Conceitos de Soluções em Química Analítica

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Química Analítica 
Teórica e Experimental I
Material Teórico
Responsável pelo Conteúdo:
Prof.ª Me. Marina Garcia Resende Braga
Revisão Textual:
Prof. Me. Luciano Vieira Francisco
Soluções
• Introdução;
• Conceito de Solução;
• Concentração de Soluções;
• Grau de Solubilidade de uma Solução;
• Propriedades Eletrolíticas de Soluções;
• Preparação e Padronização de Soluções.
 · Conhecer conceitos fundamentais para o bom entendimento de so-
luções em Química Analítica.
OBJETIVO DE APRENDIZADO
Soluções
Orientações de estudo
Para que o conteúdo desta Disciplina seja bem 
aproveitado e haja maior aplicabilidade na sua 
formação acadêmica e atuação profissional, siga 
algumas recomendações básicas: 
Assim:
Organize seus estudos de maneira que passem a fazer parte 
da sua rotina. Por exemplo, você poderá determinar um dia e 
horário fixos como seu “momento do estudo”;
Procure se alimentar e se hidratar quando for estudar; lembre-se de que uma 
alimentação saudável pode proporcionar melhor aproveitamento do estudo;
No material de cada Unidade, há leituras indicadas e, entre elas, artigos científicos, livros, vídeos 
e sites para aprofundar os conhecimentos adquiridos ao longo da Unidade. Além disso, você 
também encontrará sugestões de conteúdo extra no item Material Complementar, que ampliarão 
sua interpretação e auxiliarão no pleno entendimento dos temas abordados;
Após o contato com o conteúdo proposto, participe dos debates mediados em fóruns de discus-
são, pois irão auxiliar a verificar o quanto você absorveu de conhecimento, além de propiciar o 
contato com seus colegas e tutores, o que se apresenta como rico espaço de troca de ideias e 
de aprendizagem.
Organize seus estudos de maneira que passem a fazer parte 
Mantenha o foco! 
Evite se distrair com 
as redes sociais.
Mantenha o foco! 
Evite se distrair com 
as redes sociais.
Determine um 
horário fixo 
para estudar.
Aproveite as 
indicações 
de Material 
Complementar.
Procure se alimentar e se hidratar quando for estudar; lembre-se de que uma 
Não se esqueça 
de se alimentar 
e de se manter 
hidratado.
Aproveite as 
Conserve seu 
material e local de 
estudos sempre 
organizados.
Procure manter 
contato com seus 
colegas e tutores 
para trocar ideias! 
Isso amplia a 
aprendizagem.
Seja original! 
Nunca plagie 
trabalhos.
UNIDADE Soluções
Introdução
O estudo das soluções é de fundamental importância para a Química Analítica. 
Imagine que você está em um laboratório de Química e todos os frascos contendo 
líquidos estão sem rótulos. A olho nu, todos parecem iguais, contendo líquidos 
transparentes, mas não é bem assim... Como saber o que cada um dos frascos 
contém? Como saber a concentração de cada uma dessas soluções? Por que isso 
é importante?
Nesta Unidade, aprenderemos conceitos de soluções, veremos como calcular a 
concentração de uma solução e algumas propriedades importantes relacionadas às 
quais. Além disso, aprenderemos, de forma simplificada, como preparar e padro-
nizar uma solução. Vamos lá?
Conceito de Solução
Você se lembra do conceito de mistura? Se duas ou mais substâncias quími-
cas encontram-se fisicamente misturadas, pode-se dizer que temos uma mistura 
(RUSSELL, 1994). Essa mistura pode ser:
• Heterogênea: neste caso, é possível identificar duas ou mais fases na mistura 
visualmente. Por exemplo, mistura de água + óleo, mistura de areia + água + 
óleo, entre outras;
• Homogênea: neste caso, a mistura possui apenas uma fase e não consegui-
mos distinguir uma substância da outra. Exemplos, salmoura (mistura de água 
+ sal), água + açúcar, ouro 18 quilates, ar, entre outras.
Uma mistura homogênea também pode ser chamada de solução. Neste caso, de-
pendendo de sua concentração na solução, as substâncias podem ser classificadas como:
• Solvente: é toda e qualquer substância capaz de dissolver um soluto. Para uma 
solução de salmoura, por exemplo, o solvente é a água. Geralmente, a água 
é conhecida como o solvente universal, pois é capaz de dissolver várias subs-
tâncias devido a algumas propriedades específicas que possui;
• Soluto: é toda e qualquer substância capaz de ser dissolvida por um solvente. 
No caso da salmoura, o soluto é o sal (NaCl).
Tipos de Solução
As soluções podem estar nos estados sólido, líquido ou gasoso. Uma solução 
pode ser preparada utilizando solutos em diferentes estados físicos, que podem ser 
dissolvidos em solventes também em diferentes estados físicos. Segundo Russell 
(1994), por exemplo, podemos ter um gás dissolvido em um sólido – hidrogênio 
8
9
dissolvido em paládio – e um sólido dissolvido em um gás – gelo seco dissolvido em 
nitrogênio. Um exemplo do cotidiano é o refrigerante: neste caso, temos como sol-
vente a água – estado líquido – e um dos solutos é o gás carbônico – estado gasoso. 
Vejamos alguns casos de soluções em diferentes estados físicos:
• Soluções sólidas (possuem a estrutura de um sólido): bronze (cobre + es-
tanho), ouro 18 quilates (75% ouro + 25% de cobre ou prata), latão (cobre + 
zinco), entre outras;
• Soluções líquidas (possuem a estrutura de um líquido): salmoura, água + 
açúcar, etanol combustível etc.;
• Soluções gasosas (possuem a estrutura de um gás): ar atmosférico etc.
Quanto à solubilidade de uma substância, esta pode ser classificada como (SIL-
VA; BARP, 2014):
• Insolúvel: quando não pode ser dissolvida em determinado solvente. O éter 
etílico, por exemplo, é insolúvel em água;
• Solúvel: quando pode ser dissolvida em determinado solvente. O sal de cozi-
nha (NaCl), por exemplo, é solúvel em água.
Em relação à quantidade de soluto no solvente, uma solução pode ser clas-
sificada como diluída ou concentrada. Se a quantidade de soluto no solvente é 
relativamente pequena, a solução é considerada diluída. Caso contrário, se a 
quantidade de soluto é maior que a presente em uma solução saturada, a solução 
é classificada como concentrada – entenderemos melhor esses conceitos ao longo 
desta Unidade.
Dois termos usados informalmente para significar concentrado e diluído 
são forte e fraco (café forte e chá fraco são exemplos comuns). Em 
Química, contudo, estes termos têm diferentes significados químicos e, 
assim, eles não deveriam ser usados como alternativas para concentrado 
e diluído (RUSSELL, 1994, p. 505, grifos nossos).
A partir de então, aprenderemos como quantificar um soluto em relação a um 
solvente, ou seja, poderemos calcular a concentração de uma solução.
Concentração de Soluções
Existem diversas formas de expressar a concentração de uma solução de manei-
ra quantitativa, de modo que nesta Unidade veremos as seguintes: concentração 
comum, fração molar, porcentagem molar, molaridade, porcentagem em massa, 
molalidade e título (RUSSELL, 1994; SILVA; BARP, 2014). Existe também a cha-
mada normalidade, que é a concentração em mol de equivalente/L. Vamos lá?
9
UNIDADE Soluções
Concentração Comum
Esta forma de concentração é expressa geralmente em g/L ou mg/L e relaciona a 
massa do soluto ao volume do solvente, conforme é mostrada na seguinte Equação 1:
 
C
m
v
= 1
 (1)
Em que C é a concentração da solução – em g/L, mg/L ou em unidades de 
massa/unidades de volume –, m1 é a massa do soluto – em g ou em unidades de 
massa – e V é o volume da solução – em L ou outra unidade de volume. Pode-se 
calcular também a concentração do solvente na solução. Neste caso, basta substi-
tuir a massa do soluto pela massa do solvente.
Os químicos costumam utilizar o 
índice 1 para o soluto e o índice 2 
para o solvente.
• Exemplo 1:
Calcule a concentração de NaCl em uma solução de salmoura sabendo que o 
volume da solução é de 5 L e a massa de NaCl é igual a 50 g.
Solução:
Aplicando a Equação 1, temos:
C
m
v
g
L
= = =1
50
5
10
Logo, a concentração dessa solução é de 10 g/L.
Fração Molar
A fração molar – ou fração em quantidade de matéria – de um componente em 
uma solução é calculada relacionando-se a quantidade de mols desse componente 
com a quantidade de mols total presentena solução. Assim, suponha que uma solução 
tenha três componentes: A, B e C. O cálculo será feito da seguinte forma (Equação 2):
 
X
n
n n nA
A
A B C
=
+ + (2)
Em que XA é a fração molar do componente A presente na solução – adimen-
sional –, nA é o número de mols de A na solução, nB é o número de mols de B 
na solução e assim por diante. O número total de mols na solução também pode 
ser denotado por nT, que é a soma do número de mols de todos os componentes 
presentes na solução.
10
11
• Exemplo 2:
Calcule a fração molar de NaCl e água, os quais presentes em uma solução de 
salmoura, considerando os seguintes dados: massa de NaCl na solução = 50 g; 
massa de água na solução = 900 g.
Solução:
Primeiramente, você deve transformar as massas dadas no enunciado do pro-
blema em quantidade de matéria, considerando MM como massa molar. Para 
tanto, temos:
n
m
MM
g
g mol
mols de NaCl
n
m
MM
NaCl
NaCl
NaCl
H O
H O
H
= = =
=
50
58 5
0 85
2
2
2
, /
,
OO
g
g mol
mols de H O= =900
18
50
2
/
A quantidade de matéria total da solução será:
n n n mols de soluçãoT NaCl H O= + = + =2 0 85 50 50 85, ,
Portanto, usando a Equação 2 podemos calcular a fração molar de cada um dos 
componentes:
X
X
NaCl
H O
= =
= =
0 85
50 85
0 017
50
50 85
0 983
2
,
,
,
,
,
Observe que: 0,017 + 0,983 = 1. Portanto, a soma de todas as frações de 
quantidade de matéria de todos os componentes presentes em uma solução 
será sempre igual a 1.
Porcentagem Molar
A porcentagem molar de uma substância em uma solução nada mais é que a sua 
fração molar multiplicada por 100, ou seja, é a quantidade em % da quantidade de 
matéria de um componente presente em uma solução. Podemos calculá-la usando 
a Equação 3:
 
% em mol de A
n
n
A
T
= ×100
 (3)
• Exemplo 3:
Calcule a porcentagem molar de cada um dos componentes na solução do 
Exemplo 2.
11
UNIDADE Soluções
Solução:
Aplicando-se a Equação 3 na solução do Exemplo 2, temos:
% , , %
%
em mol de NaCl X
em mol de H O X
NaCl
H O
= × = × =
= × =
100 0 017 100 1 7
100
2 2
00 983 100 93 3, , %× =
Logo, a solução possui 1,7% em mol de NaCl e 98,3% em mol de água.
Molaridade – ou Concentração Molar
É uma das concentrações mais usadas para quantificar soluções aquosas. É a 
razão entre a quantidade de matéria de um componente por litro de solução. Pode-
mos calcular a molaridade de um componente A pela Equação 4:
 
M
n
V em litrosA
A
solução
=
( ) (4)
A molaridade pode ser dada em mols/L ou molar. Assim, uma solução com 3,1 
mol/L de soluto dissolvido também pode ser denotada por 3,1 molar.
• Exemplo 4 (RUSSELL, 1994, p. 508, adaptada):
Considerando que 15,0 g de ácido ascórbico – conhecido também como vitami-
na C – são dissolvidos em água suficiente para preparar 250 mL de solução, qual 
é a concentração molar de ácido ascórbico em tal solução?
Solução:
A fórmula molecular do ácido ascórbico é C6H8O6 e sua massa molar é igual a 
176,1 g/mol. Como temos apenas a massa da vitamina C, temos que transformá-
-la em quantidade de matéria. Podemos fazê-lo da seguinte forma:
n
m
MMácido ascórbico
ác ascórbico
ác ascórbico
= = =.
.
,
,
,
15 0
176 1
0 0855 mols de ácido ascórbico
Lembre-se que o volume da solução deve estar em litros – caso não seja especi-
ficada outra unidade no problema. Então, é preciso transformar 250 mL em litros:
250 mL = 0,250 L
Em seguida, podemos determinar a molaridade da solução, aplicando a Equa-
ção 4:
M mol
L
ou M molar= =0 085
0 250
0 34 0 34
,
,
, , ( )
12
13
Porcentagem em Massa
Chamada também de massa percentual, é a razão entre a massa de um compo-
nente da solução e a massa total da solução, multiplicando-se por 100. Ademais, é 
dada pela seguinte fórmula (Equação 5):
 
% em massa de A
m
m
A
T
= ×100
 (5)
Em que mT é a massa total da solução que corresponde ao somatório das massas 
de todos os componentes presentes na solução.
• Exemplo 5:
Calcule a porcentagem em massa de NaCl na solução apresentada no Exemplo 2.
Solução:
Sabemos que a massa de NaCl na solução é igual a 50 g e a massa de água é 
igual a 900 g. Para calcular a porcentagem em massa de NaCl na solução, usando 
a Equação 5, temos:
%
, %
em massa de NaCl
m
m
em massa de NaCl
NaCl
T
= × =
+
×
=
100
50
50 900
100
5 26 nna solução
Molalidade
Esta é mais uma unidade de concentração relacionada à quantidade de matéria 
de um componente da solução. A molalidade é o cálculo da razão entre a quanti-
dade de matéria do soluto por quilograma de solvente. Logo, a molalidade é dada 
por (Equação 6):
 
modalidade A
n
m
a
solvente em kg
( )
,
=
 (6)
• Exemplo 6 (MATOS, 2013, p. 56):
Qual é a molalidade de uma solução obtida pela dissolução de 28,6 g de sacaro-
se (C12H22O11) em 101,4 g de água?
Solução:
Primeiramente, devemos calcular o número de mols de sacarose presentes nes-
sa solução:
n
m
MM
mols de sacarosesacarose
sacarose
sacarose
= = =
28 6
342
0 084
,
,
13
UNIDADE Soluções
Lembre-se de transformar 101,4 g em kg:
101,4 g = 0,1014 kg
Agora, para calcular a molalidade, basta aplicar a Equação 6:
modalidade sacarose
n
m
msacarose
água em kg
( )
,
,
,
,
= = ≅
0 084
0 1014
0 83
ool
kg
Título
O título é um tipo de concentração adimensional. Geralmente, é expresso em 
porcentagem (%). Segundo Silva e Barp (2014, p. 129), o título é um “[...] valor 
utilizado pela indústria química, farmacêutica e alimentícia para expressar em per-
centagem a quantidade de soluto em 100 g de solução”. Para calcular o título em 
massa de um componente em uma solução, podemos utilizar a Equação 7 e para 
calcular o título em porcentagem, a Equação 8:
 
T
m
mm
A
T
=
 (7)
 
T
m
mm
A
T
(%) = ×100
 (8)
Observe que o título em massa percentual é calculado da mesma forma que a 
porcentagem em massa, sendo, portanto, equivalentes. O título também pode ser 
calculado com base no volume de um componente e no volume da solução, tais 
como mostram as equações 9 e 10:
 
T
V
VV
A
T
=
 (9)
 
T
V
VV
A
T
(%) = ×100
 (10)
• Exemplo 7:
Considerando que em um volume de 40 mL de acetona, água foi sendo adi-
cionada até dar origem a uma solução com volume total de 2 L, qual é o título em 
volume de acetona nesta solução?
Solução:
Como temos o volume de acetona e o volume total da solução, podemos calcu-
lar o título em volume usando a Equação 9:
T
V
V
ml
mlV
acetona
T
= = =
40
2000
0 02,
14
15
Para calcular o título em volume percentual, temos:
T
V
V
ml
ml
em volumeV
acetona
T
(%) %= × = × =100
40
2000
100 2
Grau de Solubilidade de uma Solução
O grau de solubilidade – chamado também de coeficiente de solubilidade – mede 
a máxima quantidade de soluto possível de ser dissolvida em um solvente, a uma 
determinada temperatura. Quanto à solubilidade, as soluções podem ser:
• Insaturadas: neste caso, a quantidade de soluto dissolvida não atinge o coefi-
ciente de solubilidade, ficando com uma quantidade abaixo desse;
• Saturadas: neste caso, a solução contém o máximo de soluto possível de ser 
dissolvido em determinado solvente a uma dada temperatura. Em outras pa-
lavras, se a solução é saturada, atinge o coeficiente de solubilidade do sistema 
soluto-solvente em questão;
• Supersaturadas: neste caso, a quantidade de soluto ultrapassa o grau de 
solubilidade. Geralmente, é possível observar a formação de um precipitado 
no recipiente.
Os fatores que mais influenciam a solubilidade de um soluto em uma solução 
são a sua quantidade e a temperatura. Quando queremos beber leite com acho-
colatado, por exemplo, é possível observar que o achocolatado se dissolve mais 
facilmente no leite se este estiver quente. Quando o leite está frio, a dissolução é 
bem mais lenta.
Propriedades Eletrolíticas de Soluções
Algumas soluções possuem a capacidade de conduzir corrente elétrica, o que 
lhes confere propriedades eletrolíticas. Para entender melhor este assunto, aten-
te-se aos seguintes conceitos (RUSSELL, 1994):
• Eletrólitos: substâncias iônicas ou moleculares que sofremdissociação à me-
dida que são dissolvidas em um solvente. Em outras palavras, a substância vai 
liberando íons na solução enquanto se dissolve. Exemplos, cloreto de sódio 
(NaCl), ácido clorídrico (HCl) etc.;
• Não eletrólitos: substâncias que não sofrem dissociação em uma solução. 
Exemplos, sacarose ou açúcar comum (C12H22O11), etanol etc.
Os eletrólitos podem ser classificados como fortes ou fracos, dependendo do 
grau de dissociação de seus íons. Se há dissociação de 100% dos eletrólitos na 
solução, estes são considerados fortes. Como exemplo, podemos citar cloreto de 
15
UNIDADE Soluções
sódio – sal de cozinha (NaCl) –, hidróxido de sódio (NaOH), fluoreto de potássio 
(KF), entre outros.
Por outro lado, se a dissociação não for completa na solução, o eletrólito é 
considerado fraco. Como exemplos, temos ácido acético (HC2H3O2), cloreto de 
mercúrio (HgCl2), entre outros.
pH de uma Solução
No contexto de dissociação e formação de íons em soluções aquosas, conside-
rando a presença de íons OH- e H+, a solução pode ser considerada básica, ácida 
ou neutra. Ácidos fortes e bases fortes se dissociam completamente em água e li-
beram esses íons. A partir da concentração da solução, podemos estabelecer o seu 
potencial hidrogeniônico (pH), que determinará se a solução tem caráter básico, 
ácido ou neutro. O cálculo do pH de uma solução é elaborado da seguinte forma 
(Equação 11):
 pH = –log [H+] (11)
Sobre cálculos de pH e potencial hidroxiliônico (pOH) leia o segundo capítulo, intitulado 
Soluções, do livro Química Analítica – uma abordagem qualitativa e quantitativa, de Gleisa 
Pitareli Barbosa (2014).
Ex
pl
or
Como exemplos de soluções básicas ou alcalinas, podemos citar xampu, creme 
dental, água com sabão, detergente etc. Já como exemplos de soluções ácidas, 
temos vinagre, Coca-Cola, suco de laranja etc. E, finalmente, é solução neutra a 
água destilada com 100% de pureza (pH = 7).
Observe a Figura 1, que traz a escala de pH que confere às soluções a classifica-
ção de ácida, básica ou neutra. Existem alguns indicadores que permitem a percep-
ção de meios ácidos, básicos e neutros como, por exemplo, a fenolftaleína – que 
apresenta coloração rosa em meios básicos e incolor em meios ácidos – e o papel 
de tornassol – que apresenta coloração avermelhada em meios ácidos e azulada 
em meios básicos.
escala de pH
neutroácido básico
Figura 1 – Escala de pH e classificação de soluções
Fonte: Adaptado de iStock/Getty Images
16
17
• Exemplo 8:
Qual é o pH de uma solução de ácido bromídrico (HBr) de concentração 0,01 
mol/L, completamente dissociado em água?
Solução:
Considerando que todos os íons H+ e Br- encontram-se dissociados na solu-
ção, pode-se afirmar que a concentração de íons H+ é igual a 0,01 mol/L. Logo, 
aplicando-se a Equação 11, temos:
pH = –log [H+]
pH = –log [0,01]
pH = 2
Portanto, o pH da solução é igual a 2, de modo que pode ser considerada uma 
solução ácida.
Importante!
Existem as chamadas soluções-tampão, cujo papel é evitar a variação de pH na solução; 
assim, para saber mais sobre, acesse: https://goo.gl/PMYMCy
Importante!
Preparação e Padronização de Soluções
Soluções Padrão
Geralmente, em um laboratório de Química, dois tipos de soluções podem ser 
preparados: padrão e comum. O conceito de solução padrão é de extrema im-
portância para a Química Analítica. Mas, por que essa importância? Bem, uma 
solução padrão é aquela em que a concentração é exatamente conhecida. Além 
disso, apresenta altíssimo grau de pureza, o que leva a erros menores durante a 
preparação de soluções comuns. Ademais, ao preparo de uma solução padrão, 
estes passos devem ser seguidos (SILVA, 2018):
• Técnica direta: uso de um reagente quimicamente puro e com composição 
definida e dissolução em um solvente universal, tudo realizado com medidas 
diretas de reagentes e volumes;
• Técnica indireta: neste caso, se o reagente não é quimicamente puro, prepa-
ra-se uma solução com concentração próxima à desejada e depois realiza-se a 
padronização, ou seja, determina-se a sua concentração exata e compara-se 
com um padrão primário por meio de análises.
O preparo de soluções padrões deve ser feito com vidrarias que possam medir 
grandezas com mais exatidão, tais como pipetas e balões volumétricos. As soluções 
17
UNIDADE Soluções
padrão devem sempre ser muito bem estocadas em frascos e locais adequados, de 
modo a diminuir ao máximo o perigo de contaminação e, consequentemente, de 
mudança de concentração das mesmas.
Assista ao vídeo intitulado Preparo de solução padrão, realizado por Adriana Ramos e 
disponível em: https://youtu.be/tsdNERQoEhY, que descreve as técnicas e os equipamentos 
necessários para esse tipo de preparo.
Ex
pl
or
Soluções Comuns
Ao preparar uma solução (Figura 2), tanto padrão quanto comum, você deve 
estar atento(a) a alguns pontos importantes, por exemplo:
• Unidade de concentração de soluções: sempre preste atenção nas unida-
des das medidas que você usa para preparar uma solução, pois, caso você as 
confunda, a concentração da solução estará incorreta e prejudicará futuras 
análises. São unidades mais usadas: g/L, ppm (partes por milhão), mol/L etc.;
• Preparação de reagentes e vidrarias: secar o soluto corretamente, utilizar 
sempre vidrarias limpas e bem secas;
• Temperatura: sempre preste atenção à temperatura do local em que você pre-
parará a sua solução, afinal, como já vimos nesta Unidade, a temperatura exerce 
significativa influência no grau de solubilidade do soluto em uma solução.
Figura 2 – Preparos de soluções químicas
Fonte: iStock/Getty Images
No preparo de soluções, utilizamos recorrentemente o conceito de diluição. 
Diluir nada mais é que diminuir a concentração de uma solução aumentando o vo-
lume de solvente (SILVA; BARP, 2014). Assim, para preparar uma solução, duas 
equações muito utilizadas estão relacionadas à diluição:
 Ci  Vi = Cf  Vf (12)
 Mi  Vi = Mf  Vf (13)
18
19
Em que Ci e Cf representam, respectivamente, as concentrações iniciais e finais 
da solução, geralmente em g/L ou g/mL; Vi e Vf são os volumes iniciais e finais da 
solução, respectivamente, em unidades consistentes com as de concentração; e Mi 
e Mf são as concentrações molares inicial e final da solução, respectivamente, em 
mol/L ou mol/mL, por exemplo.
• Exemplo 9:
Considerando a diluição de 300 mL de cloreto de potássio (C = 45 g/L) para um 
volume final de 400 mL, qual é a concentração final desta solução?
Solução:
Primeiramente, examinaremos os dados fornecidos pelo problema:
C g
L
V mL L C V mL Li i f f= = = = = =45 300 0 300 400 0 400; , ; ?; ,
Podemos aplicar, portanto, a Equação 12 para encontrar a concentração final 
de cloreto de potássio (KCl):
C V C V
C
C g L
i i f f
f
f
× = ×
× = ×
=
45 0 300 0 400
33 75
, ,
, /
• Exemplo 10 (Covesp-Copset, 2015):
Considerando que a fórmula de diluição de soluções é C1  V1 = C2  V2, 
qual volume deve ser retirado de uma solução de ácido clorídrico concentrado (12 
mol/L) para preparar 100 mL de solução de ácido clorídrico diluído (3 mol/L)?
Solução:
Neste caso, temos as concentrações molares finais e iniciais de uma solução, no 
entanto, possuímos apenas o volume final desejado. Logo, devemos encontrar o 
volume inicial da solução. Para tanto, podemos aplicar a Equação 13:
M V M M
V
V L mL
i i f f
i
i
× = ×
× = ×
= =
12 3 0 100
0 025 25
,
,
• Exemplo 11 (UFPI):
Qual será o volume de água que deve ser acrescentado a 300 mL de uma solu-
ção de 1,5 mol/L de ácido clorídrico (HCl) para torná-la 0,3 mol/L?
19
UNIDADE Soluções
Solução:
Neste caso, temos:
M mol
L
V mL L M mol
L
Vi i f f= = = = =1 5 300 0 300 0 3, ; , ; , ; ?
Poderíamos simplesmente aplicar a Equação 13, certo? Sim, porém, devemos 
fazê-lo com cautela. Vamos lá:
M V M M
M
V L mL
i i f f
f
f
× = ×
× = ×
= =
1 5 0 300 0 3
1 5 1500
, , ,
,
No entanto, este não é o fim do nosso problema. O enunciado pergunta o vo-
lume de água que deve ser acrescentado a 300 mL, ou seja,o volume final que 
achamos conta os 300 mL já presentes na solução. Então, para encontrar a quan-
tidade de volume acrescentado aos 300 mL, basta calcular:
Va = 1500 mL – 300 mL = 1200 mL
Logo, o volume que foi acrescentado aos 300 mL corresponde a 1200 mL, ou 1,2 L.
Agora, suponhamos a seguinte situação: você trabalha em um laboratório de Quí-
mica e a sua chefia pede a preparação de uma solução comum de 150 mL de hidró-
xido de potássio (KOH) com concentração molar de 0,3 mol/L de KOH. Considere 
ainda que o referido hidróxido possui pureza de 90%. E agora? O que fazer?
Bem, em primeiro lugar, mantenha a calma. Em segundo lugar, lembre-se de 
tudo o que aprendemos até agora, nesta Unidade.
É preciso saber a massa de soluto que devemos colocar e tal solução, certo? Como 
temos a concentração molar desejada, devemos transformar mols em massa. Assim, 
sabe-se que 1 mol de KOH possui 56 g. Então, quantos gramas de KOH estão con-
tidos em 0,3 mol? Este cálculo é simples e basta fazer uma regra de três, vejamos:
1 56
0 3
56 0 3
1
16 8
mol de KOH g
mol de KOH x g
x g
− − − −
− − −
=
×
=
,
,
,
Considerando que em 1 L de solução você precisará de 16,8 g de KOH, quanto 
necessitará para 150 mL? Novamente, você pode fazer uma simples regra de três:
1 16 8
0 150
16 8 0 150
1
2 5
L de solução g
L de solução x g
x
− − − −
− − − −
=
×
=
,
,
, ,
, 22 g
20
21
No entanto, esses cálculos foram realizados supondo que o reagente fosse 100% 
puro – o que sabemos não ser o caso. Assim, para corrigir os cálculos de acordo 
com a pureza do reagente, outra regra de três é necessária – e você pode fazê-la 
da seguinte forma:
2 52 100
90
90 2 52
100
2 268
, %
%
,
,
g de KOH
x g de KOH
x g de KOH
− −
− − −
=
×
=
Pronto! Agora basta realizar a dissolução de 2,268 g (pesados em uma balança 
adequada) de KOH em um valor abaixo de 150 mL de água destilada (100 mL, 
por exemplo) e depois transferir a solução para um balão volumétrico de 150 mL 
e adicionar água – com uma pisseta, por exemplo – até a marca de 150 mL de 
solução (água + KOH). Agite um pouco a solução e pronto. Dessa forma, você 
deixará a sua chefia contente.
• Exemplo 12:
Supondo 85% de pureza do soluto, como você prepararia uma solução de 200 
mL de sacarose (C12H22O11) dissolvida em água com concentração molar de 0,4 
mol/L?
Solução:
1º passo: cálculo da massa de sacarose necessária para a concentração molar 
de 0,4 mol/L. Sabe-se que 342 g estão contidos em 1 mol de sacarose. Logo, por 
regra de três, temos:
1 342
0 4
342 0 4
1
136
mol de sacarose g
mol de sacarose x g
x
− − − −
− − − −
=
×
=
,
,
,,8 g de sacarose
2º passo: a solução necessária, no entanto, é de 200 mL. Se em 1 L de solução 
devemos ter 136,8 g de sacarose, quanto seria necessário para 200 mL? Nova-
mente, outra regra de três:
1 136 8
0 200
L de solução g de sacarose
L de solução x g de saca
− − − − −
− − −
,
, rrose
x g de sacarose= × =136 8 0 200
1
27 36
, ,
,
21
UNIDADE Soluções
3º passo: tais cálculos são válidos apenas considerando 100% de pureza do so-
luto. No caso, a pureza de sacarose é igual a 85%, logo:
27 36 100
85
85 27 36
100
, %
%
,
g de sacarose
x g de sacarose
x
− − − − −
− − − − −
=
×
≅≅ 23 26, g de sacarose
4º passo: pesar a massa de sacarose encontrada no terceiro passo em uma ba-
lança adequada e devidamente calibrada.
5º passo: adicionar a massa de sacarose em um balão volumétrico de 200 mL.
6º passo: adicionar um pouco de água destilada ao balão volumétrico, suficiente 
para se misturar com a massa de sacarose.
7º passo: com uma pisseta, adicionar água destilada até completar a marca de 
200 mL do balão.
8º passo: agitar bastante, até a formação de uma solução homogênea.
Bem, chegamos ao final de mais uma unidade. Se restou alguma dúvida ou ques-
tionamento, não hesite em entrar em contato com o tutor. Faça todos os exercícios 
relacionados a esta Unidade e comente-os com seus colegas no fórum de discus-
são. Além disso, não se esqueça de consultar o Material complementar.
Bom estudo e até a próxima!
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Material Complementar
Indicações para saber mais sobre os assuntos abordados nesta Unidade:
 Livros
Química geral e inorgânica: princípios básicos, estudo da matéria e estequiometria
Para saber mais sobre soluções, leia e realize os exercícios propostos no capítulo 8 do 
livro Química geral e inorgânica: princípios básicos, estudo da matéria e estequio-
metria, de Elaine Lima Silva e Ediana Barp (2014).
Noções básicas de cálculo estequiométrico
O livro Noções básicas de cálculo estequiométrico, de Robson Mendes Matos (2013), 
possui vários exercícios para você praticar cálculos relacionados a concentrações de 
soluções. Não perca a oportunidade de praticar o que você aprendeu nesta Unidade!
 Vídeos
Soluções: Soluto, solvente e classificação de soluções
Revise os conceitos de soluto, solvente e classificação de soluções
https://youtu.be/DN_iD1rsKZs
 Leitura
Valiação da Capacidade Tamponante - Um Experimento Participativo
Artigo de César Ricardo Silva e José de Alencar Simoni, sobre um experimento com 
soluções-tampão.
https://goo.gl/hgMTWK
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UNIDADE Soluções
Referências
BARBOSA, G. P. Química analítica: uma abordagem qualitativa e quantitativa. 
São Paulo: Erica, 2014.
MATOS, R. M.  Noções básicas de cálculo estequiométrico. Campinas, SP: 
Átomo, 2013.
RUSSELL, J. B. Química geral. v. 1. 2. ed. São Paulo: Pearson Makron Books, 1994.
SILVA, A. L. S. da.  Substâncias e soluções padrões. 2018. Disponível em: 
<https://www.infoescola.com/quimica/substancias-e-solucoes-padroes>. Acesso 
em: 28 maio 2018.
SILVA, E. L.; BARP, E. Química geral e inorgânica: princípios básicos, estudo da 
matéria e estequiometria. São Paulo: Erica, 2014.
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