Físico-Química: Soluções e Concentração

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Autora: Profa. Summaia Farah
Colaboradoras: Profa. Sabrina Martins Boto
 Profa. Laura Cristina da Cruz Dominciano
Físico-Química
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Professora conteudista: Summaia Farah
Graduada no curso de Farmácia e Bioquímica e mestre em Imunopatologia pela Universidade Paulista (UNIP), 
também possui licenciatura em Química nas Faculdades Oswaldo Cruz. 
Desde 2012 trabalha como professora adjunta na UNIP.
© Todos os direitos reservados. Nenhuma parte desta obra pode ser reproduzida ou transmitida por qualquer forma e/ou 
quaisquer meios (eletrônico, incluindo fotocópia e gravação) ou arquivada em qualquer sistema ou banco de dados sem 
permissão escrita da Universidade Paulista.
Dados Internacionais de Catalogação na Publicação (CIP)
F219f Farah, Summaia.
Físico-Química / Summaia Farah – São Paulo: Editora Sol, 2018.
172 p., il.
Nota: este volume está publicado nos Cadernos de Estudos e 
Pesquisas da UNIP, Série Didática, ano XXIV, n. 2-086/18, ISSN 1517-9230.
1. Soluções. 2. Equilíbrio químico. 3. Estudo dos gases. I. Título.
CDU 543.5
XIX
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Prof. Dr. João Carlos Di Genio
Reitor
Prof. Fábio Romeu de Carvalho
Vice-Reitor de Planejamento, Administração e Finanças
Profa. Melânia Dalla Torre
Vice-Reitora de Unidades Universitárias
Prof. Dr. Yugo Okida
Vice-Reitor de Pós-Graduação e Pesquisa
Profa. Dra. Marília Ancona-Lopez
Vice-Reitora de Graduação
Unip Interativa – EaD
Profa. Elisabete Brihy 
Prof. Marcelo Souza
Prof. Dr. Luiz Felipe Scabar
Prof. Ivan Daliberto Frugoli
 Material Didático – EaD
 Comissão editorial: 
 Dra. Angélica L. Carlini (UNIP)
 Dra. Divane Alves da Silva (UNIP)
 Dr. Ivan Dias da Motta (CESUMAR)
 Dra. Kátia Mosorov Alonso (UFMT)
 Dra. Valéria de Carvalho (UNIP)
 Apoio:
 Profa. Cláudia Regina Baptista – EaD
 Profa. Betisa Malaman – Comissão de Qualificação e Avaliação de Cursos
 Projeto gráfico:
 Prof. Alexandre Ponzetto
 Revisão:
 Lucas Ricardi
 Vitor Andrade
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Sumário
Físico-Química
APRESENTAÇÃO ......................................................................................................................................................9
INTRODUÇÃO ........................................................................................................................................................ 10
Unidade I
1 SOLUÇÕES .......................................................................................................................................................... 11
1.1 Solubilidade ............................................................................................................................................ 12
1.1.1 Curva de solubilidade ............................................................................................................................ 14
1.2 Unidades de concentração de soluções ...................................................................................... 15
1.2.1 Molaridade ................................................................................................................................................. 16
1.2.2 Fração molar ............................................................................................................................................. 19
1.2.3 Concentração molar .............................................................................................................................. 19
1.2.4 Concentração em massa ...................................................................................................................... 20
1.2.5 Molalidade ................................................................................................................................................. 20
1.2.6 Título ............................................................................................................................................................ 20
1.2.7 Composição percentual ........................................................................................................................ 21
1.3 Soluções coloidais ................................................................................................................................ 24
1.3.1 Tipos de soluções coloidais ................................................................................................................. 25
1.3.2 Classificação dos coloides ................................................................................................................... 29
1.4 Micelas ...................................................................................................................................................... 29
1.5 Preparo das soluções coloidais ....................................................................................................... 30
1.6 Propriedades coligativas .................................................................................................................... 31
1.6.1 Diminuição da pressão de vapor (abaixamento tonoscópico) ............................................. 32
1.6.2 Aumento do ponto de ebulição (elevação ebulioscópica) ..................................................... 34
1.6.3 Diminuição do ponto de congelamento (abaixamento crioscópico) ................................ 35
1.6.4 Aumento da pressão osmótica (elevação osmoscópica) ........................................................ 36
2 TERMOQUÍMICA ............................................................................................................................................... 38
2.1 Energia interna de um sistema ....................................................................................................... 38
2.2 Entalpia ..................................................................................................................................................... 41
2.3 Variações de entalpia-padrão (∆H∅) .......................................................................................... 42
2.3.1 Variação de entalpia-padrão de transição (∆trsHØ)................................................................... 43
2.3.2 Entalpias que acompanham as transformações químicas ..................................................... 45
2.4 Lei de Hess ............................................................................................................................................... 46
2.5 Entropia e transformações químicas ............................................................................................ 49
2.6 Espontaneidade das reações ............................................................................................................ 51
3 CINÉTICA QUÍMICA ......................................................................................................................................... 52
3.1 Teoria das Colisões ............................................................................................................................... 53
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3.2 Fatores que influenciam a velocidade de uma reação química ........................................ 56
3.2.1 Natureza e tamanho das partículas dos reagentes .................................................................. 57
3.2.2 Concentração dos reagentes ..............................................................................................................57
3.2.3 Temperatura .............................................................................................................................................. 58
3.2.4 Catalisadores ............................................................................................................................................. 59
3.3 Lei de Velocidade e ordem das reações ....................................................................................... 61
3.3.1 Taxa de reação ........................................................................................................................................ 66
4 REAÇÕES QUÍMICAS ...................................................................................................................................... 67
4.1 Tipos de reações químicas ................................................................................................................ 69
4.2 Equação química .................................................................................................................................. 74
4.2.1 Equacionamento da reação química .............................................................................................. 74
4.2.2 Balanceamento das equações químicas ........................................................................................ 75
Unidade II
5 EQUILÍBRIO QUÍMICO NOS SISTEMAS HOMOGÊNEOS E HETEROGÊNEOS .............................. 81
5.1 Conceito e condições de equilíbrio ............................................................................................... 81
5.2 Constante de equilíbrio (k ou keq) .................................................................................................. 82
5.3 Princípio de Le Chatelier.................................................................................................................... 83
5.4 Fatores externos que interferem no equilíbrio e suas consequências ............................ 85
5.4.1 Interferência na concentração dos compostos de um sistema em equilíbrio ............... 85
5.4.2 Alteração na temperatura de uma reação em equilíbrio ....................................................... 86
5.4.3 Mudança na pressão de reações em equilíbrio .......................................................................... 87
6 EQUILÍBRIO QUÍMICO IÔNICO EM SOLUÇÕES AQUOSAS ............................................................... 89
6.1 Ácidos e bases ........................................................................................................................................ 89
6.1.1 Definição de ácido e base segundo Arrhenius ............................................................................ 93
6.1.2 Definição de ácido e base segundo Bronsted e Lowry ............................................................ 94
6.1.3 Definição de ácidos e bases segundo Lewis ................................................................................. 96
6.1.4 Constante de dissociação de ácido (Ka) e base (Kb) ................................................................. 97
6.1.5 Indicadores ácido-base ......................................................................................................................... 98
6.2 Autoionização da água ....................................................................................................................101
6.3 Escalas de pH e pOH ..........................................................................................................................102
6.4 Solução tampão ..................................................................................................................................106
6.5 Eletrólitos ...............................................................................................................................................109
6.6 Hidrólise de sais ..................................................................................................................................110
6.7 Produto de solubilidade (Kps) .......................................................................................................112
Unidade III
7 ELETROQUÍMICA ............................................................................................................................................120
7.1 Reações de oxirredução ...................................................................................................................121
7.2 Pilha ou célula eletroquímica ........................................................................................................126
7.2.1 Pilha de Daniell ..................................................................................................................................... 127
7.2.2 Cálculo da diferença de potencial (ddp) de uma pilha ........................................................ 129
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7.3 Relação entre a energia livre e a energia potencial da pilha ...........................................132
7.3.1 Relação entre a constante de equilíbrio (k) de uma reação e seu 
potencial padrão (E0) ..................................................................................................................................... 133
7.3.2 Equação de Nernst .............................................................................................................................. 135
7.4 Eletrólise .................................................................................................................................................137
8 ESTUDO DOS GASES .....................................................................................................................................139
8.1 Sistema e vizinhança ........................................................................................................................140
8.2 Teoria Cinética dos Gases ................................................................................................................141
8.2.1 Gás perfeito ............................................................................................................................................ 144
8.3 Pressão atmosférica ..........................................................................................................................144
8.4 Leis dos gases .......................................................................................................................................145
8.4.1 Lei de Boyle ............................................................................................................................................ 145
8.4.2 Lei de Charles ........................................................................................................................................ 147
8.4.3 Lei de Gay-Lussac ................................................................................................................................ 149
8.4.4 Lei Combinada dos Gases ................................................................................................................. 150
8.4.5 Princípio de Avogadro.........................................................................................................................151
8.4.6 Equação de Clapeyron ........................................................................................................................151
8.5 Pressão parcial .....................................................................................................................................154
8.6 Difusão e efusão gasosa ..................................................................................................................156
8.7 Densidade dos gases .........................................................................................................................1578.7.1 Densidade absoluta de um gás ...................................................................................................... 159
8.7.2 Densidade relativa (δ) de um gás .................................................................................................. 160
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APRESENTAÇÃO
Caro aluno, 
A disciplina de Físico-Química tem como objetivo promover ao aluno os conhecimentos das 
propriedades físicas das substâncias relacionadas ao seu comportamento químico, através do estudo de 
conceitos fundamentais. 
Inicialmente, destacaremos as soluções e como diferentes solutos e solventes, nas mais variadas 
concentrações, podem interferir na apresentação de compostos e em suas propriedades características. 
Na sequência, faremos o estudo da termoquímica, que abrangerá a influência do calor e da energia 
nos estados físicos da matéria e, também, a variação de energia nos diferentes tipos de reações 
químicas. Em seguida, o estudo da cinética química trará os conceitos da dinâmica de uma reação 
química, como a velocidade de reação. Será ainda exposto como as reações químicas acontecem e 
como são classificadas. 
Serão apresentados os conceitos sobre o equilíbrio químico e os fatores que influenciam esse 
equilíbrio. O aluno também será capaz de entender os conceitos de pH, ionização e eletrólitos, além de 
definir os conceitos de ácido, base e sais. 
Na sequência, será abordado o ramo da química denominado eletroquímica. Com base nele, é 
possível entender a corrente elétrica e a geração de energia, por meio das reações de oxidação e redução 
e processos eletrolíticos. 
Finalizaremos com o estudo dos gases, a partir do qual o aluno conhecerá como a pressão, o volume 
e a temperatura são propriedades extremamente importantes e determinantes aos gases. 
Como a Físico-química requer a aplicação de muitos cálculos matemáticos, estes, quando utilizados 
no livro, aparecerão simplificados e mostrados passo a passo, para que o aluno possa acompanhar a 
matemática e, assim, não se perder na química. 
Este livro também sugere alguns experimentos simples, para serem feitos em casa, e que podem 
auxiliar o aluno a entender e visualizar com mais clareza os conceitos dados. 
Embora apresente de maneira simples e clara os conceitos básicos da Físico-química, como esta é 
uma disciplina que abrange muitos dos conteúdos do curso de Química, nosso material certamente será 
muito útil na formação do aluno e no seu entendimento sobre a Química em geral.
Bons estudos!
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INTRODUÇÃO
Ao considerarmos que tudo que existe a nossa volta possui massa, a qual é uma grandeza física 
que nos permite mensurar o quanto de matéria existe em determinado corpo, e que, por sua vez, toda 
matéria, em qualquer um dos seus estados físicos, é composta de átomos e moléculas, poderemos 
entender a ampla gama de divisões e subdivisões que a Química consegue abranger e estudar. Devemos 
lembrar que os gases e o ar que respiramos, apesar de serem invisíveis a nós, também possuem massa, 
pois são compostos de matéria e, por isso, são estudados pela Química, possuindo uma subdivisão 
dedicada ao seus fenômenos e comportamentos.
Para fins didáticos – e dizemos isso por ser impossível delimitar cada área da Química, pois 
essencialmente todas estão relacionadas –, a ciência Química é dividida em quatro grandes áreas: 
Química Inorgânica, Química Orgânica, Química Analítica e Físico-química, e ainda temos a Química 
Geral, a qual dá os conhecimentos básicos para o estudo de cada uma das áreas. 
A área de Físico-química, abordada neste livro-texto, pretende dar ao aluno conhecimentos e 
entendimento de como os fenômenos físicos, que podemos observar macroscopicamente, ocorrem no 
âmbito atômico e molecular. Ou seja, qualquer modificação na estrutura ou comportamento da matéria 
iniciará na estrutura molecular, para então ser visualizada fisicamente. O gatilho para que transformações 
físicas, nos compostos, aconteça pode ser dado por diversos fatores, como temperatura, pressão e 
concentração, os quais vão interferir nas reações químicas e nas ligações moleculares das substâncias. 
O estudo dessas relações será feito através de leis, postulados e cálculos matemáticos que conseguem 
prever o comportamento da matéria quando submetida a determinadas situações, como a variação de 
energia que ocorre num sistema (ou reação química) quando este recebe calor. Sendo assim, a físico-
química estuda desde fenômenos moleculares até fenômenos visíveis (macroscópicos), interpretando 
também o caminho entre essas duas escalas e quais fatores podem interferir nesse processo.
Por isso, estudaremos neste livro-texto itens como variação de energia e calor em um sistema, 
velocidade das reações, espontaneidade das reações, propriedades das soluções, equilíbrio de sistemas 
químicos, processos eletroquímicos e comportamento de substâncias gasosas, e assim será possível 
conceituar e entender a consequência ou causa de alterações moleculares no estado e comportamento 
físico das substâncias.
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FÍSICO-QUÍMICA
Unidade I
1 SOLUÇÕES
As soluções são sistemas homogêneos (ou simplesmente uma mistura homogênea) compostos de um 
ou mais solutos e pelo solvente. Um dos mais simples exemplos do que é uma solução é a mistura entre 
a água e o sal de cozinha (NaCl), em que a água é o solvente e o sal (NaCl) é o soluto, que, por apresentar 
solubilidade em água, dissolve-se formando uma solução salina. Se nessa mistura homogênea de água 
e sal de cozinha adicionarmos açúcar, ao dissolvê-la, ainda teremos uma solução na qual o solvente 
continua sendo a água, só que agora com dois solutos: sal e açúcar.
 Observação
Essa solução de sal e açúcar, quando feita na proporção de 1 litro de 
água potável mais uma colher de sopa de açúcar (20 g) e uma colher de 
café de sal (3,5 g), forma o soro caseiro, uma solução simples e de extrema 
importância no combate à desidratação (e até à morte) de crianças e 
adultos por excesso de vômitos e diarreia.
A água, por ser um solvente universal, é amplamente utilizada nos mais diversos tipos de solução. 
Isso nos faz relacionar soluções a misturas líquidas, porém, as soluções também podem ser sólidas. 
Temos como exemplo as ligas metálicas, que são soluções de um metal em outro (solvente é metal 
e soluto também), como o bronze, que é o resultado da mistura homogênea entre cobre e estanho. 
As soluções podem também ser gasosas, e o maior exemplo é o ar que respiramos, no qual há uma 
mistura homogênea de gases diferentes fazendo parte dos solutos e uma quantidade predominante 
do gás nitrogênio (79%), sendo por isso considerado o solvente – lembrando que o solvente é a parte 
predominante na mistura. 
Voltando ao conceito de solubilidade, até aqui podemos entender que uma solução é homogênea 
porque os solutos presentes nela são solúveis no solvente, isto é, eles se dissolvem porque conseguem 
se misturar naquele meio formando uma aparente “substância única” (monofásica). Em contrapartida, 
existem substâncias que não formam uma mistura homogênea (ou solução), e o grande exemplo aqui é 
o óleo e a água, que formam uma mistura heterogênea (bifásica), isto é, podemos ver a separação dos 
dois líquidos quando colocados juntos num recipiente. Mas porque isso acontece? Se pensarmos em 
polaridade, podemos seguir uma regra geral na Química: solventes polares dissolvem solutos polares 
e solventes apolares dissolvem solutos apolares (na presença de alguns agentes essa regra pode ser 
quebrada). Assim,a água não dissolve o óleo, pois os dois possuem polaridades diferentes. Outro exemplo 
é o de mecânicos, que, para tirar graxa das mãos, usam gasolina, removedores, pois esses produtos são 
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Unidade I
apolares e dissolvem a graxa, que também é apolar, pois lavar somente com água não seria eficaz 
para limpeza (os detergentes quebram a gordura, por isso deixam a água mais eficaz na limpeza). A 
água dissolve solutos polares, como o álcool. Aqui podemos pensar numa bebida comum no Brasil, a 
caipirinha, na qual há gelo (que se tornará água líquida), álcool, açúcar e suco de limão, todos solutos 
polares que estarão dissolvidos num solvente polar (água). 
Solvente Solução
Soluto
Figura 1 – Componentes de uma solução
1.1 Solubilidade
Agora vamos pensar em outra bebida frequentemente consumida em nosso país, o café. Aqui o 
solvente é a água, e, na maioria das vezes, para adoçá-lo adicionamos um outro soluto, o açúcar. 
Quando terminamos de tomar nosso delicioso cafezinho, muitas vezes podemos ver um resto de 
açúcar depositado no fundo da xícara. Isso acontece porque a solução se tornou saturada, ou seja, 
não foi possível dissolver (ou solubilizar) toda a quantidade de soluto colocada em determinada 
quantidade de solvente. Porém, se você levar ao fogo, o açúcar se dissolverá, pois a temperatura 
elevada do solvente aumenta a solubilidade do soluto. Temos como exemplo a calda caramelada 
de um pudim. 
Portanto, a concentração de soluto – ou seja, a quantidade de massa do soluto num solvente – tem 
um determinado limite, e quando o atingimos, dizemos que a solução está saturada. Antes de chegar a 
esse ponto, a solução é chamada de insaturada. Também podemos dizer que uma solução é concentrada, 
quando há muito soluto por determinada quantia de solvente, ou fraca, quando há pouco soluto em 
quantidade determinada do solvente.
Fondant é um creme usado para cobrir bolos e pães doces. É composto de açúcar e 
água, porém, em quantidades que, à primeira vista, parecem impossíveis de se misturar. 
Na receita tradicional, devemos dissolver duas xícaras de açúcar em apenas uma de 
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FÍSICO-QUÍMICA
água, porém, esta dissolução é possível porque é feita numa panela sobre a chama 
do fogão. Portanto, ao elevarmos a temperatura do solvente (água), aumentamos a 
solubilidade do soluto.
Claro que também existe o fato de que o açúcar facilmente se mistura com a água. Isso acontece 
porque as moléculas de H2O possuem espaços entre elas, mesmo estando ligadas, e assim são mais 
acessíveis para formar ligações com as moléculas de açúcar – ocorre uma acomodação das moléculas de 
açúcar entre as moléculas de água, e, ao aquecermos a mistura, aumentamos esses espaços, promovendo 
maior interação entre as moléculas do solvente e do soluto. Essas ligações se mantêm unidas por pontes 
de hidrogênio.
Água
Moléculas 
de açúcar
Moléculas 
de açúcar 
hidratadas
Moléculas 
de água
Cristal 
de açúcar
Figura 2 – Dissolução da sacarose (açúcar) em água
Figura 3 – O fondant sendo utilizado na cobertura de um bolo
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Unidade I
 Saiba mais
Recomendamos a seguinte leitura:
WOLKE, R. L. O que Einstein disse ao seu cozinheiro: a ciência na cozinha. 
v. 1 e 2. Rio de Janeiro: Jorge Zahar, 2005. 
1.1.1 Curva de solubilidade
Cada substância ou solução tem a sua própria curva de solubilidade (veja a tabela a seguir), pois esta 
é dependente, além da temperatura e da polaridade, também do tipo de soluto e solvente.
Existem curvas de solubilidade do tipo ascendente, nas quais a solubilidade é aumentada quando 
há elevação da temperatura, e, em contrapartida, as curvas do tipo descendente, em que a solubilidade 
diminui conforme aumenta a temperatura.
Tabela 1 – Solubilidade de alguns compostos em diferentes temperaturas
Soluto (g)
Solubilidade (g) do soluto por 
100 g de H2O na temperatura 
de 20 ºC
Solubilidade (g) do soluto por 
100 g de H2O na temperatura 
de 50 ºC
C12H22O11 203,9 g 260,4 g
NaCl 36,0 g 37,0 g
KClO3 7,4 g 19,3 g
NaNO3 88,0 g 114,0 g
AgNO3 222,0 g 455,0 g
KCl 34,0 g 42,9 g
A curva de solubilidade está intimamente relacionada com a saturação de uma solução. Vejamos:
• Solução saturada com corpo de fundo ou supersaturada: nessa solução, a quantidade de soluto 
está em excesso, portanto, não se dissolve totalmente e, sendo assim, por efeito gravitacional, 
deposita-se no fundo do recipiente. Os pontos de solubilidade estarão acima da curva.
• Solução saturada: essa solução possui a quantidade máxima de soluto que pode dissolver; se 
passar daqui, haverá corpo de fundo. Os pontos estarão na curva.
• Solução insaturada: nesse caso, a solução ainda não possui a quantidade máxima de soluto 
que consegue dissolver, ou seja, está abaixo da quantidade determinada de saturação. Os pontos 
aparecerão abaixo da curva.
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FÍSICO-QUÍMICA
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150
200
250
300
350
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Massa (g) sacarose
Temperatura (Celsius)
Massa (g) 
sacarose/100g água
20 40 60 80 100
Figura 4 – Solubilidade da sacarose em diferentes temperaturas
1 litro, 0 ºC
Saturada sem corpo de fundo
1 litro, 0 ºC
13 g se depositam
Saturada com corpo de fundo
357 g de NaCl 370 g de NaCl
Água Água
357 g de NaCl
357 g de NaCl
Figura 5 – Saturação de uma solução de água com sal (NaCl). Corpo de fundo é o nome dado ao soluto 
excedente que se deposita no fundo do frasco que contém a solução
1.2 Unidades de concentração de soluções
A concentração de um soluto e a massa ou volume de um solvente – ou seja, a composição de uma 
solução – podem ser determinadas por meio de várias unidades de concentração, e a grande maioria 
delas está baseada na lógica da principal equação de concentração que divide a quantidade de massa 
do soluto pela quantidade de volume da solução ( mC V= ). 
 
O que é regra de 3? É um recurso matemático a partir do qual é possível encontrar um 
valor desconhecido utilizando outros três valores que são diretamente proporcionais a ele. 
Por exemplo, sabemos que 1 mol de sódio (Na) possui 23,00 gramas (valor que se encontra 
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Unidade I
na tabela periódica, isto é, o número de massa de um elemento é quanto de massa ele 
possui em um mol). Mas e se tivermos 68,00 gramas de Na, quantos mols teremos?
Para saber essa resposta, devemos colocar os três valores que possuímos na regra de 3 e 
fazer o cálculo cruzando os valores:
1mol de Na 23,00gramas
X mol de Na 68,00gramas
68,00g
mol1mol.68,00g Xmol.23,00g Xmol X 2,97mol
23,00g
→
→
= ⇒ = ⇒ =
Assim, sabemos que 68,00 gramas de sódio têm 2,97 mol. Esse cálculo foi possível por 
se tratar de grandezas diretamente proporcionais.
 
1.2.1 Molaridade
A molaridade (M) é também conhecida como concentração molar ou massa molar. Como seu valor 
é expresso em mol/L, é somente usada para líquidos.
É a unidade de concentração mais usada pelos químicos, pois como expressa seu resultado em mols, 
pode ser usada, sem conversão, nas reações estequiométricas, nas quais é possível calcular o rendimento 
de produtos por meio da equação química balanceada que representa a reação:
quantidade em mols do soluto
M
quantidade em litros da solução
=Lembrete
Não podemos esquecer que solução é o resultado da soma entre 
solvente e soluto!
Vamos aos exemplos de como a molaridade pode ser usada: 
Exemplo 1
Precisamos preparar 1 litro de solução 2 M de KCl. Para isso, podemos seguir os seguintes passos:
1 – Pegar 1 mol de KCL, mas como fazer isso? Se você olhar sua tabela periódica, verá que todos 
os elementos contidos nela possuem um valor de massa, que é dada em gramas por mol. Sendo assim, 
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podemos verificar que a massa do potássio (K) é igual a 39,102 g/mol e a do cloro (Cl) é igual a 35,453. 
Simplesmente somamos esses valores e vamos ter como resultado de massa do KCl o valor 74,55 g/mol, 
ou, em outras palavras, dizemos que 74,55 gramas de KCl representam 1 mol dessa substância. Porém, 
iremos preparar uma solução 2 M, então multiplicamos 74,55 por 2 e teremos 149,10 g. Pesamos na 
balança esse valor, que será correspondente a 2 mol.
2 – Então, devemos encher pela metade um frasco (com capacidade de 1 litro) com água destilada, 
adicionar os 149,10 gramas de KCl e mexer com bastão de vidro até a dissolução total do sal. Se necessário, 
pode-se colocar mais água. Quando a dissolução estiver finalizada, completamos o resto do volume com 
água acertando o menisco até atingir 1 litro (pois não podemos esquecer que iremos preparar 1 litro de 
solução e isso não significa 1 litro de solvente, pois a solução compreende solvente mais soluto).
3 – Enfim, nossa solução com concentração 2 M de KCl está pronta!
 Observação
Menisco, em Química, é a interface entre o ar e um líquido que está 
acondicionado num recipiente estreito e, por causa disso, forma uma 
curvatura. O termo “acertar o menisco” é muito utilizado em Química e 
significa verificar adequadamente essa curva do líquido e o lugar onde ele 
atingiu a graduação de um recipiente volumétrico (pipetas) para, então, 
conferir se uma solução atingiu o volume desejado. É uma ação muito 
importante, pois nos dá precisão de quantitativa.
Figura 6 – Visualização do menisco 
Exemplo 2
Mas e se fosse ao contrário? Temos uma massa de 37 gramas de KCl e um volume de 420 ml de 
solução. Qual será a concentração dessa solução? 
Fazemos o seguinte, então:
1 mol de KCl 74,55 gramas
x mol de KCL 37 gramas
→
→
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Unidade I
Fazendo a multiplicação, temos como resultado x 0,49 mol de KCl⇒ em 37 gramas de KCl.
Então devemos passar 420 mL para unidade em litros:
1 litro 1000 mL→
x litro 450 mL 0,450L→ ⇒ de solução
Colocamos então os dois valores obtidos na equação da molaridade:
0,49 mol de KCl
M M 1,08M 
0,450L de solução
= ⇒ =
 
Portanto, nossa solução com volume de 420 mL e 37 gramas de KCl terá uma concentração 
de 1,08 M.
Exemplo 3
Outra maneira de preparar uma solução é partir de uma já pronta, isto é, fazendo a diluição de uma 
solução concentrada e, assim, produzindo outra menos concentrada (ou mais fraca). Vamos imaginar 
então que temos uma solução de ácido clorídrico 15,0 M e precisamos preparar 500 mL de solução de 
HCl 4 M. Para isso, podemos usar a seguinte fórmula:
Vinicial . Minicial = Vfinal . Mfinal 
Onde: 
Vinicial: volume a ser pego da solução pronta, também chamada de solução de partida (ou 
solução mãe);
Minicial : concentração molar da solução de partida;
Vfinal: volume a ser preparado;
Mfinal: concentração da solução diluída.
Vamos aos cálculos, então:
Vinicial 15 = 500 . 4 onde Vinicial = 133,3mL.
O procedimento seguinte é, com o auxílio de uma pipeta graduada, pegar 133,3 mL da solução 
mãe e adicionar vagarosamente em um frasco contendo aproximadamente 200 mL de água destilada 
(lembrando que o recipiente deve ter a capacidade mínima de 500 mL), misturar delicadamente com o 
bastão de vidro e, então, adicionar mais água destilada até completar o volume de 500 mL.
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FÍSICO-QUÍMICA
 Observação
Cuidado! Não podemos esquecer que o ácido sempre deve ser adicionado 
na água, e nunca o contrário, pois quando colocamos água em ácido há 
liberação de calor e energia e com isso a solução poderá espirrar em você 
ou em alguém que estiver por perto.
Água
Ácido
O correto é adicionar 
lentamente o ácido à 
água, nunca o contrário
Corrosivo 
desidratante
H2SO4
Figura 7 – Sinalização de alerta sobre ácidos corrosivos
1.2.2 Fração molar
Através do cálculo da fração molar (X), podemos obter a quantidade de determinado soluto, em 
mols, em uma determinada solução que contenha diversos solutos diferentes, ou seja, a contribuição 
em mols que um soluto tem numa solução. Vejamos a fórmula a seguir:
ni
Xi
nt
=
Onde:
Xi: fração em mols de um soluto (i);
ni: número de mols de um soluto (i);
nt: número total de mols de todos os solutos presentes na solução.
1.2.3 Concentração molar
A concentração molar (Ci) expressa a quantidade de soluto em mols presente em determinado 
volume de solução e é definida pela seguinte fórmula:
ni
Ci
V
=
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Unidade I
Onde:
Ci: concentração de um soluto (i) em mols;
ni: número de mols de um soluto (i);
V: volume da solução. 
Observação: como o volume de uma solução pode variar se houver alteração na temperatura ou 
pressão, a concentração molar de determinado soluto também irá mudar, pois depende do volume da 
solução em que está contido. Porém, a fração molar desse soluto continuará sendo a mesma. 
1.2.4 Concentração em massa
A concentração em massa (ℂ) permite determinar o quanto de massa, em gramas, um soluto tem 
numa solução. Isso é feito através da fórmula:
( )
( )
m g
 
V L
=
Onde:
C: concentração em gramas de um soluto por litro de determinada solução;
m: massa, ou seja, o peso em gramas do soluto presente na solução;
V: volume total da solução em litros (solução = solvente + soluto).
1.2.5 Molalidade
A molalidade (M) é também uma unidade de concentração que, para ser expressa, utiliza o número 
de mols do soluto. Ela relaciona o número de mols de um soluto por quilogramas de um solvente – aliás, 
é uma exceção, pois grande parte das unidades de concentração utiliza a massa ou volume da solução:
( )
número de mols do soluto
M 
massa Kg do solvente
=
1.2.6 Título
O título (T%) é também conhecido como porcentagem em massa, isso porque esta unidade de 
concentração determina o quanto por cento há de um determinado soluto em um determinado volume 
de solução. Podemos calcular o título pela seguinte fórmula:
( )
( )
massa g do soluto
T% x1 00
volume L da solução
=
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1.2.7 Composição percentual
1.2.7.1 Peso/Peso
A unidade de concentração Peso/Peso (p/p%), comumente usada, expressa o quanto por cento existe 
em gramas de um soluto num determinado peso em gramas de uma solução, através da seguinte relação:
( )
( )
massa soluto gramas
p / p% x100
massa solução gramas
=
Por exemplo, se quisermos preparar 270 gramas de uma solução de NaCl 8% (p/p), devemos começar 
pelo seguinte raciocínio: 
1 – Pela regra de três, vamos calcular quanto em massa correspondem a 8% da solução (que será a 
participação do soluto – NaCl):
100% da solução → 270 gramas
8% da solução → x gramas ⇒ x = 21,6 gramas
Agora sabemos quea solução será composta de 21,6 gramas de NaCl (soluto) e precisamos saber 
o quanto deverá haver de água (solvente) para totalizar 270 g de solução. Para isso, simplesmente 
subtraímos o valor do soluto do valor total da solução:
270 g – 21,6 g = 248,4 gramas de água (solvente) 
Lembrando que sempre podemos pesar líquidos numa balança e obter a massa em gramas. Para 
transformar em litros, podemos usar a equação da densidade 
( )
( )
m g 
d 
V mL
 
=    . Porém, como sabemos 
que a densidade da água é igual a 1 (dH2O = 1), podemos usar também 248,4 mL de água para produzir 
essa solução.
1.2.7.2 Peso/Volume
A concentração na unidade Peso/Volume (p/v%) é expressa pela relação entre a massa em gramas de 
um soluto com um determinado volume, em mililitros, de solução:
( )
( )
massa g do soluto
p / v% x100
volume mL da solução
=
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Unidade I
1.2.7.3 Volume/Volume
Na unidade Volume/Volume (v/v%) o soluto e a solução são expressos em mililitros e relacionados 
da seguinte forma:
( )
( )
volume mL do soluto
v / v% x100
volume mL da solução
=
Soluções que contêm álcool etílico (etanol) normalmente são expressas em v/v%, e, no momento 
de prepará-las, devemos lembrar que não é possível simplesmente separar a parte em água e álcool 
e misturar, pois, como as moléculas do álcool são bastante polares, serão atraídas pelas da água e 
“entrarão” no meio delas, ocupando os espaços vazios. Sendo assim, ao preparar uma solução em que a 
água é o solvente e o álcool é o soluto, devemos proceder como no exemplo a seguir:
Exemplo: prepare uma solução de 300 ml (v/v%) com 50% de álcool.
1 – Devemos relembrar o que foi dito anteriormente sobre a polaridade do álcool para não cometermos 
o erro de simplesmente pegar 150 mL de álcool e misturar com 150 mL de água, pois isso não resultaria 
numa quantidade exata de 300 mL de solução.
2 – Para fazer a solução na quantidade correta em que foi pedida, devemos adicionar 150 mL de 
álcool num frasco e então completar o volume com água até os 300 mL. 
3 – Feito isso, é preciso conferir novamente o menisco e ver se é necessário completar com mais um 
pouco de água para novamente atingir os 300 mL.
 
Por que quando misturamos álcool (etanol) com água o volume final é menor do que 
o esperado? Faça este experimento na sua casa: coloque 100 ml de álcool num recipiente 
graduado e, então, adicione também 100 ml de água. Misture os dois líquidos (delicadamente 
para não derramar). Ao observar o volume final, você verá que não serão 200 ml, mas sim 
algum valor menor! Esse fenômeno acontece porque as moléculas do álcool e da água 
possuem átomos de hidrogênio e oxigênio ligados que, ao se colidirem, formarão pontes 
de hidrogênio. Entre as moléculas de água há espaços vazios e, ao se ligarem, as moléculas 
de etanol ocupam esses espaços, diminuindo a distância entre as moléculas das duas 
substâncias e, assim, diminuindo o volume final da solução água + álcool.
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Átomo 
oxigênio
Átomo 
hidrogênio
Ponte de 
hidrogênio
Espaço entre as 
moléculas de água
Figura 8 – Moléculas de água ligadas pelas pontes de hidrogênio
1.2.7.4 Partes por milhão
Na unidade partes por milhão (ppm) é possível determinar concentrações de solutos extremamente 
pequenos através desta unidade. Uma aplicação muito comum e rotineira do ppm ocorre na medição de 
poluentes do ar atmosférico e é também muito usada para medir contaminação em água.
A relação nesta unidade calcula quantas partes do soluto há em 1 milhão (106) de partes da solução. 
Devemos entender que numa quantidade gigantesca de solvente os solutos, quando em pequeninas 
quantidades, podem parecer inofensivos, porém, isto não é verdade, alguns podem causar graves danos 
à saúde. Temos alguns exemplos como o do metal mercúrio (Hg), que contamina águas de rios e mares 
e, quando em excesso, deposita-se no corpo humano, causando danos irreversíveis no sistema nervoso.
Também existem as unidades de concentração partes por bilhão (ppb) e partes por trilhão (ppt).
1 parte de soluto
1 ppm
1 milhão partes da solução
1 parte de soluto 1 parte de soluto
1 ppb e 1 ppt
1 bilhão partes da solução 1 trilhão partes da solução
=
= =
 Observação
A unidade ppm (partes por milhão) é muito utilizada para demonstrar 
a quantidade de flúor presente em pastas de dente. Esses valores são de 
extrema importância, principalmente nos cremes dentais de uso infantil, 
pois o excesso de flúor na infância pode causar danos aos dentes (doença 
denominada fluorose, caracterizada por diversas manchas brancas nos 
dentes), enquanto a falta desse elemento poderá afetar severamente a 
dentição, pois ele é imprescindível na prevenção das cáries. Portanto, a 
quantidade de flúor deve ser controlada para que seja seguramente usado 
e tenha sua eficácia garantida. 
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Unidade I
Figura 9 – Rótulo de creme dental demonstrando a quantidade de flúor presente na forma do sal fluoreto de sódio
1.3 Soluções coloidais
Como já vimos anteriormente, as soluções são homogêneas, isto é, o soluto se dissolve no solvente 
e se agrega a ele. Isso, em parte, se deve ao tamanho das partículas do soluto, que nesse caso devem ter 
aproximadamente 1 nanômetro (1 nm = 1x10-9 metros). Quando o soluto possui partículas maiores que 
1.000 nm, elas terão a tendência de se depositar no fundo (precipitar) do recipiente em que estão, e esse 
sistema se chamará suspensão. São exemplos disso as misturas, em geral líquidas, que avisam no rótulo 
“agite antes de usar”, o que deve ser feito para que você use a substância na concentração correta e, 
assim, não ocorram alterações no sabor e na textura e nem mesmo atividade farmacológica, como é o 
caso, dos sucos industrializados e de muitos antibióticos líquidos.
Porém, temos também substâncias que possuem solutos com partículas de tamanho entre 1 e 1000 
nm que não se encaixam nas características de solução nem de suspensão: são os chamados coloides.
A denominação coloide pode se referir apenas à partícula coloidal ou ao sistema coloidal como 
um todo. Esse sistema disperso nada mais é do que partículas pequenas de um material dispersas em 
outro e que, diferentemente da suspensão, não precipitam pela ação da gravidade. Consistem em um 
soluto, que aqui recebe o nome de partículas coloidais ou fase dispersa, o qual é disperso num solvente, 
que pode ser chamado de meio coloidal, meio disperso ou fase contínua. O meio de dispersão pode ser 
sólido, líquido ou gasoso.
Tabela 2 – Relação entre o tamanho da partícula e o tipo de composto formado
Composto Tamanho das partículas Características
Solução verdadeira Inferior a 1 nm Não há separação entre soluto e solvente.
Coloide Entre 1 nm e 1000 nm Ocorre separação das partículas pelos processos de ultracentrifugação ou ultrafiltração.
Suspensão Superior a 1000 nm As partículas sedimentam espontaneamente ou podem, também, serem separadas por filtração.
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Para diferenciar soluções coloidais de soluções verdadeiras, existem poucos métodos. O mais 
comum é chamado de efeito Tyndall, no qual o líquido deve ser iluminado com um facho de luz; 
se for um coloide, o facho de luz será refletido no líquido devido ao maior tamanho das partículas 
de soluto. Nas soluções verdadeiras com soluto muito pequeno, não é possívelver a luz refletida. 
As pequenas partículas de um coloide geralmente possuem 500 nm, mas também podem ser 
nanopartículas de 100 nm que irão atravessar um papel de filtro, porém, refletirão a luz e, assim, 
serão diferenciadas de uma solução.
A figura a seguir demonstra o efeito Tyndall em dois tipos de líquidos diferentes. A luz da lanterna 
atravessa o líquido amarelo; portanto, o copo contém uma solução verdadeira (não coloidal). Em 
contrapartida, o líquido vermelho reflete a luz; isso significa a presença de partículas maiores de soluto, 
o que caracteriza um coloide.
Figura 10 – Demonstração do efeito Tyndall 
1.3.1 Tipos de soluções coloidais
1.3.1.1 Sol
São coloides formados quando há a dispersão de um sólido num meio líquido. Temos como exemplo 
as colas e tintas. Há também o sol sólido, em que um composto sólido está disperso num dispersante 
também sólido. Temos como exemplos a maioria das pedras preciosas e os vidros.
1.3.1.2 Aerossol
Neste tipo de solução coloidal, o meio de dispersão é um gás. Temos como exemplos:
• fumaça (partículas líquidas ou sólidas dispersas num gás/ar);
• desodorantes spray (partículas líquidas num gás comprimido);
• neblina (líquido disperso num gás). Numa estrada é possível visualizar as partículas líquidas através 
da luz dos faróis acesos de um carro ao iluminar a neblina (efeito Tyndall).
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Figura 11 – Aerossol formado por um desodorante spray, no qual há partículas líquidas dispersas num gás comprimido
1.3.1.3 Espuma
Neste sistema coloidal, um meio líquido ou sólido serve de dispersão para bolhas de gás. Um delicioso 
exemplo é o marshmallow, no qual há coloides de gás dispersos num sólido. Outro exemplo são as 
espumas em geral, em que coloides de gás dispersam-se em líquidos e sólidos.
Neste caso, há uma particularidade: geralmente, as bolhas desses coloides são maiores que 1000 nm, 
porém, a distância que existe entre uma e outra é bem pequena (< 1000 nm); por esse fato, as espumas 
são consideradas sistemas coloidais.
Figura 12 – A clara em neve é um exemplo de sistema coloidal do tipo espuma. Nesses compostos, 
partículas de gás ficam dispersas em sólidos ou líquidos
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1.3.1.4 Gel
Sistema coloidal que consiste, geralmente, em água retida num sólido, que no caso é uma rede 
cristalina tridimensional. Essa rede é composta de minúsculos cristais inorgânicos que se mantêm 
unidos por forças de Van der Waals; assim, a água, após ser absorvida, é envolvida por esses cristais, 
ficando presa dentro de um sistema formado por moléculas poliméricas de cadeia longa. Temos como 
exemplos vários géis que são muito usados na indústria de cosméticos, medicamentos para diversos fins 
e, também, as coloridas gelatinas.
A B
Figura 13 – Gel para cabelo (A) e balas de gelatina (B). Exemplos do sistema coloidal gel
1.3.1.5 Emulsão
Neste caso, coloides com partículas líquidas ficam dispersos num meio também líquido. A maioria 
das emulsões líquidas é formada por água em óleo, na qual este último representa um líquido orgânico 
que não se mistura (é imiscível) com a água. São exemplos: leite, maionese, manteiga.
As emulsões podem ser classificadas em:
• Emulsão de óleo em água (O/A): nesse tipo de emulsão, a água é a fase contínua (meio de 
dispersão) e o óleo, as partículas coloidais, isto é, pequenas gotículas que ficam dispersas no meio 
coloidal (fase dispersa). Temos como exemplo o leite, que tem a água como meio de dispersão de 
pequenas gotículas de gordura, o que se torna possível pela ação emulsificante de uma proteína 
do leite denominada caseína. Também encontramos ampla gama de emulsões produzidas para 
fins cosméticos e terapêuticos.
• Emulsão de água em óleo (A/O): nela, partículas de água ficam dispersas num meio de dispersão 
oleoso. Um exemplo desse tipo de emulsão é a margarina. Muitas receitas culinárias pedem 
manteiga nos ingredientes, porém, inúmeras vezes ela é substituída pela margarina, o que pode 
fazer com que o prato não fique tão bom, pois a margarina é muito mais rica em água do que a 
manteiga e isso pode interferir em algumas combinações de alimento.
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Quadro 1 – Tipos de coloides e exemplos
Tipo de solução coloidal Partícula dispersa (soluto)
Meio de dispersão 
(solvente) Exemplos
Sol Sólida Líquido Tintas, pasta de dente
Aerossol Sólida ou líquida Gasoso Poeira, desodorante spray
Espuma Bolhas de gás Líquido ou sólido Chantilly, isopor
Gel Líquida Sólido Gelatinas, queijos
Emulsão Líquida Líquido Leite, maionese
 
A maionese é um molho no qual há a combinação de dois ingredientes que, normalmente, 
não se misturam: óleo e água. Por isso, é considerada uma emulsão. Ela é composta de óleo 
vegetal, ovos (que são metade água) e vinagre ou suco de limão. 
Primeiramente, é feita a mistura aquosa entre ovo e limão e, em seguida, deve-se ir 
adicionando o óleo aos poucos, misturando vigorosamente. Essa ação é muito importante 
para formar a emulsão, pois através dela o óleo é desmanchado em gotículas que se 
dispersam na fase aquosa. 
O agente estabilizante dessa emulsão é a lecitina, a qual está presente na gema do ovo.
 
Figura 14 – Maionese: exemplo muito comum de emulsão
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1.3.2 Classificação dos coloides
1.3.2.1 Coloides liofílicos
Os coloides liofílicos são substâncias que têm afinidade pelo solvente, e, sendo assim, sua dispersão 
no meio é espontânea. Caso o solvente seja a água, são denominados coloides hidrófilos.
Estas partículas coloidas se dispersam com mais facilidade, pois, geralmente, possuem uma certa 
semelhança química com o meio de dispersão (solvente). Por exemplo: ambas possuem em suas 
moléculas grupos hidroxila (-OH), o qual forma ligações entre os hidrogênios.
1.3.2.2 Coloides liofóbicos
Os sóis – coloides sólidos dispersos num meio líquido – que não têm a capacidade de se dispersar 
nesse meio espontaneamente são considerados liofóbicos, isto é, possuem aversão ao líquido ao qual 
serão misturados. Esses sistemas coloidais são instáveis termodinamicamente e, por isso, podem separar-
se em duas fases distintas, ocorrendo precipitação, que pode ser rápida ou bem lenta. Como exemplo 
de coloides liofóbicos temos os sóis de metais. Se esse sistema coloidal possuir água como solvente, 
receberá o nome de coloide hidrófobo.
1.4 Micelas
Num meio de dispersão aquoso, as moléculas de um soluto ou os íons de um agente surfactante 
podem se unir e formar aglomerados que recebem o nome de micelas. As micelas são grupos de 
moléculas que possuem o tamanho de uma partícula coloidal, na qual as “caudas” hidrofóbicas (parte 
da molécula que repele a água) das moléculas que formam a micela terão a tendência de se unir umas 
às outras, formando uma área dentro da micela totalmente repelente à água, enquanto as “cabeças” das 
moléculas, que são hidrofílicas (possuem afinidade pela água), formarão uma película que separará o 
meio interno da micela do meio externo, o qual é o meio de dispersão aquoso. Esse fenômeno permitirá, 
por exemplo, que partículas de óleo fiquem dispersas em água, pois mesmo sendo insolúveis nela, estão 
envoltas e protegidas por uma “película” que tem afinidade pelo meio aquoso. 
Para solubilizar a água em solventes apolares – que, pelo fato de a água ser polar, são totalmente 
hidrofóbicos –, formam-se as micelasreversas. Nesse caso, as cabeças polares das moléculas unem-se 
voltadas para o interior da micela, enquanto as caudas hidrofóbicas interagem com o meio externo e, 
assim, permitem a dispersão da água num solvente orgânico, pois levam a água retida no interior da micela.
 
Em geral, as moléculas de sabão formam micelas para remover a gordura e, assim, 
realizam uma limpeza mais eficiente quando comparada à água pura. Isso acontece 
porque, como sabemos, a água não se mistura com óleo ou gordura; então, para facilitar 
processos de limpeza, o sabão torna-se um grande aliado, pois forma micelas que 
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Unidade I
envolvem as partículas de gordura e, assim, conseguem dispersá-las na água e então 
removê-las mais facilmente. 
As micelas formadas nesse processo possuem a parte polar (ou hidrofílica) em sua 
parte externa, ou seja, na parte que fica em contato com a água, e, portanto, consegue 
caminhar livremente pelo solvente. Enquanto a parte interna da micela é apolar (lipofílica), 
e nesse local a gordura entrará por afinidade e ficará aprisionada, podendo então percorrer 
o solvente aquoso juntamente com a micela.
 
1.5 Preparo das soluções coloidais
Por serem coloides liofóbicos, isto é, não ter afinidade, e sim repulsão pelo solvente, que neste caso 
é a água, as emulsões necessitam de agentes que promovam a interação das partículas com o meio, 
os quais são denominados agentes emulsificantes. O emulsificante estabiliza a emulsão formando uma 
fina película que cobre superficialmente a interface de cada gotícula coloidal (partículas). Isso impede 
que elas se agreguem (coagulem) e assim as mantém dispersas no meio coloidal. 
Quando as partículas liofóbicas desses coloides adsorvem íons – por meio de uma corrente elétrica 
–, elas ficam “carregadas” e, com isso, ocorre uma natural repulsão entre cargas iguais que resultará 
numa não agregação dessas partículas e evitará a sua sedimentação, impedindo a separação entre as 
fases. Por causa disso, os coloides depois de prontos passam por um processo de purificação chamado 
eletrodiálise, no qual se retira grande parte destes íons.
Muitos coloides liofóbicos também podem ser produzidos por quebra mecânica de partículas maiores 
em pequenas, tornando-as partículas coloidais, que, por terem seu tamanho diminuído, conseguem 
dispersar-se mais facilmente no meio coloidal. Por exemplo, podemos preparar emulsões entre uma 
partícula líquida que possui aversão ao meio líquido onde deverá ser dispersa quebrando essas partículas 
através de vigorosa agitação e, depois, adicionando um agente emulsificante ou surfactante (substância 
somente ativa superficialmente) para estabilizar a emulsão. 
 
Qual a diferença entre adsorção e absorção? Apesar da semelhança entre as palavras, 
tratam-se de processos bem diferentes. 
Na adsorção ocorre a fixação, adesão de moléculas numa determinada substância que 
será denominada adsorvente. Um exemplo comum é o do carvão, um excelente adsorvente 
de moléculas malcheirosas em nossa geladeira (basta colocar um pedaço dentro do 
refrigerador e este se tornará inodoro). Os filtros de carvão ativado também são utilizados 
nas estações de tratamento de água. Sua função é retirar os contaminantes, auxiliando no 
processo de purificação da água. 
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FÍSICO-QUÍMICA
Já a absorção trata de “trazer” moléculas para dentro, sugá-las, mas sem incorporá-las. 
Um clássico exemplo é o de uma esponja, que possui a capacidade de se encher de água, 
mas elimina facilmente essa água absorvida ao ser espremida. 
Figura 15 – Representação do fenômeno da adsorção sobre carvão. As bolinhas azuis representam o carvão ativado, 
e as bolinhas coloridas estão representando moléculas de gases hipotéticos que circulam numa geladeira
 Saiba mais
Recomendamos a seguinte leitura:
MORITA, T. Manual de soluções, reagentes e solventes. 2. ed. São Paulo: 
Blucher, 2007.
1.6 Propriedades coligativas
São as propriedades das soluções que possuem relação entre si. O termo coligativa vem da palavra 
em latim colligatus, que significa “unidos”.
A adição de um ou mais solutos num solvente interfere diretamente nessas propriedades, pois 
quando um solvente puro recebe outra substância (soluto), sua fração molar é diminuída e, com isso, o 
potencial químico desse solvente também é reduzido, o que causa alterações nas quatro propriedades 
coligativas de uma solução. São elas:
• diminuição da pressão de vapor;
• aumento do ponto de ebulição normal;
• diminuição do ponto de congelamento normal;
• aumento da pressão osmótica.
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Unidade I
Propriedades coligativas
Pressão osmótica:
passagem do solvente de um 
ambiente menos concentrado 
para um mais concentrado
Tonoscopia:
diminuição da pressão de vapor 
do solvente
Ebulioscopia:
aumento da temperatura de 
ebulição do solvente
Crioscopia:
diminuição da temperatura de 
congelamento do solvente
Figura 16 – Propriedades coligativas 
1.6.1 Diminuição da pressão de vapor (abaixamento tonoscópico)
Propriedade que ocorre em um líquido que está fechado num frasco, mas que pode evaporar. Quando 
essa evaporação acontece, moléculas de gás vão para a superfície do líquido, pois querem escapar dali. 
Assim, exercem a denominada pressão de vapor. 
Ao adicionarmos um soluto num líquido passível de evaporação, a solução formada terá uma pressão 
de vapor diminuída quando comparada ao líquido sem o soluto. Isso pode ocorrer por algumas causas, 
como uma atração entre íons do solvente e do soluto – o que dificultaria a evaporação das moléculas 
do solvente. A evaporação também pode ser diminuída pela presença de partículas do soluto em toda 
a superfície da solução, o que dificultaria a passagem das moléculas gasosas. Sendo assim, é possível 
estabelecer que quanto maior for o número de mols (concentração) do soluto não volátil que está na 
solução, maior será a diminuição da pressão máxima de vapor.
Segue a fórmula para calcular a diminuição da pressão de vapor (tonoscopia) de um sistema:
2P P P∆ = −
Onde:
P = pressão de vapor da solução;
P2 = pressão de vapor do solvente.
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Vapor do 
solvente
Solvente puro 
(ex.: água)
Vapor do 
solvente
Solução 
(ex.: água + glicose)
p p’
Figura 17 – Representação da diminuição da pressão de vapor causada pela adição de um soluto (glicose)
 Observação
A palavra volátil é sinônimo de evaporação, que é a passagem de uma 
substância que está no estado líquido para o estado gasoso. Portanto, 
uma substância volátil possui a capacidade de evaporar, ou seja, tornar-se 
gasosa espontaneamente.
As moléculas que vão se tornando gasosas começam a exercer uma determinada pressão, chamada 
de pressão de vapor, e esta indica o quanto do líquido ou solução já se tornou gás. 
A figura a seguir nos mostra um gráfico que compara o álcool (etanol) e a água e como a elevação da 
temperatura influencia na evaporação de suas moléculas. Neste caso, como as substâncias são submetidas 
ao aquecimento, elas entraram em ebulição. Ao observarmos o gráfico, podemos constatar que as duas 
substâncias, que estão puras, ou seja, sem adição de soluto, conseguem atingir o ponto máximo de 760 
mmHg de pressão de vapor. Porém, o álcool atinge essa pressão quando alcança a temperatura de 78,3 ºC; 
já a água precisa atingir 100 ºC para alcançar o pico máximode pressão de vapor. Esses dados nos fazem 
concluir que o álcool entra em estado de ebulição mais rapidamente do que a água. 
20 ºC
20 ºC
Etanol
44mmHg
17,5mmHg
Vapor d’àgua
Água
Manômetro
Manômetro
Vapor de 
etanol
Figura 18 – Relação entre temperatura e pressão de vapor
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Unidade I
 Observação
O álcool (etanol), por ser uma substância inflamável, nunca deverá 
ser aquecido no fogo ou sobre a chama do bico de Bunsen. Quando 
for necessário aquecer uma substância inflamável – ou seja, que pega 
fogo –, devemos usar uma placa de aquecimento. Há muito modelos 
dessa placa, mas basicamente todas são elétricas e produzem calor 
numa chapa metálica ou de cerâmica, na qual o líquido a ser aquecido 
é colocado (o composto deverá estar dentro de um recipiente de vidro).
Figura 19 – Placa de aquecimento utilizada em laboratórios
1.6.2 Aumento do ponto de ebulição (elevação ebulioscópica)
O ponto de ebulição de um líquido é aquela temperatura em que o líquido começa a ferver. Temos 
um exemplo bem comum de como a adição de um soluto interfere no ponto de ebulição. Você pode 
inclusive testar na sua casa: coloque água para ferver. Ela precisará de 100 ºC para atingir o ponto de 
ebulição. Meça o tempo até a água começar a borbulhar. Depois, coloque novamente água para ferver, 
adicione uma colher de sal de cozinha (soluto) e também meça o tempo que levará até começar ferver. 
Provavelmente a água com sal vai demorar mais tempo para ferver, pois a adição do soluto provocou 
um aumento no ponto de ebulição, isto é, será necessária uma temperatura maior que 100 ºC para a 
água com sal ferver.
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água água + glicose
te0
te1∆te
Figura 20 – Aumento da temperatura de ebulição da água (> 100 °C) causada pela adição de um soluto (glicose) 
1.6.3 Diminuição do ponto de congelamento (abaixamento crioscópico)
O ponto de congelamento de uma substância é a temperatura em que o líquido se torna sólido, 
por congelamento. A adição de soluto(s) num líquido puro fará com que o ponto de congelamento 
desse líquido diminua, ou seja, se tomarmos como exemplo a água, ela se tornará sólida a 0 ºC; porém, 
se adicionarmos sal nessa água, dependendo da quantidade de NaCl, podemos diminuir o ponto de 
congelamento dessa solução salina para até -20 ºC. Em países que são afetados pelo excesso de neve, 
é comum jogar grandes quantidades de sal no gelo para que este derreta mais rapidamente e diminua 
os transtornos causados pelo inverno rigoroso nas grandes cidades. Isso é possível porque a adição do 
soluto fará com que a temperatura para manter a água congelada seja menor do que a temperatura 
climática, e, assim, o gelo se torna água.
A crioscopia também nos explica porque os oceanos não congelam nos polos da Terra. Isso acontece 
porque a água do mar tem diversos solutos (os oceanos são imensas soluções), o que torna seu ponto 
de congelamento bem menor do que 0 ºC. O gelo, então, é formado pela água mais pura, que fica na 
superfície do mar devido ao fenômeno de evaporação, em que apenas moléculas de água estão presentes.
Figura 21 – Camadas de gelo sobre o oceano polar
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Unidade I
Pela fórmula a seguir é possível calcular a diminuição do ponto de congelamento num determinado 
líquido a partir da adição de um soluto:
Tf=Kf.M∆
Onde:
∆TF: quanto o ponto de congelamento irá diminuir;
Kf: constante de diminuição do ponto de congelamento (Kf = 1,86 ºC Kg/mol para água);
M: molalidade das partículas.
água água + glicose
tc0
tc1
∆tc
Figura 22 – Diminuição do ponto de congelamento da água (< 0 °C) ocasionado pela adição de soluto (glicose)
1.6.4 Aumento da pressão osmótica (elevação osmoscópica)
Para entendermos o que é a pressão osmótica, vamos imaginar a seguinte situação: dois líquidos na 
mesma quantidade separados por uma fina membrana por onde somente o solvente consegue passar 
(as partículas do soluto são maiores que os poros da membrana e, por isso, não conseguem atravessá-
la). Um dos líquidos será água pura e o outro, uma solução salina concentrada (H2O + NaCl). Após 
ficarem algum tempo lado a lado, a solução salina terá aumentado seu volume, pois, por ser mais 
concentrada, “puxa” o solvente de uma solução menos concentrada (no caso água pura), isto é, os 
solventes sempre fluem, através de membranas, do líquido puro (ou da solução mais diluída) para a 
solução mais concentrada. Esse processo de passagem de um solvente do meio mais diluído para o mais 
concentrado é chamado de osmose (que em grego significa “empurrão”). Quanto maior for a quantidade 
de soluto numa determinada solução, mais força ela terá para exercer a osmose, e para impedir essa 
entrada de solutos será necessária uma pressão osmótica maior, ou seja, essa pressão é necessária para 
impedir a osmose e manter o equilíbrio de uma solução. 
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FÍSICO-QUÍMICA
Caso a pressão osmótica exercida em uma solução seja maior que a osmose, irá ocorrer a chamada 
osmose reversa, isto é, a água será forçada a atravessar a membrana no caminho inverso, passando do 
lado mais concentrado (com maior quantidade de solutos) para o mais diluído. Este é um dos processos 
de purificação da água.
A pressão osmótica é muito importante para o nosso organismo, que, por ser constituído na 
maior parte por água, precisa manter suas soluções fisiológicas equilibradas e na concentração 
adequada. Temos como exemplo a célula sanguínea humana (hemácia), as quais estão rodeadas 
por líquido intersticial. Quando a pressão osmótica é a mesma dentro e fora da célula, a água entra 
e sai nas quantidades corretas, sem diferenças bruscas e sem causar danos na célula, mantendo 
uma pressão denominada isotônica. Caso esse fluido intersticial se torne mais concentrado que a 
célula (meio hipertônico), ele promoverá a osmose, fazendo com que a célula perca água para o 
meio e desidrate (plasmólise). Por outro lado, se o fluido se tornar menos concentrado que a célula 
(meio hipotônico), ela irá “puxar” água em excesso e romperá (hemólise). Isso nos chama atenção 
ao cuidado que deve haver no preparo de soluções intravenosas, pois como entram diretamente 
na corrente sanguínea, se não estiverem em concentração isotônica podem causar graves danos à 
saúde do paciente.
 Observação
Pipetas são instrumentos de vários tipos e tamanhos utilizados para 
medir volume e que possuem extrema precisão, mas, para isso, devem ser 
seguidas algumas regras para usá-las corretamente:
• Sempre pipetar com dispositivos adequados (pera de borracha), 
nunca com a boca.
• Usar pipetas intactas, sem pontas quebradas.
• Limpar e secar as pipetas antes de qualquer uso.
• Utilizar uma pipeta com capacidade de volume o mais próximo 
possível ao volume a ser medido.
• Utilizar sempre a pipeta na posição vertical.
• Posicionar os olhos na altura do menisco para evitar erro de leitura 
do volume (evitar paralaxe, que é leitura errada do valor por causa do 
ângulo inadequado na posição dos olhos)
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Unidade I
Figura 23 – Pipeta de vidro graduada e pera 
2 TERMOQUÍMICA
2.1 Energia interna de um sistema
A termodinâmica é um ramo da Química que tem como principal foco de estudo as leis e relações 
entre calor e outrasfontes de energia. Um dos tópicos dessa seção é a chamada termoquímica, a qual 
estuda as trocas de calor ou energia que acontecem nas reações químicas.
O que é calor? Quando lemos essa palavra, pensamos em algo quente, mas de onde vem isso? Vem 
da energia que está armazenada em um corpo e que foi produzida pelo movimento de suas moléculas. 
Essa energia fica em determinado corpo até que seja transferida para outro e, assim, o calor pode ser 
mensurado ou sentido. Por exemplo: quando colocamos nossa mão em uma panela quente e sentimos 
queimar a pele, isso acontece porque o calor armazenado no alumínio da panela é maior que o calor que 
está nas nossas mãos, por isso essa energia é transferida para nosso corpo e, assim, podemos sentir – às 
vezes bem dolorosamente!
Portanto, o calor é a energia que é transferida de corpos (ou compostos) mais quentes para corpos 
mais frios, quando estes entram em contato. A unidade de calor é o joule (J), o qual pode ser medido 
através de calorímetros. 
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FÍSICO-QUÍMICA
Observe a figura a seguir:
Termômetro
Água
Agitador
Condutores 
de ignição
Isolamento 
externo
Vaso 
de aço
Bomba 
de aço
Cápsula
da amostra
Figura 24 – Esquema simplificado de um calorímetro
 Observação
Há vários tipos de calorímetro. A função básica desse aparelho é isolar 
dois corpos ou substâncias do meio externo para impedir a troca de calor 
com este e, assim, mensurar a temperatura resultante da troca de calor 
entre dois compostos que estavam em diferentes temperaturas.
Para que uma reação química ocorra, são necessários componentes fundamentais que, juntamente 
com a reação, farão parte de um sistema, isto é, farão parte desse sistema os reagentes, os produtos, o 
recipiente ou reator onde ocorre a reação e as quantidades de calor e pressão fundamentais para que 
ela aconteça. Além disso, toda reação química libera ou absorve calor, e essa energia pode ser “medida” 
através de métodos de calorimetria. 
Vejamos a equação:
q = ∆U + t
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Unidade I
Onde:
q: é a energia trocada com o meio externo na forma de calor;
∆U: é a variação de energia interna do sistema;
t: é a energia trocada com o meio exterior na forma de trabalho.
Diferentes fontes de energia, como a eletrônica, cinética e nuclear, fazem parte da energia interna de 
um sistema, porém, não é possível mensurar totalmente essa energia interna porque é impossível medir 
os diversos tipos de energia, mas todo sistema possui uma certa energia interna (U) que pode ser medida.
Tabela 3 – Relação entre energia e sistema
q > 0
sistema absorve calor
∆U > 0
energia interna aumenta
t > 0
ocorre expansão
q < 0
sistema libera calor
∆U < 0
energia interna diminui
t < 0
ocorre compressão
q = 0
sistema adiabático
∆U = 0
energia interna constante
(isotérmica)
t = 0
isocórica
Quando fornecemos calor (q) ou, em contrapartida, retiramos calor de um sistema, essa ação terá 
como resultado a realização de um trabalho (t) e, como consequência, a variação, ou seja, mudança 
de energia interna nesse sistema (∆U), a qual se manifesta através de trabalho e/ou calor. Assim, 
podemos observar que a energia em forma de calor se conservou, ou seja, não se perdeu, e sim se 
transformou (Primeira Lei da Termodinâmica, que diz respeito ao princípio da conservação de energia).
 Observação
Podemos observar a afirmação que acabamos de fazer realizando um 
simples experimento caseiro. Coloque água para ferver em uma panela 
tampada. Cuidado! Quando começar a ferver, é possível ver a tampa se mexer; 
se forçada para sair, e quanto mais forte a água borbulhar, com mais força a 
tampa baterá, fazendo até barulho. Isso acontece porque o calor que a água 
recebeu aumentou a temperatura dela, variando a energia interna e, assim, 
produzindo trabalho (transformação em outro tipo de energia). 
∆U
Calor fornecido (q)
Trabalho (t) ou calor
Sistema
Figura 25 – Variação da energia interna de um sistema
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FÍSICO-QUÍMICA
Quando o sistema é isolado, isto é, não permite a entrada nem a saída de energia, sua 
energia total interna (U) não muda. Porém, essa energia constante não impede que haja reações 
e misturas dentro do sistema. Não possuir variações na energia interna não torna o sistema 
obrigatoriamente estático. A afirmação anterior se refere à Primeira Lei da Termodinâmica: 
quando um sistema estiver isolado, sua energia interna total permanecerá constante. Segue sua 
representação matemática:
∆U = 0
Se o isolamento de um sistema tiver a capacidade de impedir a entrada ou saída de calor (q), ele será 
denominado sistema adiabático e terá a equação:
q = 0
2.2 Entalpia
A quantidade de energia em uma determinada reação química e, também, a energia interna que 
cada substância possui recebem o nome de entalpia (H). 
Quando se realiza uma reação química, ocorre paralelamente o fenômeno da transformação química, 
isto é, os componentes do sistema estão também se modificando. A variação da energia interna ou da 
entalpia que ocorre junto com essa modificação pode ser relacionada pela seguinte fórmula:
∆rH = Hf - Hi ou ∆rH = Hprodutos - Hreagentes 
Onde:
∆rH: variação de entalpia da reação;
Hf / Hprodutos: entalpia dos produtos ou final;
Hi / Hreagentes: entalpia dos reagentes ou inicial.
Reações ou processos químicos que liberam calor são chamados de exotérmicos. Neste 
caso, a entalpia do sistema diminui; sendo assim, se a pressão no sistema for constante, a 
variação de entalpia será menor que zero (∆H<0), ou seja, negativa. Inversamente, se a reação 
química absorver calor, ocorrerá aumento da entalpia e, sendo a pressão constante, a variação 
de entalpia será maior que zero (∆H>0). Observe a seguir a comparação gráfica entre uma 
reação exotérmica e endotérmica:
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Unidade I
Energia 
liberada pela 
reação Produtos
Reagentes
Reação 
exotérmica
En
er
gi
a
Figura 26 – Reação exotérmica
Energia 
absorvida 
pela reação
Produtos
Reagentes
Reação 
endotérmica
En
er
gi
a
Figura 27 – Reação endotérmica
2.3 Variações de entalpia-padrão (∆H∅)
Neste caso, ocorre variação na entalpia de substâncias e reações que se encontram em condições 
consideradas padrão, ou seja, o processo mantém o estado padrão do início ao fim. O estado-padrão 
de um elemento ou substância é a condição em que ele se encontra quando está na sua forma pura 
e sobre a pressão de 1 atm (quando é um elemento alotrópico, isto é, quando forma mais de um 
tipo de substância simples, este deve ser especificado). Mesmo não havendo uma temperatura padrão 
específica, a grande maioria dos químicos usa como padrão a temperatura de 25 °C.
Assim, a variação da entalpia-padrão numa reação, ou num processo químico, será a 
diferença entre as entalpias dos produtos e dos reagentes, todos em seus estados-padrão e numa 
determinada temperatura.
Exemplo: 
Variação da entalpia-padrão de vaporização (∆vapHø)
Neste caso, é mensurada a variação de energia por mol que ocorre quando uma substância líquida 
pura (H2O), na pressão de 1 atm, evapora, isto é, transforma-se em gás, também sob pressão de1 atm.
( ) ( ) 12 2H O l H O g onde vapH 40,66kJmol−→ ∆ ∅ =
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