor
A propriedade coligativa relacionada ao abaixamento da pressão de vapor do solvente, provocado pela adição de 
um soluto não volátil, é conhecida como tonoscopia. 
Por meio de um gráfico, é possível comparar a curva da pressão de vapor do líquido puro e do solvente na solução 
e, assim, verificar esse efeito coligativo.
Quanto mais concentrada a solução 
(mais partículas de soluto), menor a 
pressão de vapor do solvente. 
Líquido puro 
(solvente)
Solução
(soluto + solvente)
p
0
Pressão (atm)
Efeito
tonoscópico
Temperatura (ºC)T
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 A adição de um soluto não 
volátil altera as propriedades 
físicas de um solvente.
As consideradas soluções ideais 
são diluídas e constituídas de so-
luto não volátil; não apresentam 
variação de volume nem troca de 
calor durante a dissolução do so-
luto no solvente. 
48 Volume 5
Ebulioscopia 
A energia necessária para que as moléculas de solvente no estado líquido passem para o estado de vapor é sempre 
maior na solução que no solvente puro. Assim, a temperatura de início de ebulição do solvente na solução também é 
maior quando comparada à do solvente puro. 
P.
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P.
 Im
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Pi
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 A adição de um soluto não volátil aumenta a temperatura de início de ebulição do 
solvente na solução.
A propriedade coligativa relacionada 
ao aumento da temperatura de 
ebulição do solvente, provocado 
pela adição de um soluto não volátil, 
é conhecida como ebulioscopia.
Observe no esquema que, à medida que a ebulição ocorre, em razão da vaporização do solvente, maior é a concen-
tração da solução. Consequentemente, a temperatura de ebulição do solvente na solução também aumenta. 
Quanto mais concentrada a solução (mais partículas de soluto), 
maior o aumento da temperatura de ebulição do solvente.
Pressão (atm)
Líquido puro 
(solvente) Solução 1
T = T
1
 – T
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Temperatura (ºC)
p
T
0
T
1
T
2
Solução 2
Efeito
ebulioscópico
Ao analisar soluções com a mesma quantidade de partículas de solutos (não voláteis) diferentes, verifica-se o mes-
mo aumento na temperatura de ebulição do solvente. 
O aumento da temperatura de ebulição 
em uma solução depende somente do 
número de partículas dissolvidas do 
soluto, e não da sua natureza. 
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Lembre os alunos de que o solvente (presente na solução) ferve quando a pressão de vapor se iguala à pressão 
atmosférica. 
Oriente os alunos a observar 
que o dobro de partículas, in-
dicado pela concentração da 
solução, resulta no dobro da 
variação da temperatura de 
ebulição do solvente. 
Comente com os alunos que, para a verificação 
dos efeitos coligativos, utiliza-se a concentração 
em quantidade de matéria, pois há dependência da 
quantidade de partículas do soluto. 
49Química
Crioscopia
Em uma solução, a presença de partículas do soluto também impede o maior estado de agregação entre as molé-
culas do líquido puro. Portanto, é mais difícil congelar o solvente na solução, sendo necessário um resfriamento maior 
do sistema para que ocorra a solidificação. Assim, a temperatura de início de congelamento do solvente na solução é 
menor que a temperatura do solvente puro.
A propriedade coligativa relacionada à diminuição da temperatura de congelamento do solvente, provocada pela 
adição de um soluto não volátil, é conhecida como crioscopia.
Observe no esquema que, à medida que a solidificação ocorre, por conta do congelamento do solvente, 
maior é a concentração da solução. Consequentemente, a temperatura de congelamento do solvente na solução 
diminui. 
Quanto mais concentrada a solução (mais partículas de soluto), maior a diminuição da temperatura de conge-
lamento do solvente. 
Pressão (atm)
Líquido puro 
(solvente)
Solução 1
Solução 2
líquido
sólido
Temperatura (ºC)
Efeito
crioscópico
T = T
1
 – T
O
T
0
T
1
T
2
Ao analisar soluções com a mesma quantidade de partículas de solutos (não voláteis) diferentes, verifica-se a mes-
ma diminuição na temperatura de congelamento do solvente. 
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A diminuição na temperatura de congelamento do solvente, provocada pela adição de um soluto não volátil, 
depende somente do número de partículas dissolvidas do soluto, e não da sua natureza. 
Oriente os alunos a observar que o dobro de partículas, indicado pela concentração da solução, resulta no dobro da variação da temperatura 
de congelamento do solvente.
50 Volume 5
Há várias aplicações desse efeito coligativo. Por 
exemplo, em países onde há muita neve e gelo, é 
comum espalhar sais como o cloreto de sódio (NaCℓ) e 
o cloreto de cálcio (CaCℓ2) nas estradas a fim de diminuir 
o ponto de congelamento da água e, com isso, derreter 
o gelo evitando seu acúmulo.
Nesses países com inverno rigoroso, também é frequente a 
utilização de anticongelantes. Esses aditivos diminuem a tem-
peratura de congelamento da água, por isso são comumente 
utilizados em radiadores automotivos, pois permitem que os 
radiadores funcionem em temperaturas abaixo da temperatura 
de fusão da água e evitam que o solvente congele enquanto o 
motor está desligado. 
Osmose 
As células, assim como diversas outras estruturas, são constituídas por membranas semipermeáveis. Essas 
membranas permitem que moléculas pequenas de solvente, como a água, passem de um meio para outro, em um 
processo conhecido como osmose. 
A osmose consiste no movimento de moléculas do solvente, em geral da 
água, por meio de uma membrana semipermeável.
Em soluções aquosas, as moléculas de água movimentam-se espontaneamente em ambos os sentidos. Porém, o 
fluxo é mais intenso do meio menos concentrado (solução diluída ou de solvente puro) para o meio mais concentrado, 
com o objetivo de uniformizar as concentrações. 
 Fluxo osmótico por meio de uma membrana seletivamente permeável à água
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A função da membrana é permitir a passagem de certo tipo de moléculas e não de outras, sendo, por isso, semipermeável. 
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Informe os alunos que o sal não faz efeito em temperaturas abaixo de 
–9 ºC, pois o estado sólido do sal não consegue penetrar na estrutura 
da água sólida para iniciar a dissolução. 
51Química
O processo de conservação dos alimentos, como as frutas 
em calda, está relacionado com a osmose. Quando uma fruta é 
colocada em uma solução aquosa concentrada de açúcar (calda), 
ocorre saída de água da fruta (solução diluída de açúcar)para a calda 
até que os meios apresentem a mesma concentração. Com isso, a 
alta concentração de açúcar no fruto dificulta o desenvolvimento 
de micro-organismos que podem provocar sua deterioração. Dessa 
maneira, o alimento é conservado por mais tempo. 
ConexõesConexões
A osmose é muito importante para os profissionais da área de saúde. Frequentemente, pacientes desidratados, por 
alguma doença, precisam repor a água e os nutrientes por via intravenosa. Para isso, é necessário injetar uma solução 
que apresente a mesma concentração de solutos que o sangue do paciente, isto é, uma solução isotônica (imagem A). 
Em Biologia, a osmose foi tratada como um 
exemplo de transporte passivo que ocorre na 
membrana celular.
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 (A) Célula colocada em solução isotônica
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 As frutas em calda são conservadas por mais tempo 
graças ao processo de osmose.
Se a água pura fosse usada para esse fim, o interior de uma célula do sangue apresentaria maior concentração de 
soluto comparada ao solvente. Com isso, a água fluiria para dentro da célula (imagem B), ou seja, em uma solução 
hipotônica, ocorreria a ruptura das células vermelhas do sangue. A situação oposta aconteceria se a concentração da 
solução intravenosa fosse maior do que o conteúdo das células sanguíneas – solução hipertônica. Nesse caso, a célula 
perderia água e murcharia (imagem C). 
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 (B) Célula colocada em solução hipotônica
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 (C) Célula colocada em solução hipertônica
Para evitar o desequilíbrio da célula no sangue, um paciente desidratado é medicado com uma solução salina 
estéril de NaCℓ 0,154 mol/L, que é isotônica com os fluidos das células do organismo. 
O sangue é constituído por elementos
 celulares – glóbulos brancos, gló-
bulos vermelhos e plaquetas – e por u
ma solução aquosa de vários com-
ponentes, que constituem o plasma 
sanguíneo. Essa solução apresenta 
uma pressão bem definida, sendo a me
sma do líquido presente no interior 
das células sanguíneas. Assim, a solu
ção a ser injetada em um paciente 
deve apresentar a mesma pressão osm
ótica do sangue para evitar o dese-
quilíbrio dessas células. 
52 Volume 5
É possível interromper ou até mesmo reverter o processo da osmose. Para isso, basta aplicar uma pressão externa 
sobre a solução de maior concentração. Com isso, as moléculas de solvente são impedidas de se movimentar no sen-
tido espontâneo. 
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 Em 1901, Van’t Hoff foi o 
primeiro cientista a receber 
o Prêmio Nobel de Química.
A pressão aplicada para interromper o fluxo seletivo do solvente é cha-
mada de pressão osmótica (π), estudada pela primeira vez pelo químico 
Jacobus Henricus Van’t Hoff (1852-1911). 
Caso a pressão exercida sobre a solução seja suficientemente elevada, 
pode ocorrer uma inversão no sentido espontâneo do solvente. Esse pro-
cesso, conhecido como osmose reversa, faz com que o solvente se deslo-
que da solução mais concentrada para a solução de menor concentração 
ou para o solvente puro. 
53Química
Uma aplicação tecnológica importante da osmose reversa é o desenvolvimento de dessalinizadores. 
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A
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 Dessanilizador por osmose reversa
Esses equipamentos são muito utilizados em sistemas centrais de purificação de água para remover metais pesa-
dos, bactérias e uma série de outros contaminantes, além da obtenção de água doce por meio da água retirada dos 
oceanos. 
 Sistema de osmose reversa usado para a dessalinização da água do mar
D
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o.
 2
01
1.
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Efeitos coligativos para solutos (não voláteis) de natureza molecular e iônica
Os efeitos coligativos, nas mesmas condições de pressão e temperatura, dependem apenas da quantidade de 
partículas do soluto presente na solução. No entanto, é necessário considerar que há soluções que apresentam solutos 
moleculares e outras, solutos iônicos.
Nas soluções de solutos moleculares que não se ionizam, o número de partículas (moléculas) do soluto na solução 
é exatamente igual ao número de partículas inicialmente dissolvidas. Veja, por exemplo, a solução de glicose. 
C6H12O6(s) C6H12O6(aq)
1 mol de moléculas 1 mol de moléculas
(em solução)
Em soluções de solutos moleculares que se ionizam, o número de partículas na solução depende do grau de 
ionização do soluto. Relembre os alunos de que os únicos compostos moleculares que se ionizam, em água, são os ácidos e a amônia.
Observe a ionização do ácido sulfúrico. 
H2SO4(ℓ) + 2 H2O(ℓ) 2 H3O
+
(aq) + SO
2–
4(aq) ou H2SO4(ℓ) 2 H
+
(aq) + SO
2–
4(aq)
1 mol de moléculas 3 mols de íons
(em solução)
54 Volume 5
Para soluções de solutos iônicos, solúveis em água, as partículas presentes na solução são íons obtidos pela 
dissociação do eletrólito.
NaCℓ(s) Na
+
(aq) + Cℓ
–
(aq)
1 mol do sal 2 mols de íons
(em solução)
CaCℓ2(s) Ca
+
(aq) + 2 Cℓ
–
(aq)
1 mol do sal 3 mols de íons
(em solução)
Aℓ2(SO4)3(s) 2 Aℓ
3+
(aq) + 3 SO
2–
4(aq)
1 mol do sal 5 mols de íons
(em solução)
Quando se comparam soluções com solutos diferentes, é fundamental representar as equações de ionização 
(soluto molecular) ou de dissociação (soluto iônico) para analisar os efeitos coligativos.
Sobre os efeitos coligativos e os fatores que influenciam essas propriedades, complete a tabela: 
Temperatura 
de fusão (ºC)
Temperatura 
de ebulição (ºC) 
a 1 atm
Pressão de 
vapor (mmHg) 
a 20 ºC
Água 0,0 100,0 17,54
Solução 1,0 mol/L de glicose –1,86 100,52 17,23
Solução 1,0 mol/L de sacarose –1,86 100,52 17,23
Solução 1,0 mol/L de NaCℓ –3,72 101,04 16,92
Solução 1,0 mol/L de CaCℓ2 –5,58 101,56 16,61
Solução 2,0 mol/L de sacarose –3,72 101,04 16,92
Simplificadamente, quanto maior o número de partículas (moléculas ou íons), mais difíceis a evaporação, a ebuli-
ção e a solidificação do solvente presente na solução, e mais intensos os efeitos coligativos. Ou seja,
 • menor a pressão de vapor;
(menor ou maior)
 • maior a temperatura de ebulição;
(menor ou maior)
 • menor a temperatura de congelamento;
(menor ou maior)
 • maior a pressão osmótica.
(menor ou maior)
Organize as ideias
55Química
1. (UNIFEI – MG) Em países com inverno rigoroso, é co-
mum as pessoas jogarem sal na calçada para evitar 
problemas para a locomoção de pedestres. Qual a afir-
mação científica que explica este fato?
a) O sal aquece o gelo.
X b) O sal baixa o ponto de congelamento da água.
c) O sal aumenta o ponto de ebulição da água.
d) O sal forma uma superfície mais áspera para os pe-
destres não escorregarem.
2. (UEL – PR) A cafeína é um estimulante muito con-
sumido na forma do tradicional cafezinho. O infuso 
de café, preparado pela passagem de água fervente 
sobre o pó, contém inúmeras espécies químicas, e 
o teor de cafeína (190 g/mol) é de 1,50% (m/m) no 
café torrado e moído. Em relação ao café preparado, 
é correto afirmar:
X a) para requentar este café até a fervura, é necessária 
uma temperatura superior à da ebulição da água 
pura.
b) a temperatura de fervura do café preparado é igual 
à da água pura quando está sob as mesmas condi-
ções de altitude e, consequentemente, sob a mes-
ma pressão atmosférica.
c) como a concentração da cafeína é baixa, a variação 
na temperatura de ebulição do cafezinho preparado 
independe desta concentração.
d) pelo fato de os compostos estarem dissolvidos no 
infuso, a temperatura para levá-los à fervura será 
menor que a da água pura.
e) a temperatura requerida até a fervura do infuso 
adoçado é menor que o isento de açúcar sob a 
mesma pressão.
3. (UFERSA – RN) Entre as soluções abaixo, a que entra 
em ebulição em temperatura mais elevada é:
a) 0,2 mol/L de Ca(NO3)2
b) 0,1 mol/Lde NaCℓ
c) 0,1 mol/L de C6H12O6
X d) 0,4 mol/L de KNO3
4. Determinado líquido puro apresenta ponto de fusão 
igual a –20 ºC, e de ebulição, 60 ºC. A adição de 
0,5 mol de açúcar comum provoca uma redução de 
0,1 ºC na temperatura de fusão e um aumento de 
0,2 ºC na temperatura de ebulição do solvente na so-
lução. Considerando que esse aumento é proporcional 
à concentração de partículas presentes na solução, 
complete a tabela. 
 Observação: considere o sal de cozinha composto principal-
mente por cloreto de sódio.
Temperatura 
de fusão 
 (ºC)
Temperatura 
de ebulição 
(ºC)
Líquido puro 
(solvente)
–20,0 60,0
Solução de 
açúcar 
0,5 mol/L
–20,1 60,2
Solução de 
açúcar 
1,0 mol/L
–20,2 60,4
Solução de 
açúcar 
1,5 mol/L
–20,3 60,6
Solução 
de sal de 
cozinha 
0,5 mol/L
–20,2 60,4
Solução 
de sal de 
cozinha 
1,0 mol/L
–20,4 60,8
Solução 
de sal de 
cozinha 
1,5 mol/L
–20,6 61,2
5. (UFPI) A presença de um soluto afeta as propriedades 
físicas da solução. Por exemplo, os lagos salgados 
evaporam mais lentamente que os lagos de água doce. 
Com relação ao tema, assinale com V (verdadeira) ou F 
(falsa) as afirmações abaixo:
4 Gabaritos.
Atividades
56 Volume 5
8. (ENEM) 
A cal (óxido de cálcio, CaO), cuja sus-
pensão em água é muito usada como uma 
tinta de baixo custo, dá uma tonalidade 
branca aos troncos de árvores. Essa é uma 
prática muito comum em praças públicas 
e locais privados, geralmente, usada para 
combater a proliferação de parasitas. Essa 
aplicação, também chamada de caiação, 
gera um problema: elimina microrganis-
mos benéficos para a árvore.
Disponível em: <http://super.abril.com.br>. 
Acesso em: 1 abr. 2010 (adaptado).
 A destruição do microambiente, no tronco de árvores 
pintadas com cal, é devida ao processo de
a) difusão, pois a cal se difunde nos corpos dos seres 
do microambiente e os intoxica.
X b) osmose, pois a cal retira água do microambiente, 
tornando-o inviável ao desenvolvimento de micror-
ganismos.
c) oxidação, pois a luz solar que incide sobre o tronco 
ativa fotoquimicamente a cal, que elimina os seres 
vivos do microambiente.
d) aquecimento, pois a luz do Sol incide sobre o tron-
co e aquece a cal, que mata os seres vivos do mi-
croambiente.
e) vaporização, pois a cal facilita a volatilização da 
água para a atmosfera, eliminando os seres vivos 
do microambiente.
9. (UERJ) Quando ganhamos flores, para que elas du-
rem mais tempo, devemos mergulhá-las dentro da 
água e cortar, em seguida, a ponta da sua haste. 
Esse procedimento é feito com o objetivo de garantir 
a continuidade da condução da seiva bruta. Tal fe-
nômeno ocorre graças à diferença de osmolaridade 
entre a planta e o meio onde ela está, que são, res-
pectivamente:
a) hipotônica e isotônico. 
b) isotônica e hipotônico.
c) hipertônica e isotônico.
d) hipotônica e hipertônico. 
X e) hipertônica e hipotônico.
1. ( F ) O abaixamento na temperatura de congela-
mento de uma solução 0,1 molal em NaCℓ é 
igual ao de uma solução também 0,1 molal 
em CaCℓ2.
2. ( V ) A elevação da temperatura de ebulição de uma 
solução, após a dissolução de um soluto não 
volátil, é uma consequência do abaixamento 
da pressão de vapor do solvente.
3. ( F ) O abaixamento da temperatura de congela-
mento de uma solução não depende da quan-
tidade de soluto presente na mesma.
4. ( V ) A temperatura de congelamento, temperatura 
de ebulição e pressão de vapor de uma solu-
ção depende dos tipos de interações existen-
tes entre o soluto e o solvente.
6. Com base nos conceitos estudados nesta unidade, 
observe a tirinha a seguir e indique a qual fenôme-
no a charge está relacionada. Explique esse efeito 
coligativo.
A charge está relacionada ao fenômeno da osmose, em que 
há perda de água das células (meio menos concentrado)
que recobrem o corpo do caracol quando em contato com
o sal grosso (meio mais concentrado).
7. (ENEM) Osmose é um processo espontâneo que ocorre 
em todos os organismos vivos e é essencial à manu-
tenção da vida. Uma solução 0,15 mol/L de NaCℓ (clo-
reto de sódio) possui a mesma pressão osmótica das 
soluções presentes nas células humanas.
 A imersão de uma célula humana em uma solução 
0,20 mol/L de NaCℓ tem, como consequência, a
a) adsorção de íons Na+ sobre a superfície da célula.
b) difusão rápida de íons Na+ para o interior da célula.
c) diminuição da concentração das soluções presen-
tes na célula.
d) transferência de íons Na+ da célula para a solução.
X e) transferência de moléculas de água do interior da 
célula para a solução. 
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Sugestão de atividades: 
questões 9 a 32 da seção 
Hora de estudo.
57Química
É possível, sim – e isso já ocorre em vários países onde a água doce de rios, lagos e represas é escassa. 
Hoje, mais de 100 nações, principalmente no Oriente Médio e no norte da África, possuem usinas que reti-
ram da água salgada o cloreto de sódio (o sal de cozinha), deixando o líquido pronto para beber. A primeira 
usina de dessalinização surgiu em 1928, na ilha de Curaçao, no Caribe. O equipamento pioneiro simples-
mente evaporava a mistura em enormes colunas de destilação para tornar a água potável. A partir da década 
de 40, porém, surgiram métodos mais refinados, possibilitando a instalação de miniusinas em navios que 
permanecem muito tempo em alto-mar. Entre as novas técnicas, a mais bem-sucedida é a chamada osmose 
reversa, que separa o líquido por meio de um plástico poroso que barra os sais.
“Na maioria dos processos, cerca de um terço da água do mar vira água potável, enquanto os dois terços 
restantes são descartados na forma de salmoura, um líquido com alta concentração de sais que sobra da 
separação”, afirma o geólogo Aldo Rebouças, da Universidade de São Paulo (USP). O descarte desse resí-
duo é um dos grandes dilemas da dessalinização. No solo, a salmoura inibe o crescimento das plantas. Se 
a mistura cair em correntes de água doce, ela pode matar a vida aquática sensível ao sal. O ideal é despejar 
o resto de volta no mar ou em lagoas de água salobra. O Brasil, mesmo sendo um dos países mais ricos 
em água doce, também utiliza processos de dessalinização para purificar a água de lençóis subterrâneos no 
Nordeste. A iniciativa é controversa. “Mesmo onde o lençol freático é mais salino, a qualidade da água dos 
poços artesianos costuma melhorar naturalmente no máximo um ano depois da perfuração”, diz Aldo.
Tecnologia contra a sede
Um plástico poroso barra o sal e deixa o líquido pronto para beber
1. A água do mar começa a virar água potável quando o líquido oceânico é bombeado para os filtros da 
fase de pré-tratamento. Nessa etapa, são retiradas as substâncias grosseiras, como grãos de areia que 
podem danificar os equipamentos da usina, além de vírus e bactérias prejudiciais à saúde humana. 
2. Depois da purificação inicial, a água salgada segue para a etapa em que o sal será efetivamente retirado 
da mistura. A técnica mais moderna para realizar essa tarefa é a chamada osmose reversa. Esse método 
baseia-se no uso de membranas plásticas com microporos que barram a passagem de sal, deixando a 
água pronta para beber. 
3. Além da água potável, o processo de dessalinização gera um outro subproduto, a salmoura, um líqui-
do com altíssima concentração de sais. Para evitar que esse resíduo contamine o solo ou algum rio de 
água doce, a solução é devolvê-lo ao mar ou lançá-lo em lagoas salgadas, onde se pode criar camarões, 
tilápias e outros peixes do mar. 
4. Geralmente, a água recolhida depois da separação já pode ser bebida e segue para a distribuição. 
Mas, em alguns casos, o líquido ainda recebe um tratamento químico para reduzir a acidez. Outro 
inconveniente é que a dessalinização não retira da água do mar apenas o sal, mas também minerais 
como cálcio, potássio e magnésio, compostos essenciais para fortalecer os dentes e prevenircáries, 
por exemplo. 
Batalhão da separação
Na fase de osmose reversa, a água que vem do mar é dividida por centenas de cilindros metálicos, cada 
um com as tais membranas plásticas que separam o líquido potável do sal. Para facilitar o processo, uma 
bomba hidráulica aumenta a pressão da mistura salina, forçando a água do mar contra as membranas 
separadoras. [...]
RATIER, Rodrigo. É possível transformar água do mar em água potável? Disponível em: <http://mundoestranho.abril.com.br/materia/e-possivel-
transformar-agua-do-mar-em-agua-potavel>. Acesso em: 22 mar. 2015. 
É possível transformar água do mar em água potável?
Química em foco
58 Volume 5
Hora de estudo
5 Gabaritos.
1. (UFERSA – RN) Na figura a seguir, está representado o 
diagrama de fases de uma substância pura:
 Nesse diagrama, a transformação denominada subli-
mação está corretamente representada pela seta:
a) 1 b) 2 c) 3 X d) 4
2. (UFAC) A pressão de vapor de um líquido é uma indica-
ção da velocidade com que suas moléculas podem ven-
cer as forças de atração que as mantêm unidas e passam 
para o estado gasoso. Uma quantidade maior de energia 
facilita essa “fuga”, por isso podemos esperar que a pres-
são de vapor de um líquido aumente com o aumento da 
temperatura. Abaixo, está mostrado um gráfico de tempe-
ratura versus pressão de vapor para a água: 
 Em uma cozinha, faz-se uso da panela de pressão para 
cozinhar alimentos mais rapidamente. Analisando o 
gráfico e considerando uma pressão de 1 520 mmHg, 
a temperatura dentro da panela será igual a:
X a) 110 ºC
b) 383 ºC
c) 120 K
d) 98 K
e) 273 ºC
3. (EMESCAM – ES) O diagrama de fases abaixo corres-
ponde ao fluoreto de urânio VI, UF6, formado em uma 
das etapas do processamento do mineral de U3O8 (cha-
mado de yellowcake) para o enriquecimento de urânio:
 A partir do diagrama apresentado pode-se determinar 
que o ponto de ebulição do UF6 a 10 atm é:
X a) 140 ºC
b) 67 ºC
c) 160 ºC
d) 75 ºC
e) 100 ºC
4. (UESPI) Quando as manicures estão retirando os es-
maltes das unhas das suas clientes, elas usam uma 
solução removedora à base de acetona. Quando entra-
mos em um hospital, sentimos um cheiro característi-
co de éter. Quando estamos abastecendo o carro com 
álcool, estamos usando um combustível alternativo. A 
ordem crescente de pressão de vapor para essas três 
substâncias destacadas no texto será:
 (Dados: temperatura de ebulição a pressão de 1 atm 
(acetona = 56,5 ºC, éter = 34,6 ºC e álcool combustí-
vel = 78,5 ºC)).
a) éter < álcool < acetona.
b) éter < acetona < álcool.
X c) álcool < acetona < éter.
d) álcool < éter < acetona.
e) acetona < éter < álcool.
5. (UESPI) No dia a dia das donas de casa, o uso da pane-
la de pressão é comum. Quando se cozinham alimen-
tos em panela de pressão, a temperatura atingida pela 
água de cozimento é superior a 100 ºC ao nível do mar. 
Isso pode ser explicado devido:
X a) à pressão a que a água de cozimento está submeti-
da ser maior que 1 atm.
A resolução das questões desta seção deve ser feita no caderno.
59Química
b) à pressão a que a água de cozimento está submeti-
da ser menor que 1 atm.
c) à pressão a que a água de cozimento está submeti-
da ser igual a 1 atm.
d) ao fato de água apresentar menor pressão de vapor 
nessas condições.
e) à válvula de segurança aumentar a pressão interna.
6. Os dados da tabela se referem à pressão de vapor de 
líquidos puros à temperatura de 20 ºC. 
Líquido Pressão de vapor
Água 17,5 mmHg
Álcool 44 mmHg
Acetona 185 mmHg
Éter 442 mmHg
 Com essas informações, assinale a alternativa correta.
a) A água é o líquido mais volátil. 
b) O ponto de ebulição da água é menor que o do álcool.
X c) Se os líquidos forem colocados, individualmente, 
em recipientes abertos, o éter evaporará mais rapi-
damente que os demais.
d) Se 2,5 L de água forem comparados com 1 L de 
álcool, os dois líquidos apresentarão pressões de 
vapor semelhantes.
e) A passagem do estado líquido para o estado gasoso 
da acetona é mais rápida se comparada à do éter.
7. (UFMG) Analise este gráfico, em que estão representa-
das as curvas de pressão de vapor em função da tem-
peratura para três solventes orgânicos – éter etílico 
(CH3CH2OCH2CH3), etanol (CH3CH2OH) e tetracloreto 
de carbono (CCℓ4):
 A partir da análise desse gráfico, é correto afirmar que:
a) o CCℓ4 apresenta maior pressão de vapor.
b) o CCℓ4 apresenta menor temperatura de ebulição.
c) o etanol apresenta interações intermoleculares 
mais fortes.
X d) o éter etílico apresenta maior volatilidade.
8. (UFBA) A pressão de vapor é uma das propriedades mais 
importantes dos líquidos. Dela depende a manutenção do 
ciclo da água no planeta, a umidade do ar que se respira e 
a regulação da temperatura do corpo. A pressão máxima 
de vapor de um líquido é a pressão exercida por seus 
vapores, quando estão em equilíbrio dinâmico com esse 
líquido, e depende, entre outros fatores, da temperatura e 
da força das interações entre suas moléculas.
 Quando um líquido entra em ebulição, a pressão de 
seus vapores torna-se igual à pressão externa, que, 
em um recipiente aberto, é igual à pressão atmosféri-
ca. O gráfico mostra a relação entre a pressão de vapor 
de alguns líquidos com a temperatura: 
 De acordo com essas considerações e com base na 
análise do gráfico apresentado:
a) identifique o líquido que evapora com maior veloci-
dade a 40 ºC, ao nível do mar, e aquele que possui 
interações mais fortes entre suas moléculas.
b) justifique o fato de os alimentos demorarem mais 
para serem cozidos – em recipientes abertos, con-
tendo uma determinada massa de água em ebuli-
ção – em localidades de grandes altitudes, quando 
comparado ao cozimento desses mesmos alimen-
tos, nas mesmas condições, entretanto, ao nível do 
mar.
9. (UFRN) Em locais de inverno rigoroso, costuma-se adi-
cionar uma certa quantidade de etilenoglicol à água 
dos radiadores de automóveis. O uso de uma solução, 
em vez de água, como líquido de refrigeração deve-se 
ao fato de a solução apresentar:
a) menor calor de fusão. 
60 Volume 5
X b) menor ponto de congelamento. 
c) maior ponto de congelamento. 
d) maior calor de fusão.
10. (UFMT) Considere os diferentes tipos de água: água do 
mar, água potável, água destilada, água de chuva. À 
mesma temperatura, qual(is) dessa(s) água(s) terá(ão) 
a menor pressão de vapor-d’água?
a) Água da chuva. 
X b) Água do mar. 
c) Água potável. 
d) Água destilada e água de chuva. 
e) Água potável e água do mar.
11. (UEPB) As bandeiras, expedições armadas de explora-
ção das regiões do interior do Brasil para descoberta 
de minas e captura de índios, foram extremamente 
importantes para definição dos atuais limites territo-
riais brasileiros. Porém, essas travessias eram longas 
e fazia-se necessário conduzir uma quantidade de 
alimentos que durasse um tempo relativamente longo 
sem se estragar, como, por exemplo, promovendo a 
salga da carne.
 Qual das alternativas abaixo apresenta o processo que 
promove o retardo da deterioração da carne pela salga?
a) Neutralização
X b) Osmose
c) Tonoscopia
d) Ebulioscopia
e) Mimetismo
12. (UFERSA – RN) Admita que uma célula viva conte-
nha uma solução de concentração 0,16 mol/L. Se 
essa célula for mergulhada em uma solução aquosa 
0,05 mol/L, podemos prever que:
a) não haverá osmose.
X b) a célula vai inchar.
c) a célula perderá água e vai murchar.
d) a célula vai murchar e, após algum tempo, começa-
rá a inchar.
13. (UFRN) Uma receita rápida, prática e que parece má-
gica para o preparo de um sorvete de morango reco-
menda o seguinte procedimento:
 Despeje o leite, o açúcar e a essência de morango num 
saco de plástico de 0,5 litro e certifique-se de que ele 
fique bem fechado. Coloque 16 cubos de gelo e 6 co-
lheres de sopa de sal comum (NaCℓ) num outro saco 
plástico de 1 litro. Insira o saco de 0,5 litro dentro do 
saco de 1 litro e feche muito bem. Agite as bolsas deplástico por 5 minutos e, após esse tempo, remova o 
saco de 0,5 litro de dentro do outro. Em seguida, corte 
um dos bicos inferiores do saco de 0,5 litro e despe-
je o sorvete no recipiente de sua preferência. O que 
parece mágica, ou seja, o congelamento do sorvete a 
uma temperatura (–20 ºC) mais baixa que 0 ºC, pela 
solução aquosa de NaCℓ, é explicado pela propriedade 
coligativa de diminuição da temperatura de início de 
solidificação. Outro soluto que pode produzir a mesma 
diminuição da temperatura que o NaCℓ é
X a) cloreto de potássio (KCℓ)
b) cloreto de cálcio (CaCℓ2)
c) glicose (C6H12O6)
d) glicerina (C3H8O3)
14. (UNIMONTES – MG) O ponto de congelamento de uma 
solução é a temperatura na qual os primeiros cristais 
do solvente puro começam a se formar em equilíbrio 
com a solução. Soluções com maior concentração de 
partículas de soluto apresentam o ponto de congela-
mento mais baixo. Assim, apresenta menor ponto de 
congelamento a solução contendo:
X a) 0,15 mol/kg de NaCℓ
b) 0,05 mol/kg de CaCℓ2
c) 0,10 mol/kg de HCℓ
d) 0,10 mol/kg de C12H22O11
15. (PUC Minas – MG) Sejam dadas as seguintes soluções 
aquosas:
 I. 0,1 mol/L de cloreto de potássio (KCℓ)
 II. 0,3 mol/L de glicose (C6H12O6)
 III. 0,1 mol/L de sacarose (C12H22O11)
 IV. 0,3 mol/L de sulfato de sódio (Na2SO4)
 Assinale a alternativa que apresenta as soluções em 
ordem decrescente de temperatura de ebulição.
a) III > I > II > IV 
X b) IV > II > I > III 
c) IV > II > III > I 
d) III > II > I > IV
61Química
16. (PUC Minas – MG) Considere as seguintes soluções 
aquosas a 25 ºC e a 1 atm:
 X – 0,25 mol L–1 de glicose (C6H12O6)
 Y – 0,50 mol L–1 de sulfato de potássio (K2SO4)
 Z – 0,25 mol L–1 de ácido nítrico (HNO3)
 Sobre essas soluções, é incorreto afirmar que:
a) a solução X apresenta maior temperatura de solidi-
ficação.
b) a solução Y apresenta maior temperatura de ebulição.
X c) a ordem crescente de pressão de vapor é: X < Z < Y.
d) as soluções X, Y e Z apresentam temperaturas de 
ebulição superiores à da água.
17. (ENEM) Osmose é um processo espontâneo que ocorre 
em todos os organismos vivos e é essencial à manu-
tenção da vida. Uma solução 0,15 mol/L de NaCℓ (clo-
reto de sódio) possui a mesma pressão osmótica das 
soluções presentes nas células humanas. A imersão 
de uma célula humana em uma solução 0,20 mol/L de 
NaCℓ tem, como consequência, a 
a) absorção de íons Na+ sobre a superfície da célula. 
b) difusão rápida de íons Na+ para o interior da célula. 
c) diminuição da concentração das soluções presen-
tes na célula. 
d) transferência de íons Na+ da célula para a solução. 
X e) transferência de moléculas de água do interior da 
célula para a solução.
18. (UFC – CE) Durante o processo de produção da “carne 
de sol” ou “carne seca”, após imersão em salmoura 
(solução aquosa saturada de cloreto de sódio), a carne 
permanece em repouso em um lugar coberto e arejado 
por cerca de três dias. Observa-se que, mesmo sem 
refrigeração ou adição de qualquer conservante, a de-
composição da carne é retardada. Assinale a alternati-
va que relaciona corretamente o processo responsável 
pela conservação da “carne de sol”.
a) Formação de ligação hidrogênio entre as moléculas 
de água e os íons Na+ e Cℓ–.
b) Elevação na pressão de vapor-d’água contida no 
sangue da carne.
c) Redução na temperatura de evaporação da água.
d) Elevação do ponto de fusão da água.
X e) Desidratação da carne por osmose.
19. (UNIFAL – MG) Sobre propriedades coligativas, analise 
as assertivas e assinale a alternativa que apresenta as 
corretas:
I. A P = 1 atm, a temperatura de ebulição de uma 
solução aquosa de cloreto de sódio será menor que 
100 ºC.
II. O único propósito de adicionar etilenoglicol ao ra-
diador de um carro é evitar corrosão do radiador.
III. A pressão osmótica é diretamente proporcional ao 
número de partículas do soluto por unidade de vo-
lume da solução.
IV. Um líquido entra em ebulição quando a sua pressão 
de vapor se iguala à pressão externa.
a) Apenas I e II.
b) Apenas I e III.
c) Apenas I e IV.
d) Apenas II e III.
X e) Apenas III e IV.
20. (UFRJ) O gráfico a seguir representa, de forma es-
quemática, curvas de pressão de vapor em função da 
temperatura de três líquidos puros – água, etanol, éter 
dietílico – e de uma solução aquosa de ureia.
 Identifique as curvas 1, 2 e 3 representadas no gráfico. 
Justifique a sua resposta.
21. (UEL – PR) A adição de um soluto não volátil a um sol-
vente dificulta sua ebulição e seu congelamento. Isso 
pode ser útil na prática quando, por exemplo, se pre-
tende cozinhar um ovo mais rápido ou então quando é 
necessário evitar o congelamento da água do radiador 
de carros em países muito frios. Considere as duas so-
luções aquosas de NaCℓ, conforme o quadro, e analise 
as afirmativas a seguir: 
Solução Massa de 
soluto (g)
Volume de 
água (L)
A 117 1,0
B 234 1,0
62 Volume 5
I. A solução B tem pressão de vapor menor que a da 
solução A, na mesma temperatura.
II. As soluções A e B apresentam pontos de ebulição 
menores que o da água pura.
III. Independentemente da quantidade de soluto, as duas 
soluções apresentam o mesmo ponto de ebulição.
IV. A solução B entra em ebulição a uma temperatura 
mais alta que a solução A.
 Estão corretas apenas as afirmativas:
X a) I e IV.
b) II e IV.
c) II e III.
d) I, II e III.
e) I, III e IV.
22. Três recipientes abertos, contendo as soluções indica-
das a seguir, encontram-se nas mesmas condições de 
pressão e temperatura:
Solução I Solução II Solução III
100 mL de H2O 100 mL de H2O 100 mL de H2O
1 mol de C6H12O6 1 mol de C12H22O11 1 mol de NaCℓ
 É correto afirmar que:
a) a solução I terá o maior ponto de ebulição.
b) a solução II terá o menor ponto de congelamento.
c) o NaCℓ da solução III impede a evaporação da água.
d) o formato do recipiente indica que a solução II terá 
maior pressão de vapor. 
X e) as soluções I e II terão os mesmos valores para os 
efeitos coligativos.
23. (UEG – GO) O gráfico abaixo mostra a pressão de vapor 
de dois sistemas diferentes em função da temperatura.
A
P
re
ss
ão
 d
e 
va
p
or
 (
m
m
H
g
)
Temperatura (°C)
B
 Após a análise do gráfico, responda aos itens a seguir: 
a) se A e B forem compostos diferentes, explique qual 
deles é o mais volátil.
b) se A e B forem soluções do mesmo solvente e 
soluto, em diferentes concentrações, explique o que 
irá acontecer se dois compartimentos idênticos, 
contendo quantidade igual das duas soluções, forem 
separados por uma membrana semipermeável.
24. (UESPI) No sertão nordestino, bem como nas plata-
formas marítimas, tem sido utilizado um processo de 
dessalinização por osmose reversa que transforma a 
água salobra em água potável. Neste contexto é corre-
to afirmar que:
a) a água extraída nos poços artesianos do sertão en-
trará em ebulição a uma temperatura menor do que 
a da água potável.
b) a água do mar será congelada a uma temperatura 
maior que a da água potável.
c) a pressão de vapor da água salobra será maior do 
que a da água potável.
d) se todo o NaCℓ da água do mar fosse substituído 
por MgCℓ2, esta nova água teria menor ponto de 
ebulição.
X e) se uma bolsa, de material semipermeável, cheia 
com água destilada, for lançada ao mar, com o pas-
sar do tempo, essa bolsa terá murchado.
25. (UEM – PR) Assinale a alternativa correta:
X a) Um líquido ferve (entra em ebulição) à temperatu-
ra na qual a pressão máxima de vapor se iguala à 
pressão exercida sobre sua superfície, ou seja, à 
pressão atmosférica.
b) Em países quentes, é comum adicionar-se à água 
do radiador dos automóveis cloreto de sódio, que 
diminui o ponto de ebulição da água, evitando que a 
água do radiador entre em ebulição.
c) A pressão máxima de vapor de um líquido diminui 
com a elevação da temperatura. 
d) O abaixamento do ponto de congelamento de uma 
solução é denominado ebulioscopia.
e) À mesma temperatura,líquidos diferentes 
apresentam as mesmas pressões máximas de 
vapor.
63Química
26. (IFSC) Considere o dispositivo esquematizado abaixo, 
que representa um sistema de dois compartimentos 
separados por uma membrana semipermeável (msp), 
ou seja, uma membrana cujos poros permitem a 
passagem de moléculas de água, mas impedem a 
passagem de outras substâncias: 
 Considere ainda que os níveis iniciais dos líquidos nos 
compartimentos A e B do dispositivo são iguais e que, 
durante o período do experimento, a evaporação da 
água é desprezível:
 Com relação ao processo acima, é correto afirmar 
que:
X (01) a passagem de moléculas de água através da 
membrana semipermeável é denominada osmose.
(02) A e B contêm soluções isotônicas à mesma tem-
peratura.
X (04) com o passar do tempo, a água flui para o com-
partimento B, aumentando o nível dessa solução 
e tornando-a mais diluída.
X (08) por efeito osmótico, as verduras cruas murcham 
mais rapidamente após serem temperadas com 
sal, porque este retira água das células das ver-
duras.
(16) a água movimenta-se sempre de um meio hiper-
tônico para um meio hipotônico com o objetivo 
de se atingir a mesma concentração em ambos 
os meios.
X (32) por meio do processo conhecido como osmose 
reversa, ocorre a passagem de água do meio 
hipertônico para o meio hipotônico. Esse dis-
positivo pode ser empregado em processos de 
dessalinização da água do mar, para obtenção de 
água potável.
27. (CESUPA) Analisando as afirmações abaixo,
 I. O abaixamento da pressão de vapor do solvente, 
provocado pela presença do soluto não volátil, con-
duz a um aumento no ponto de ebulição.
 II. As propriedades coligativas não dependem da natu-
reza do soluto, mas apenas do número de partículas 
do soluto por partícula do solvente.
 III. A osmose é o movimento de moléculas de solvente 
através de uma membrana semipermeável, de uma 
região onde a concentração do soluto é maior, para 
outra onde a concentração é menor.
 IV. As dispersões coloidais são constituídas por partí-
culas finamente divididas que têm, por isso, uma 
área superficial muito extensa.
Estão corretas apenas:
a) I, II e III.
X b) I, II e IV.
c) II, III e IV.
d) I, II, III e IV.
28. (UERN) Desde muito tempo, os habitantes das regiões 
áridas, como os desertos, perceberam que os lagos de 
água salgada têm menor tendência para secar que os 
lagos de água doce. Fenômeno semelhante ocorre nas 
salinas de Mossoró, no Rio Grande do Norte, quando a 
água do mar evapora lentamente e forma depósitos de 
cloreto de sódio, NaCℓ.
 Uma análise do fenômeno da evaporação da água sal-
gada em lagos e nas salinas permite concluir:
a) A formação de depósitos salinos durante a evapo-
ração da água salgada é consequência do aumento 
da fração em mols do solvente na solução.
X b) A pressão de vapor de solvente na solução salina 
será tanto menor quanto maior a concentração do 
soluto nessa solução.
c) O solvente das soluções salinas, de iguais concen-
trações molares que as das soluções não eletro-
líticas, evapora, mais rapidamente, nas mesmas 
condições.
d) Os fatores, como vento e temperatura, não interfe-
rem na velocidade de evaporação da água salgada, 
contida em reservatórios de pequena profundidade 
e com grandes áreas.
29. (PUCSP) A pressão osmótica (π) de uma solução cor-
responde à pressão externa necessária para garantir 
o equilíbrio entre a solução e o solvente puro, separa-
dos por uma membrana semipermeável. Considere as 
quatro soluções representadas abaixo:
64 Volume 5
 Assinale a alternativa que melhor relaciona a pressão 
osmótica das quatro soluções:
a) πI < πII < πIII < πIV.
b) πI = πII = πIV < πIII.
c) πII < πI = πIV < πIII.
X d) πII < πIV < πI < πIII.
e) πI < πIV < πIII < πII.
30. (UESC – BA) Todas as células vivas, vegetais e 
animais são envolvidas por membranas de caráter 
semipermeável, que “reconhecem” e deixam entrar as 
moléculas de alimentos, e deixam sair as moléculas 
finais do metabolismo. A água, que é um constituinte 
fundamental dos seres vivos, entra e sai das células, 
atravessando a membrana celular, trazendo e levando 
inúmeras substâncias.
 Considerando-se a diferença entre a concentração de 
soluções aquosas, dentro e fora da célula, é correto 
afirmar:
a) Os grãos de feijão imersos na água, após algum 
tempo, ficam entumecidos, em razão de as subs-
tâncias existentes no grão passarem para a água.
b) As flores recém-cortadas se mantêm viçosas por 
muito tempo quando mergulhadas em solução con-
centrada de glicose.
c) A desidratação infantil, que é caracterizada pela per-
da de água e de eletrólitos, é revertida fazendo-se 
a criança ingerir bastante água pura.
d) Os peixes de água doce, que possuem concentra-
ção maior de substâncias dissolvidas no interior 
do corpo que a da água externa, vivem melhor em 
águas de pressão osmótica igual à do seu corpo.
X e) As frutas cozidas em caldas contendo grande con-
centração de sacarose e a carne salgada não se 
estragam com facilidade, porque o excesso de saca-
rose ou de sal faz com que as células de micro-or-
ganismos, quando em contato com esses alimentos, 
percam água e morram.
31. (UFERSA – RN) Quando uma solução A é colocada em 
contato com uma solução B através de uma membrana 
semipermeável, verifica-se a passagem de solvente da 
solução A para a solução B, conforme representado a 
seguir: 
 Nessas condições, é possível afirmar que:
a) a concentração, em mol L–1, da solução B é maior 
que a da solução A.
b) a solução A é iônica.
c) as moléculas da solução A têm volume menor que 
as moléculas da solução B.
X d) a pressão osmótica da solução B é maior que a 
pressão osmótica da solução A.
32. (EMESCAM – ES) Um dispositivo constituinte de 
sistemas de purificação de água utilizado nos 
laboratórios químico-biológicos se baseia no processo 
ilustrado abaixo, em que a membrana tem caráter 
semipermeável: 
 Ordenando-se os líquidos 1, 2 e 3 apresentados na 
figura pelos seus pontos de ebulição (T1, T2 e T3, res-
pectivamente) crescentes, tem-se:
a) T1 < T2 < T3.
b) T2 < T3 < T1.
c) T1 < T3 < T2.
X d) T3 < T1 < T2.
e) T2 < T1 < T3.
32.