Aula_12_-_Soluções_parte_1_-_FUVEST_2024_enemconcursosgaucheallfree

Prévia do material em texto

ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FUVEST 
Prof. Guilherme Alves 
Aula 12 - Soluções (parte 1) 
vestibulares.estrategia.com 
EXTENSIVO 
2024 
Exasi
u 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 2 
 
SUMÁRIO 
INTRODUÇÃO 3 
1. DISPERSÕES 4 
2. COMO SÃO FORMADAS AS SOLUÇÕES 9 
CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES 12 
COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE 17 
CURVAS DE SOLUBILIDADE 19 
COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE - ASPECTOS QUANTITATIVOS 21 
PRESSÃO X SOLUBILIDADE 31 
3. CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES 33 
CONCENTRAÇÃO COMUM (C) 34 
CONCENTRAÇÃO MOLAR OU CONCENTRAÇÃO EM MOL POR LITRO 38 
Título 46 
Fração Molar 49 
Concentração Molal ou Molalidade (W) 49 
 
 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 3 
INTRODUÇÃO 
Olá, tudo bem? 
Estamos em um universo repleto de misturas. O sangue que corre em nossas veias, por exemplo, 
é uma mistura de plasma, hemácias, leucócitos e plaquetas. No café da manhã, o leite que você bebe é 
formado por água, várias partículas de gordura e proteína. Se na sua casa a mesa for de granito, ali 
também há uma mistura de quatro minerais. Até o ar que respiramos é uma mistura de gases! 
O assunto desta aula está intimamente ligado às misturas. Vamos estudar as soluções verdadeiras, 
coloides e as suspensões (misturas heterogêneas). Ao final dessa aula, você será capaz de distinguir uma 
da outra e verá como elas fazem parte do nosso dia a dia. 
Sem mais demora, vamos iniciar nosso conteúdo de hoje. 
Desejo a você uma boa aula e, claro, jamais deixe de me procurar quando precisar!! 
 
Bons estudos! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Grande abraço! 
Professor Guilherme Alves 
 
 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 4 
1. DISPERSÕES 
Observe as duas imagens abaixo. À esquerda, temos uma mistura homogênea, aquela formada 
por uma única fase, composta de água e vários sais minerais dissolvidos. Já do lado direito, temos um 
copo com uma água turva com aspecto meio barrento. Temos, nesse caso, uma mistura heterogênea, 
pois percebemos a presença de mais de uma fase: a fase aquosa e uma fase sólida formada por partículas 
suspensas e uma parte do material sólido já se encontra no fundo. 
 
 
 Fontes123 
Sabemos que os sais minerais são compostos iônicos sólidos da mesma forma que as sujidades 
presentes no copo da direita também são sólidas. Por isso, há algo em comum entre elas e, por isso, 
ambas misturas acima recebem o nome de dispersão. 
Dispersão é um sistema composto por um disperso e um dispersante (ou dispergente). A 
substância que está, em geral, em menor quantidade e que se encontra ao longo de uma outra 
substância é chamada disperso. Por outro lado, a substância, na qual o disperso se encontra, é 
chamada dispersante. Podemos generalizar e dizer que toda mistura é uma dispersão. 
Aplicando esses conceitos aos exemplos acima, temos que, no primeiro caso, os sais minerais são 
os dispersos e a água é o dispersante. Já no segundo caso, o material particulado marrom é o disperso 
 
1 https://www.pngwing.com/pt/free-png-dxxtd 
2 https://rehagro.com.br/blog/como-melhorar-a-qualidade-do-leite-nas-fazendas/ 
3 https://i0.wp.com/avozdacidade.com/wp/wp-content/uploads/2018/02/3-Fabio-Guimasl_39-2.jpg?fit=5184%2C3456&ssl=1 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 5 
e a água é o dispersante. Veremos mais adiante que dispersão pode se formar também no estado sólido 
e gasoso. 
Tranquilo até aqui? Beleza! Já vimos o que torna o conteúdo dos dois copos acima em dispersão. 
No entanto, olhando para ambos os copos, notamos que há muita diferença entre o seu conteúdo. Por 
isso, é intuitivo pensar que as dispersões são subdivididas e, de fato, são. As dispersões podem ser 
soluções (também chamadas de soluções verdadeiras), dispersões coloidais e suspensões, as quais se 
diferenciam principalmente pelos tamanhos das partículas dispersas no sistema. Observe: 
 
Se deixarmos uma suspensão em repouso, suas partículas (disperso), que são relativamente grandes, 
irão decantar (sedimentar) para o fundo do recipiente, como mostrado a seguir. 
 
Decantação do lodo em uma ETE (Fonte: www.naturaltec.com.br) 
Há casos também em que as partículas sólidas flutuarão, se sua densidade for menor que a do 
dispersante, como acontece no processo de floculação/flotação. (Conteúdo estudado na Aula Zero, 
qualquer dúvida, volta lá rapidão!) 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 6 
 
No outro extremo, se deixarmos uma solução em repouso, suas partículas são tão pequenininhas 
que nunca vão decantar. Vale lembrar que essas partículas são tão pequenas que é impossível enxergá-
las, mesmo usando um ultramicroscópio. Com isso, começamos a entender as diferenças práticas entre 
os três tipos de dispersão. 
 
Coloides 
Quando finas partículas de argila estão dispersas na água, eventualmente, elas precipitam para 
devido à ação da gravidade. As partículas de argila dispersas são muito maiores que as moléculas e 
consistem em milhares ou mesmo milhões de átomos. Enquanto isso, as partículas dispersas em 
solução (os solutos) têm tamanho molecular. Entre esses dois extremos, estão dispersas partículas 
maiores que a molécula, mas não tão grandes a ponto de os componentes da mistura se separarem 
sob a influência da gravidade. 
Essas dispersões ou suspensões intermediárias são chamadas de dispersões coloidais (ou 
simplesmente coloides). Coloides são a linha divisória entre soluções e misturas heterogêneas. 
Assim como as soluções, os coloides podem ser gasosos, líquidos ou sólidos. 
 
 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 7 
 
 
O tamanho das partículas dispersas é usado para classificar uma mistura como coloide. As 
partículas coloidais variam em diâmetro de 10 a 2.000 Å (2.000·10-10 m). As partículas de soluto (em 
solução) são menores. As partículas coloidais podem conter muitos átomos, íons ou moléculas. Por 
exemplo, a molécula de hemoglobina que transporta oxigênio no sangue tem um tamanho 
molecular de 65 Å x 55 Å x 50 Å e uma massa molecular de 6500 u. 
Embora as partículas coloidais possam ser tão pequenas que o espalhamento pareça uniforme 
mesmo sob um microscópio, elas são grandes o suficiente para efetivamente desviar a luz. Portanto, 
a maioria dos coloides é opaca ou turva, a menos que seja muito diluída (O leite homogeneizado é 
um coloide). Além disso, por desviar a luz, um feixe de luminoso pode ser visto passando por uma 
suspensão coloidal, como mostra a figura abaixo4. 
 
 
O caminho do feixe de luz através da suspensão coloidal é visto porque a luz é desviada pelas partículas coloidais. A luz não é desviada pelas 
moléculas individuais de soluto na solução. 
 
A deflexão da luz por partículas coloidais, conhecida como Efeito Tyndall, torna possível ver feixes 
de luz emitidos por carros em uma estrada enevoada ou empoeirada, ou luz solar intensa, através 
das árvores da floresta. Nem todos os comprimentos de onda são deslocados na mesma medida. 
Como resultado, sempre que o Sol está próximo do horizonte e o ar contém poeira, fumaça ou 
outras partículas coloidais, vemos a atmosfera no horizonte parecer vermelha. 
 
4 Efeito Tyndall. Fonte: www.shutterstock.com/pt/image-vector/tyndall-effect-light-scattering-by-particles-1991919845 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 8 
 
Efeito Tyndall - dispersão daluz nas nuvens5 
 
Como nosso foco principal aqui são as soluções, veja no quadro a seguir as principais diferenças 
entre solução, sistemas coloidais e suspensão (mistura heterogênea). 
Tipo de dispersão Soluções verdadeiras Dispersões coloidais Suspensões 
Exemplos 
Ácidos, bases e sais 
dissolvidos em água 
Tintas, geleias, 
gelatinas e maioneses 
Água barrenta, pó de 
café em água 
Quanto ao tamanho 
médio das partículas 
dispersas 
Até 1 nm De 1 a 1000 nm Acima de 1000 nm 
Quanto à natureza das 
partículas dispersas 
Átomos, íons ou 
moléculas 
Aglomerados, de íons 
ou moléculas, ou ainda 
íons ou moléculas 
gigantes 
Grandes aglomerados 
de átomos, íons ou 
moléculas 
Interação com a luz Transparente Translúcidos ou opacos Translúcidas ou opacas 
Quanto à 
homogeneidade 
Homogêneas (as 
partículas não são 
visíveis a olho nu ou em 
nenhum aparelho de 
observação) 
As partículas não são 
visíveis a olho nu mas 
visíveis em 
ultramicroscópios 
Heterogêneas (as 
partículas são visíveis a 
olho nu ou em 
microscópio comum) 
 
5 Efeito Tyndall. Fonte: https://www.shutterstock.com/pt/image-photo/landscape-mount-huangshan-yellow-mountains-unesco-1397453003 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 9 
Quanto à separação 
por Filtração 
Não se separam (em 
nenhum tipo de filtro) 
Separam-se com a 
utilização de ultrafiltros 
(membranas especiais) 
Separam-se com a 
utilização de filtros 
comuns 
Quanto à 
sedimentação das 
partículas dispersas 
Não sedimentam 
Não sedimentam 
espontaneamente, mas 
sedimentam em 
ultracentrífugas 
Sedimentam 
espontaneamente ou 
em centrífugas comuns 
 
2. COMO SÃO FORMADAS AS SOLUÇÕES 
 
Imagino que esteja se perguntando: por que as misturas de determinadas substâncias resultam na 
formação de uma solução (mistura heterogênea) e a mistura de outras resulta em misturas heterogêneas 
como sistemas coloidais e suspensões? 
De imediato, podemos incorrer no erro de achar que a diferença se resume ao tamanho da 
partícula, o que não é de tudo verdade... Se pegarmos um cubo de açúcar ou um cubo de sal de cozinha 
e colocar dentro de um copo com água, o sólido irá se dissolver e formará uma solução. Então, a pergunta 
que fica é: que propriedades físico-químicas permitem um sólido se dissolver em um solvente? Essa é uma 
questão que vocês precisam realmente entender. Não que isso seja algo difícil, pelo contrário. No entanto, 
prefiro explicar isso com bastante calma (seeeeenta que lá vem a história!), de forma bem tranquila, para 
que não fique nenhuma dúvida. 
Como vamos usar a água como exemplo, vamos iniciar relembrando algumas de suas 
características. Devido a grande diferença de eletronegatividade entre o hidrogênio e o oxigênio, haverá 
a formação de polos parcialmente negativos e positivos bastante significativos, como mostrado a seguir: 
 
Polaridade em uma molécula de água 
logo, a atração entre as moléculas de água será muito intensa, do tipo ligação de hidrogênio, conforme 
ilustrado a seguir. Em termos de densidade de elétrons, podemos dizer que há a formação de polo 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 10 
negativo sobre o oxigênio porque os elétrons das ligações (O-H) estão muito mais deslocados para aquele 
que é mais eletronegativo. Os hidrogênios que, por sua vez, ficam com menor densidade eletrônica, 
apresentam-se como polos positivos. 
 
Ligação de hidrogênio entre moléculas de água 
Vamos imaginar a mistura de duas substâncias moleculares, sendo que uma delas é a água (o 
solvente). Na água pura há várias moléculas unidas por ligações de hidrogênio. Quando misturamos a 
água com uma outra substância molecular, essas ligações de hidrogênio nas moléculas de água se 
rompem e passam a existir polos suscetíveis a interações com outras moléculas. Se a outra substância 
(soluto) for polar, nela também haverá esses “pontos de polaridade” que irão interagir com as moléculas 
de água, formando uma solução. Os polos positivos de uma molécula serão atraídos pelos polos negativos 
da outra. 
 
Se na outra substância (soluto) não houver os pontos de polaridade, as moléculas de água se 
unirão novamente por ponte de hidrogênio e não será formada a solução. É o caso, por exemplo, de 
misturas heterogêneas. 
É isso que acontece quando misturamos água e gasolina. Como a gasolina é uma molécula apolar, 
não existe os pontos de polaridade e não é possível a interação entre as duas moléculas. Daí vem a 
expressão: semelhante dissolve semelhante. Obviamente que a gasolina pode formar solução com outras 
substâncias também apolares ou que, pelo menos, apresentam uma certa apolaridade como é o caso do 
álcool etílico que se mistura tanto com água quanto com gasolina. 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 11 
 
Mistura heterogênea entre octano e água 
Já sabemos que o sal de cozinha se dissolve em água, não é mesmo? Mas o que acontece a nível 
molecular e a nível atômico durante o processo de dissolução? 
Um fator que influencia a solubilidade dos compostos iônicos na água é a atração entre os íons e 
as moléculas polares de água, que carregam cargas parciais positivas e negativas. Essas atrações são 
interações íon-dipolo e ocorrem entre íons e moléculas de água em todas as soluções aquosas. 
Quando um sólido iônico se dissolve em água, as interações íon-dipolo entre os íons e as 
moléculas de água puxam os íons do sólido para a solução. À medida que um íon é afastado de seus 
vizinhos de estado sólido, ele é cercado por moléculas de água, formando uma esfera de hidratação. Se 
o solvente fosse algo diferente de água, o aglomerado formado seria chamado de esfera de solvatação. 
Diz-se que esses íons dissolvidos são hidratados ou, para outros solventes, solvatados. As forças de 
muitas interações íon-dipolo ajudam a superar as interações íon-íon em um sólido iônico, permitindo que 
essas esferas de hidratação (ou solvatação) se formem e o composto se dissolva. 
 
Dentro da esfera de hidratação, as moléculas de água mais próximas do íon são orientadas de 
forma que seus átomos de oxigênio (polos negativos) sejam direcionados para um cátion ou seus átomos 
de hidrogênio (polos positivos) sejam direcionados para um ânion. O número de moléculas de água 
orientadas dessa forma depende do tamanho do íon. 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 12 
 
Por fim, podemos notar que a dissolução de um composto iônico em meio aquoso pode ser 
expressa na forma de reação como segue: 
𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞)
 𝐻2𝑂 
→ 𝑁𝑎(𝑎𝑞)
+ + 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
− 
Os subscritos (s) e (aq) correspondem, respectivamente, ao estado sólido e em meio aquoso. Para 
não ter dúvida de que entendeu, vamos usar outro exemplo, o sulfato de sódio (Na2SO4), composto de 
cátions sódio, Na+, e ânions sulfato, SO42-, que é um ânion bivalente (carga -2). Nesse caso, para 
contrabalancear a carga de cada sulfato, são necessários dois íons sódio, o que já é demonstrado pelo 
subíndice 2 do sódio na fórmula Na2SO4. Portanto, podemos representar a sua dissolução da seguinte 
forma: 
𝑁𝑎2𝑆𝑂4 (𝑎𝑞)
 𝐻2𝑂 
→ 2 𝑁𝑎(𝑎𝑞)
+ + 𝑆𝑂4 (𝑎𝑞)
2− 
Ufa! Foi um pouco demorado, eu admito, mas acho que você entendeu porque água e gasolina 
não forma uma solução, e porque água e compostos iônicos tendem a formar soluções. 
 
 
CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES 
As soluções podem ser classificadas de várias formas, porém, as mais importantes, visando seu 
vestibular, são: quanto ao estado físico do solvente, condutividade elétrica, proporção soluto/solvente, e 
quanto ao coeficiente de solubilidade. 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 13 
 
Vamos falar um pouco sobre cada uma:1) Estado físico do solvente 
As soluções podem se apresentar nos três estados físicos: sólido, líquido e gasoso. O que 
determina o estado físico da solução é o estado físico do solvente. 
Solvente Soluto Exemplo 
sólido sólido liga metálica de Ag e Au 
sólido líquido mercúrio + ouro 
sólido gás hidrogênio + platina em pó 
líquido sólido açúcar em água. 
líquido líquido água em álcool 
líquido gás gás carbônico em bebidas 
gás sólido naftalina no ar 
gás líquido umidade do ar 
gás gás ar atmosférico 
 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 14 
2) Condutividade elétrica das soluções 
De acordo com a condutividade elétrica, as soluções podem ser classificadas em soluções 
eletrolíticas e soluções não eletrolíticas (ou moleculares). 
As soluções eletrolíticas conduzem corrente elétrica devido à presença de íons livres na solução. 
Os íons livres podem ser provenientes da dissociação de um composto iônico ou da ionização de um 
composto molecular, como já visto na nossa aula sobre Funções Inorgânicas (não lembra? Volta lá no 
início daquela aula e leia novamente. Se mexe!). 
 
Como já vimos (váááárias vezes), adicionando-se um composto iônico à água, ocorre um processo 
denominado dissociação, o qual não forma uma nova espécie química (fenômeno físico). Na dissociação, 
ocorre somente a separação das espécies químicas já existentes, nesse caso, dos íons que constituíam o 
retículo cristalino do composto iônico. Nas soluções iônicas, os íons são mantidos separados uns dos 
outros pelo fenômeno da hidratação (ou solvatação, para solventes diferentes de água). 
 
 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 15 
 
Nas dissociações de compostos moleculares, como o açúcar (C12H22O11), o solvente apenas 
separa as moléculas do soluto, não ocorrendo, portanto, a formação de íons livres. 
Consequentemente, a solução formada não conduz corrente elétrica (solução não eletrolítica). 
 
Na ionização, ocorre uma reação química entre o soluto e o solvente, que provoca a formação de 
íons livres não existentes na molécula inicial do soluto. A ionização é um processo que só ocorre com 
compostos moleculares, pela quebra de ligações covalentes. 
 
ionização do HCl em água 
Quando adicionamos o HCl na água, as moléculas de água promoverão a quebra da ligação entre 
o H e o Cl. Como o Cl é mais eletronegativo que o H, ele tomará para si o elétron antes compartilhado 
pelo H, transformando-se em um íon com carga negativa, Cl-. Como o H perde o seu elétron, ele passa a 
ser um íon com carga positiva, H+. Como o íon Cl- e o íon H+ só passaram a existir depois que foram 
adicionados a água (lembrando que foi a água que promoveu a quebra da ligação e consequentemente a 
formação desses íons), nós chamamos essa formação de íons de ionização. 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 16 
H2SO4 (l) + 2 H2O (l) → 2 H3O+ (aq) + SO4 2- (aq) 
H3PO4 (l) + 3 H2O (l) → 3 H3O+ (aq) + PO4 3- (aq) 
H4SiO4 (l) + 4 H2O (l) → 4 H3O+ (aq) + SiO44- (aq) 
 
3) Proporção solvente/soluto 
As soluções podem ser classificadas em diluídas ou concentradas, sendo que tal conceito necessita 
de um referencial, ou seja, uma solução é diluída ou concentrada em relação à outra. 
 
 
 
Fique atento a esse conceito. Mesmo sendo utilizado muito mais para comparar qualitativamente 
soluções diferentes, aqui mora o início dos estudos dos cálculos de concentração e o estudo das 
diluições, mais à frente. 
A relação entre as quantidades de soluto e solvente será extensivamente trabalhada, portanto, 
sugiro a você já ir se acostumando a relacionar unidades de medidas, a fazer cálculos utilizando a 
potenciação e a entender a relação: 
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑛𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 =
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
 
sendo que: 
𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑛𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 ∝ 𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 
𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑛𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 ∝ 
1
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
 
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 ∝ 𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 
onde ∝ significa proporcionalidade 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 17 
 
COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE 
Como vimos, as classificações diluída e concentrada não são exatas, porque o fato de uma pessoa 
considerar um café “forte” não impede que outra o considere “fraco”, e vice-versa. 
Dessa forma, foi necessário criar um conceito científico claro e muito bem definido para expressar 
a relação entre as quantidades de soluto e solvente. O conceito que expressa bem esse tipo de relação 
soluto/solvente é o coeficiente de solubilidade. 
 
O coeficiente de solubilidade (Cs) indica a quantidade máxima de uma substância que, em 
determinadas condições de temperatura e pressão, pode dissolver-se em uma quantidade fixa de 
solvente. 
 
Observações: 
1. A capacidade de uma substância se dissolver em outra é chamada solubilidade. 
2. Geralmente o solvente utilizado é a água e a quantidade fixa é de 100g de H2O. 
 
A quantidade máxima de sal (NaCl) que se dissolve em 100 g de H a 20 oC é 36 g, como vimos na 
tabela anterior. A essa solução denominamos solução saturada. 
Solução saturada é a solução que contém a máxima quantidade de soluto 
numa dada quantidade de solvente, a uma determinada temperatura. 
Exemplo: 
 
Ao compararmos as soluções A e B, percebemos que o sal é menos solúvel que o açúcar pois, em 
iguais condições de temperatura, pressão e quantidade de solvente, é possível dissolver completamente 
50 g de açúcar enquanto a máxima quantidade de sal dissolvido é de 36 g. Na solução de salina, 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 18 
observamos que dos 50 gramas adicionados, 36 g são o suficiente para saturar os 100 mL (100 g) de água, 
enquanto o excedente precipita na forma de soluto sólido não dissolvido. Generalizando, podemos dizer 
que qualquer quantidade adicionada de soluto além da prevista pelo coeficiente de solubilidade, nas 
condições previstas, se tornará corpo de fundo (ou precipitado, como preferir). 
Em função do ponto de saturação, classificamos as soluções em: 
 
Na prática, é muito fácil distinguir as soluções — insaturada, saturada e supersaturada (que 
falaremos mais adiante). Veja o esquema: 
 
Soluções supersaturadas 
Solução supersaturada é toda solução metaestável que possui uma quantidade de soluto 
dissolvido superior ao coeficiente de solubilidade, porém a quantidade adicional ainda continua 
dissolvida. Porém, não basta apenas adicionar a quantidade excedente de soluto ao solvente para que 
essa solução seja formada. Para tal, é necessário condições específicas de aquecimento e resfriamento da 
solução, como eu mostro no exemplo a seguir. Considere a tabela com valores de coeficiente de 
solubilidade a seguir: 
Insaturadas: contêm 
menos soluto do que o 
estabelecido pelo 
coeficiente de solubilidade;
Saturadas: atingiram o 
coeficiente de solubilidade;
Supersaturadas: 
ultrapassaram o coeficiente 
de solubilidade
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 19 
 
Imagine agora uma solução aquosa contendo 39,0 g de NaCl dissolvidos em 100 g de água a 50 oC. 
Para obter uma solução supersaturada: 
 
Fonte: Modificado de Coleção Estudo 
Se submetermos a aquecimento (100 oC), sob agitação, o sistema formado por 100 mL de água a 
que se adicionam 39 g de sal, conseguiremos dissolver o sal totalmente. Deixando o novo sistema esfriar, 
em repouso absoluto, até a temperatura inicial (50 oC), teremos uma solução que contém maior 
quantidadede soluto (39 g) do que a respectiva solução saturada para aquela temperatura (37 g). Essa 
solução é denominada supersaturada e é muito instável. Agitando, perturbando ou adicionando a ela um 
pequeno cristal do soluto, ocorrerá a precipitação de 2 g do sal, que é exatamente a quantidade dissolvida 
acima da possível para saturação (37 g). 
Conhecendo o coeficiente de solubilidade de uma substância, a diferentes temperaturas, 
poderemos construir um gráfico relacionando a solubilidade e a temperatura. Chamamos esses gráficos 
de Curvas de Solubilidade, que será nosso próximo tópico. 
 
CURVAS DE SOLUBILIDADE 
Curvas de solubilidade são os gráficos que apresentam a variação dos coeficientes de solubilidade 
das substâncias em função da temperatura. 
Consideremos, por exemplo, a tabela a seguir, que mostra os coeficientes de solubilidade do 
nitrato de potássio (quantidade do sal, em gramas de KNO3, necessária para saturar 100 g de água) em 
várias temperaturas. 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 20 
 
Desses dados resulta a curva de solubilidade do nitrato de potássio em água, apresentada no 
gráfico abaixo. 
 
Nesse gráfico percebemos que, a 20 oC, o ponto X representa uma solução insaturada; Y, uma 
solução saturada; Z, uma solução supersaturada. Podemos concluir que, na prática, só poderemos usar 
as soluções que estão “abaixo” da curva de solubilidade, pois acima dessa curva as soluções seriam 
supersaturadas e, portanto, todo o excesso do soluto tenderia a precipitar. 
As curvas de solubilidade têm grande importância no estudo das soluções de sólidos em líquidos, 
pois nesse caso a temperatura é o único fator físico que influi perceptivelmente na solubilidade. 
Observando o gráfico abaixo, com outros exemplos, podemos notar que para a maior parte das 
substâncias, a solubilidade aumenta com a temperatura; isso em geral ocorre quando o soluto se 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 21 
dissolve com absorção de calor (dissolução endotérmica). Pelo contrário, as substâncias que se dissolvem 
com liberação de calor (dissolução exotérmica) tendem a ser menos solúveis a quente. 
 
Existem substâncias em que as curvas de solubilidade apresentam pontos de inflexão; um ponto 
de inflexão sempre indica uma mudança de estrutura do soluto. Quando se trata de sais hidratados, os 
pontos de inflexão corresponde à eliminação da água de hidratação que interagia com os íons do soluto, 
como mostrado a seguir, para o cloreto de cálcio hexahidratado: 
 
 
COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE - ASPECTOS QUANTITATIVOS 
Pode-se organizar os cálculos de solubilidade em quatro parâmetros: quantidade de soluto, 
quantidade de solvente/solução, coeficiente de solubilidade e temperatura. 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 22 
A partir do valor do coeficiente de solubilidade abaixo, serão apresentados alguns cálculos de 
solubilidade. 
 
 
Caso 1 – Cálculo de solvente para a saturação de uma solução. 
Qual a massa, em gramas, de água necessária para saturar 120 g de KNO3 a 40 °C? 
Primeiramente, identifica as quantidades dos seguintes parâmetros: 
Quantidade de soluto Quantidade de solvente Coeficiente de solubilidade Temperatura 
120 g ? 
60 g de KNO3/100 g de H2O 
(extraído do gráfico) 
40 °C 
60 𝑔 𝑑𝑒 𝐾𝑁𝑂3 −− −− 100 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑂
120 𝑔 𝑑𝑒 𝐾𝑁𝑂3 −− −− 𝑥 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑂
 
𝑥 = 200 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑂 
 
Caso 2 – Cálculo da quantidade de soluto a partir da massa da solução. 
Qual a massa, em gramas, de NaNO3 necessária para saturar 200 g de solução a 10 °C? 
Muito cuidado com a leitura desse tipo de item. A informação fornecida é que apresenta 200 g de 
solução. Solução é resultado da combinação soluto mais solvente. Portanto, 
𝒎𝒔𝒐𝒍𝒖çã𝒐 = 𝒎𝒔𝒐𝒍𝒗𝒆𝒏𝒕𝒆 + 𝒎𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 
 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 23 
Quantidade de soluto Quantidade de solução Coeficiente de solubilidade Temperatura 
? ? 
80 g de NaNO3/100 g de H2O 
(extraído do gráfico) 
10 °C 
A massa de solução para saturar 100 g de H2O é: 
𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 = 𝑚𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 + 𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 
𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 = 100 𝑔 + 80 𝑔 
𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 = 180 𝑔 
Assim, a 10 °C, a cada 180 g de solução, temos: 100 g de solvente e 80 g de NaNO3. 
80 𝑔 𝑑𝑒 𝐾𝑁𝑂3 −−− − 180 𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
𝑥 𝑔 𝑑𝑒 𝐾𝑁𝑂3 −−− − 200 𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
 
𝑥 = 88,8 𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜. 
 
Caso 3 – Cálculo da quantidade de soluto cristalizado pela alteração da 
temperatura. 
Qual a massa, em gramas, de cloreto de amônio (NH4Cl) cristalizada quando uma solução saturada 
com 400 g de H2O, a 30 °C, for resfriada a 10 °C? 
Preenchendo os parâmetros necessários para cada temperatura, tem-se: 
Quantidade de soluto Quantidade de solvente Coeficiente de solubilidade Temperatura 
? 400 g 
40 g de NH4Cl/100 g de H2O 
(extraído do gráfico) 
30 °C 
? 400 g 
30 g de NH4Cl/100 g de H2O 
(extraído do gráfico) 
10 °C 
Percebe-se que a dissolução a 30 °C é maior que a dissolução a 10 °C, portanto calcula-se a 
quantidade de soluto dissolvida em 400 g de água nas duas temperaturas. A diferença entre as 
quantidades de soluto é igual a quantidade cristalizada ou também chamada de corpo de fundo. 
Quantidade de soluto a 30 °C. Quantidade de soluto a 10 °C. 
40 g de NH4Cl − − − − 100 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑂
𝑥 g de NH4Cl − − − − 400 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑂
 
x = 160 g de NH4Cl dissolvidos inicialmente. 
30 g de NH4Cl − − − − 100 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑂
𝑥 g de NH4Cl − − − − 400 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑂
 
x = 120 g de NH4Cl dissolvidos ao final. 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 24 
Portanto, a quantidade precipitada é igual a: 
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑝𝑟𝑒𝑐𝑖𝑝𝑖𝑡𝑎𝑑𝑜 = 160 𝑔 – 120 𝑔 = 40 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝐻4𝐶𝑙 
 
 
(IBMEC SP Insper/2019) 
Em uma aula de laboratório de química, foi realizado um experimento que consistiu em adicionar 
em um béquer 300 g de água, em temperatura ambiente, e certa quantidade do sal sulfato de 
magnésio hexaidratado (MgSO4·6H2O) até formar uma solução saturada com corpo de fundo. Essa 
mistura foi aquecida até completa solubilização do sal, que ocorreu quando a temperatura atingiu 
50 °C. Na sequência, deixou-se a solução resfriar até 20 °C e verificou-se novamente a presença do 
sal cristalizado no fundo do béquer. 
 
Foram fornecidos aos alunos os dados de solubilidade desse sal nas duas temperaturas medidas. 
 
Com as informações fornecidas, foram calculadas as massas do sal presente na solução a 50 °C e 
do sal cristalizado a 20 °C. Esses resultados são corretamente apresentados, nessa ordem, em: 
a) 53,5 g e 9,0 g. 
b) 160,5 g e 9,0 g. 
c) 294,0 g e 27,0 g. 
d) 97,0 g e 9,0 g. 
e) 160,5 g e 27,0 g. 
 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 25 
Comentários: 
Inicialmente, completa-se as informações importantes no quadro abaixo: 
20 °C → 44,5 g de sal / 100 g de H2O 
50 °C → 53,5 g de sal / 100 g de H2O 
O experimento realizado utilizou 300 g de água, obtendo uma solução saturada a 50 °C. Portanto, 
calcula-se a quantidade de soluto necessária para saturar 300 g de H2O a 50 °C e 20 °C: 
 
A 50 °C, todo o soluto, 160,5g, estava dissolvido. Quando resfriado, apenas 133,5 g dos 160,5 g 
encontra-se dissolvido em solução. 
Portanto, a massa do precipitado é de: 
Mprecipitado = 160,5 g – 133,5 g = 27 g do sal. 
Assim, a quantidade dissolvida do sal a 50 °C é de 160,5 g e a quantidade cristalizada a 20 °C é de 
27g. 
Gabarito: E 
 
(FGV SP/2018) 
Foram preparadas quatro soluções aquosas saturadas a 60 °C, contendo cada uma delas 100 g de 
água e um dos sais: iodeto de potássio, KI, nitrato de potássio, KNO3, nitrato de sódio, NaNO3,e 
cloreto de sódio, NaCl. Na figura, são representadas as curvas de solubilidade desses sais: 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 26 
 
Em seguida, essas soluções foram resfriadas até 20 °C, e o sal cristalizado depositou-se no fundo 
de cada recipiente. 
Considerando-se que a cristalização foi completa, a maior e a menor massa de sal cristalizado 
correspondem, respectivamente, aos sais 
a) KI e NaCl. 
b) KI e KNO3. 
c) NaNO3 e NaCl. 
d) KNO3 e NaNO3. 
e) KNO3 e NaCl. 
 
Comentários: 
A questão deseja saber a maior quantidade de sal cristalizada e a menor quantidade cristalizada, 
sabendo que todas as soluções a 60 °C eram saturadas. O sal que apresentará maior quantidade 
cristalizada é aquele que apresentar maior variação entre os valores de saturação, ou seja, maior 
inclinação na curva do gráfico. 
A variação das saturações para as quantidades de sal, de 60 °C para 20 °C, de cada solução é: 
NaCl: massa dissolvida a 60 °C é próxima da massa dissolvida a 20 °C. 
KNO3: massa dissolvida a 60 °C é próxima de 110 g e massa dissolvida a 20 °C é próxima de 35 g, 
portanto a massa cristalizada é, aproximadamente, 75 g. 
NaNO3: massa dissolvida a 60 °C é próxima de 120 g e massa dissolvida a 20 °C é próxima de 85 g, 
portanto a massa cristalizada é, aproximadamente, 35 g. 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 27 
KI: massa dissolvida a 60 °C é próxima de 230 g e massa dissolvida a 20 °C é próxima de 160 g, 
portanto a massa cristalizada é, aproximadamente, 70 g. 
Logo, o sal de maior quantidade cristalizada é o KNO3 e o menos cristalizado é o NaCl. 
Gabarito: E 
 
(FPS PE/2018) 
Considere a curva de solubilidade do cloreto de amônio em água: 
 
Um técnico de laboratório preparou uma solução saturada deste sal a 60 °C e removeu todo o 
corpo de fundo. Após resfriamento, a temperatura chegou em 30 °C. O técnico filtrou o NH4Cl sólido 
que havia precipitado e verificou que sua massa era igual a 60 g. Qual foi o volume aproximado de 
água utilizada no preparo da solução? 
a) 400 mL 
b) 350 mL 
c) 250 mL 
d) 200 mL 
e) 150 mL 
 
Comentários: 
Inicialmente, será descrito dois momentos: 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 28 
 
Gabarito: A 
 
(UEFS BA/2018) 
Considere a figura que representa a estrutura cristalina do sólido KCl e o gráfico da curva de 
solubilidade desse mesmo sólido. 
 
Ao resfriar a 20 °C uma solução saturada de cloreto de potássio que contém 400 g de H2O a 40 °C, 
a massa de KCl cristalizado será igual a 
a) 20 g. 
b) 10 g. 
c) 5 g. 
d) 35 g. 
e) 40 g. 
 
Comentários: 
Comparando a solubilidade do sal em 400 g de água, a 40 °C e a 20 °C, tem-se: 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 29 
 
Portanto, a porção cristalizada é igual a 160 g – 140 g = 20 g. 
Gabarito: A 
 
Exercício Fundamental 1: 
O gráfico representa as curvas de solubilidade das substâncias A, B e C: 
 
Com base no diagrama, responda: 
a) Qual das substâncias tem sua solubilidade diminuída com a elevação da temperatura? 
b) Qual a máxima quantidade de A que conseguimos dissolver em 100 g de H2O a 20 ºC? 
c) Considerando apenas as substâncias B e C, qual delas é a mais solúvel em água? 
d) Considerando apenas as substâncias A e B, qual delas é a mais solúvel em água? 
e) Qual é a massa de C que satura 500 g de água a 100 ºC? Indique a massa da solução obtida 
(massa do soluto + massa do solvente). 
f) Uma solução saturada de B com 100 g de água, preparada a 60 ºC, é resfriada até 20 ºC. 
Determine a massa de B que irá precipitar, formando o corpo de fundo a 20 ºC 
 
Resolução: 
a) A única curva descendente é a da substância A, o que indica que sua solubilidade diminui com 
a elevação da temperatura. 
b) Observando o gráfico, percebemos que a 20 ºC conseguimos dissolver 60 g de A em 100 g de 
água, sendo esse seu coeficiente de solubilidade. 
c) Em qualquer temperatura, a substância B é a mais solúvel (a curva de B está sempre acima da 
curva de C). 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 30 
d) As curvas de A e B se cruzam aproximadamente a 40 ºC, indicando que, a essa temperatura, 
essas substâncias apresentam a mesma solubilidade. Para temperaturas inferiores a 40 ºC, a 
solubilidade de A é maior que a de B; enquanto a temperaturas superiores a 40 ºC, a solubilidade 
de B é maior que a de A. 
e) A 100 ºC temos: 
80 𝑔 𝑑𝑒 𝐶 − 𝑠𝑎𝑡𝑢𝑟𝑎𝑚 − 100 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑂 
𝑋 − − − − −−− 500 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑂 
 
𝑋 = 400 𝑔 𝑑𝑒 𝐶 
Essa solução contém 500 g de H2O e 400 g de C; portanto, sua massa é 900 g. 
f) A 60 ºC conseguimos dissolver 80 g de B em 100 g de H2O, enquanto a 20 ºC a quantidade 
máxima de B dissolvida em 100 g de H2O é 20 g. Portanto, se resfriarmos uma solução saturada de 
B a 60 ºC até 20 ºC em 100 g de água, ocorrerá uma precipitação de 60 g de B. 
 
Exercício Fundamental 2: 
Qual é a quantidade máxima de KNO3 que se consegue dissolver em 350 g de água a 90 °C ? 
Dado: CS = 202 g KNO3/100 g H2O a 90 °C. 
 
Resolução: 
De acordo com o dado fornecido, a 90 °C dissolvem-se no máximo 202 g de KNO3 em 100 g H2O, 
portanto, em 350 g de água dissolvem-se 707 g de KNO3, ou seja: 
202 𝑔 𝑑𝑒 𝐾𝑁𝑂3 − −−− 100 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑂
𝑋 − −− − 350 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑂
 
𝑋 = 707 𝑔 
 
Exercício Fundamental 3: 
Qual a massa de uma solução saturada sem corpo de fundo que possui 27,5 g de KNO3 dissolvidos 
em água a 60 °C? Dado: CS = 110 g de KNO3/100 g de H2O a 60 °C. 
 
Resolução 
O primeiro passo é descobrir a quantidade mínima de água necessária para se dissolver 27,5 g de 
KNO3. Observe: 
202 𝑔 𝑑𝑒 𝐾𝑁𝑂3 − −−− 110 𝑔 𝑑𝑒 𝐾𝑁𝑂3
𝑋 − −− − 27,5 𝑔 𝑑𝑒 𝐾𝑁𝑂3
 
𝑋 = 25 𝑔 
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 = 27,5 𝑔 + 25,0 𝑔 = 52,5 𝑔 
 
Exercício Fundamental 4: 
Considerando o gráfico a seguir, responda: 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 31 
 
a) Dentre as substâncias acima, qual é a mais solúvel a 0 °C? 
b) Qual dessas substâncias é a menos solúvel a 0 °C? 
c) Entre as substâncias cloreto de sódio e cloreto de amônio (NH4Cl), qual delas é a mais solúvel 
a 50 °C? 
d) Qual possui dissolução exotérmica? 
 
Resolução: 
a) Perceba que, na temperatura (0 °C), a substância que dissolve em maior quantidade é o NaNO3, 
portanto, ela é a mais solúvel. 
b) Na temperatura de 0 °C, a substância que se dissolve em menor quantidade é o KNO3, portanto, 
é a menos solúvel. 
c) A 50 °C, a mais solúvel é o NH4Cl, pois se dissolveu uma quantidade maior de soluto na mesma 
temperatura. 
d) Ce2(SO4)3 
 
 
PRESSÃO X SOLUBILIDADE 
A pressão exerce influência significativa na solubilidade de gases em líquidos, mas não é relevante 
no caso de solutos sólidos ou líquidos. O aumento da pressão gera a maior solubilidade do gás no líquido 
(aumentar a pressão é como empurrar o gás para dentro do líquido). Essa relação é demonstrada pela Lei 
de Henry a seguir: 
𝑆𝑔á𝑠 = 𝑘 · 𝑝𝑔á𝑠 
Observação: k é uma constante de proporcionalidade que depende do par soluto-solvente e 
também da temperatura. 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 32 
 
Ao abrir uma lata de refrigerante, a pressão se reduz, acarretando a diminuição da solubilidade do 
CO2(g), que escapa do líquido na forma de bolhas (efervescência). 
 
 Fonte: replicario.com.br 
Aumentando-se a temperatura, o líquido tende a “expulsar” o gás; consequentemente, a 
solubilidade do gás diminui, como se vê no gráfico ao lado. Os peixes,por exemplo, não vivem bem em 
águas quentes, por falta de oxigênio dissolvido na água. 
Influência da temperatura da 
água na vida dos peixes 
Peixe Truta Perca Carpa Bagre 
Temperatura máxima 
suportada (°C) 
15 24 32 34 
 
 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 33 
3. CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES 
Voltando às classificações das soluções, vou enfatizar agora a relação entre as quantidades de 
solvente e soluto. Mesmo porque, ao falarmos em solução diluída ou concentrada, torna a discussão 
muito vaga, pois essas palavras dão apenas uma noção qualitativa e nada mais. Como falei no capítulo 
anterior: o que pode ser um café forte para mim, é apenas uma água suja para minha esposa, que prefere 
tomar um café que é muito mais parecido com um extrato de petróleo bruto. Entende? 
Como a Química é exata, os números são fundamentais para medir as concentrações das 
substâncias. “Medir as coisas” é muito importante em nosso dia a dia, no comércio, na indústria e, 
principalmente, na ciência. Vou iniciar este capítulo dizendo que, em particular, é importante conhecer a 
quantidade de soluto existente em uma certa quantidade de solução. Diariamente lemos ou ouvimos 
frases do tipo: 
 
 
Usamos o termo concentração de uma solução para referirmos a qualquer relação estabelecida 
entre a quantidade do soluto e a quantidade do solvente (ou da solução): 
 
Lembrando que essas quantidades podem ser dadas em massa (g, kg etc.), em volume (m3, L, mL 
etc.) ou em mols, onde que irá distinguir cada expressão de concentração serão as diferentes grandezas 
relacionadas. Mas, antes de continuarmos, vamos estabelecer um padrão que será usado daqui em 
diante: 
o teor alcoólico do 
vinho é 13%
Limpe as mãos e 
superfícies com Álcool 
70%
não dirigir quando 
houver mais de 0,2 g de 
álcool por litro de 
sangue, em nosso 
organismo
o teor normal de 
glicose, em nosso 
sangue, situa-se entre 
75 e 110 mg/dL
o teor normal de cálcio 
no sangue situa-se 
entre 8,5 e 10,5 mg/dL
o ar contém 0,94% de 
argônio em volume
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 34 
 
A seguir serão apresentadas as principais expressões quantitativas das soluções. 
 
Vamos falar sobre cada uma delas. 
 
CONCENTRAÇÃO COMUM (C) 
A concentração comum (C) indica a quantidade em massa de soluto (m1) que se encontra 
dissolvida em um volume de solução (V) e normalmente é expressa em g/L. 
Matematicamente, podemos escrever: 
 
Perceba o significado físico dessa expressão: 
Em 1 litro de solução contendo 20 g de um determinado soluto, temos: 
convenção
Soluto
índice 1
m1, V1, n1, M1 
Solvente
índice 2
m2, V2, n2, M2 
solução
sem índice
m, V, n, M
𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑐𝑜𝑚𝑢𝑚 =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑔)
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 (𝐿)
 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 35 
 
Logo, em 3 litros de solução, teremos, também, o triplo da quantidade de soluto: 
 
 
 
Aqui, é importante discutirmos uma importante observação a respeito de concentração comum 
que vale para todas as outras unidades de medida de concentração. 
Seja uma solução cuja massa de soluto é m1 e seu volume em litros é V, como mostra o desenho 
a seguir: 
 
 
A concentração desta solução será dada por: 
𝐶 =
𝑚1
𝑉
 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 36 
Se dividirmos essa solução em 2 partes iguais, cada uma delas conterá um volume 𝑽/𝟐. Como a 
solução é uma mistura homogênea, cada metade do volume V terá dissolvido a metade da massa 
do soluto. Portanto teremos a seguinte situação: 
 
A concentração comum de cada uma delas dessas soluções é dada por: 
𝐶 =
𝑚1
2
𝑉
2
=
𝑚1
𝑉
 
Como se pode perceber, a concentração comum das partes de uma solução é a própria 
concentração da solução. Mas será que só vale para quando uma solução é dividida pela metade? 
É claro que não, meu pequeno gafanhoto, vale para qualquer parte de uma solução. Se separarmos 
a enésima parte da mesma solução, seu volume será 𝑽/𝒏 e sua massa de soluto 𝒎𝟏/𝒏: portanto 
𝐶 =
𝑚1
𝑛
𝑉
𝑛
=
𝑚1
𝑉
 
Logo, a concentração de qualquer parte extraída de uma solução é a própria concentração da 
solução, seja essa concentração comum, molaridade, título etc etc etc... 
 
 
 
Muitas pessoas confundem o volume da solução com o volume do solvente. Apesar de serem 
aproximadamente iguais em alguns casos, não podemos ignorar essa pequena diferença. A verdade 
é que para termos 1 L de solução não devemos colocar, na preparação, 1 L de solvente. Isso ocorre 
porque o soluto, mesmo dissolvido, aumenta ligeiramente o valor do volume da solução 
Porém, como trabalharemos com soluções diluídas, apesar da pequena variação no volume da 
solução em relação ao volume do solvente, em geral (na maioria das questões), utilizaremos esses 
dois valores como se fossem o mesmo. 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 37 
 
Não confunda concentração (C) com densidade (d) da solução 
Densidade é a razão da massa da solução pelo volume da solução, ou seja, a massa de todo o 
sistema dividido pelo volume de todo o sistema. 
𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
 
Ou seja, 
𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 + 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 + 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
 
Em soluções líquidas com solutos sólidos, o volume do solvente é, aproximadamente, igual ao 
volume da solução. 
Portanto, para sistemas soluto sólido em solvente líquido: 
𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 + 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
 
 
Exemplo 1 – cálculo da densidade da solução. 
A 25 °C, ao misturar 100 gramas de iodeto de potássio (KI) em 100 mL de água e sabendo que a 
densidade da água é igual a 1g/mL, a densidade da solução, em kg/L, é calculada por: 
Primeiramente, observa-se que a densidade desejada deve ser expressa em g/L, portanto, o 
volume do solvente, que é igual ao volume da solução, será apresentado por 0,1 L e a massa será 
apresentada em kg. 
𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 + 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
 
𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 =
0,1 𝑘𝑔 + 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
0,1 𝐿
 
Sabendo que a densidade da água é igual a 1 g por 1 mL, logo, 100 mL de água possuem 100 g. 
𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 =
0,1 𝑘𝑔 + 0,1 𝑘𝑔
0,1 𝐿
 
𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 = 2 𝑘𝑔/𝐿 
Logo, cada 1 L de solução apresenta 2 kg de soluto e solvente. 
 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 38 
Exemplo 2 – cálculo da densidade de uma mistura de líquidos miscíveis. 
O cálculo da densidade de uma mistura de líquidos miscíveis pode ser realizado por duas maneiras: 
𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
 
Se não houver contração ou expansão de volume, pode ser realizado uma média ponderada das 
densidades. 
Calcule a densidade, em g/mL, da mistura formada por 70% de etanol e 30% de água, sabendo que 
as densidades, em g/mL, de etanol e água são, respectivamente, iguais a 0,8 e 1. 
𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 =
70% · 0,8 𝑔/𝑚𝐿 + 30% · 1𝑔 /𝑚𝐿
100%
 
𝐷𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 = 0,86 𝑔/𝑚𝐿 
 
 
Calcule a concentração, em g/L, de uma solução de nitrato de potássio, sabendo que ela encerra 
60 g do sal em 300 cm3 de solução. 
 
Resolução: 
• Pelo próprio significado de concentração, temos: 
300 𝑐𝑚3 − −−− 60 𝑔 𝑑𝑒 𝐾𝑁𝑂31000 𝑐𝑚3 (1 𝐿) − − − − 𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜
 
𝐶 = 200 𝑔/𝐿 
• ou pela fórmula: 
𝐶 =
𝑚1
𝑉
=
60 𝑔
0,3 𝐿
= 200 𝑔/𝐿 
 
 
CONCENTRAÇÃO MOLAR OU CONCENTRAÇÃO EM MOL POR LITRO 
É a razão estabelecida entre a quantidade de matéria do soluto (n1) e o volume da solução (V), 
em litros. 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 39 
Matematicamente, podemos escrever: 
 
Ou, simplificadamente, 
𝒎𝒐𝒍𝒂𝒓𝒊𝒅𝒂𝒅𝒆 =
𝒏𝟏
𝑽
 
Como, 
𝑛1 =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑔)
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (
𝑔
𝑚𝑜𝑙
)
=
𝑚1
𝑀𝑀1
 
 
Podemos reescrever a expressão para a molaridade da seguinte maneira: 
𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 =
𝑛1
𝑉
 ∴ 𝑛1 =
𝑚1
𝑀𝑀1
 
𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 =
𝑚1
𝑀𝑀1
𝑉
=
𝑚1
𝑀𝑀1 · 𝑉
 
𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 = 
𝑚1
𝑀𝑀1 · 𝑉
 
Fazendo um estudo das unidades de medida, teremos: 
𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 = 
𝑚1
𝑀𝑀1 · 𝑉
=
𝑔𝑟𝑎𝑚𝑎𝑠
𝑔𝑟𝑎𝑚𝑎𝑠
𝑚𝑜𝑙
· 𝐿𝑖𝑡𝑟𝑜
=
1
𝐿𝑖𝑡𝑟𝑜
𝑚𝑜𝑙
=
𝑚𝑜𝑙
𝐿𝑖𝑡𝑟𝑜
 
 
 
Tenho pra mim que, quando conseguimos entender coisas simples do nosso dia a dia, somos 
capazes de extrapolar desse conhecimento para coisas mais abstratas. Por exemplo, quando 
quebramos um ovo de galinha, o que normalmente encontramos dentro dele é uma gema e a clara, 
certo? Ou seja, para cada ovo quebrado desse, teremos: 1 gema, 1 clara e a casca desse ovo, 
portanto, 1 casca. Observe a relação na figura abaixo: 
𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 =
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑛1 𝑒𝑚 𝑚𝑜𝑙)
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 (𝑉 𝑒𝑚 𝐿)
 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 40 
 
Agora, imagine aqueles ovos que vem com duas gemas (já viu?), a proporção mudará para: 
 
Então é isso, se você consegue entender a relação de proporcionalidade em ovos, você é capaz 
de fazer isso para qualquer tipo de composto, seja iônico ou molecular. Veja a seguir. 
 
Concentração molar de íons 
Nas soluções iônicas é possível determinar a molaridade do soluto assim como a molaridade dos 
íons provenientes de sua dissociação ou ionização. 
A molaridade dos íons é proporcional aos seus coeficientes estequiométricos nas equações de 
ionização ou dissociação. 
𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3 → 2 𝐴𝑙
+3 + 3 𝑆𝑂4
−2
1 𝑚𝑜𝑙 2 𝑚𝑜𝑙 3 𝑚𝑜𝑙 
 
Portanto, uma solução de 0,2 mol/L de Al2(SO4)3 produzirá 0,4 mol/L de Al+3 e 0,6 mol/L de SO4-2 
 
Exemplo 1: 
Calcule a molaridade dos íons Ca2+ (aq) e Cl-(aq) em uma solução 1,0.10-2 mol/L de CaCl2(aq). 
 
 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 41 
Exemplo 2: 
Calcule a molaridade dos íons H+(aq) e SO4-2(aq)em uma solução 2,0.10-3mol/L de H2SO4(aq), 
considerando a ionização total nas duas etapas. 
 
 
Conclusão: 
O cálculo da molaridade dos íons deve ser feito a partir da equação de dissociação ou de ionização 
do soluto e seguir a proporção estequiométrica. 
 
 
A conversão da concentração em g/L para mol/L, ou vice-versa, é realizada a partir dos dados da 
massa molar. 
Exemplo – conversão entre as concentrações comum e molar. 
a) Converter a concentração de 11,4 g/L para mol/L de NaOH. 
Sabendo que a massa molar de NaOH é igual a 40 g/mol, converte-se 11,4 g para número de mols. 
40 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 − −− − 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻
11,4 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 − −− − 𝑥 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻
 
𝑥 = 0,28 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻. 
Substitui-se o valor de 11,4 g para 0,28 mol na relação numérica inicial, assim: 
11,4 g/L → 0,28 mol/L 
 
b) Converter a concentração de 0,3 mol/L de Na2SO4 para g/L. 
Sabendo que a massa molar do Na2SO4 é igual a 142 g/mol, converte-se 0,3 mol de Na2SO4 para 
a massa, em gramas. 
142 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎2𝑆𝑂4 −− −− 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎2𝑆𝑂4
𝑥 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎2𝑆𝑂4 −− −− 0,3 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎2𝑆𝑂4
 
𝑥 = 42,6 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝑁𝑎2𝑆𝑂4. 
Substitui-se o valor de 0,3 mol para 42,6 g na relação numérica inicial, assim: 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 42 
0,3 mol/L → 42,6 g/L 
 
c) Converter a concentração de 3,33 g/L de CaCl2 para mol/L de Cl-. 
Primeiramente, sabe-se que para cada uma fórmula de CaCl2 são dissociados dois íons Cl-. 
Sabendo que a massa molar do CaCl2 é igual a 111 g/mol, converte-se a massa de 3,33 g de CaCl2 
para o número de mols de Cl-. Lembre-se que para cada 1 mol de CaCl2, apresentam 2 mols de Cl-. 
111 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑎𝐶𝑙2 − −−− 2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑙
−
3,33 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑎𝐶𝑙2 − −−− 𝑥 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑙
− 
𝑥 = 0,06 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑙− 
Substitui-se o valor de 3,33 g para 0,06 mol na relação numérica inicial, assim: 
3,33 g/L de CaCl2 → 0,06 mol/L de Cl- 
 
Se fossemos utilizar as fórmulas químicas, a conversões mostradas acima são uma relação clara 
entre as unidades de medida. Veja bem: 
𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 =
𝑛1
𝑉
 ∴ 𝑛1 =
𝑚1
𝑀𝑀1
 
 
𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 =
𝑚1
𝑀𝑀1
𝑉
=
𝑚1
𝑀𝑀1·𝑉
 
Como concentração comum pode ser escrito como: 
𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑐𝑜𝑚𝑢𝑚 = 
𝑚1
𝑉
 
Temos que, 
 
𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 = 
𝑚1
𝑀𝑀1·𝑉
=
1
𝑀𝑀1
· 𝐶 
Logo, 
𝒎𝒐𝒍𝒂𝒓𝒊𝒅𝒂𝒅𝒆 =
𝑪
𝑴𝑴𝟏
 
ou 
 
 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 43 
 
 
(PUC RS/2019) 
“Os íons de metais alcalinos têm importantes funções no nosso organismo, tais como 
influenciar em contrações musculares e pressão arterial, manter a pressão osmótica dentro das 
células e influenciar a condução dos impulsos nervosos. A diferença nas concentrações totais de íon 
de metais alcalinos dentro e fora da célula produz um potencial elétrico pela membrana celular, 
responsável, por exemplo, pela geração de sinais elétricos rítmicos no coração. As concentrações 
de Na+ e K+ nas células sanguíneas vermelhas são de 0,253 g·L–1 e de 3,588 g·L–1, respectivamente”. 
Rayner-Canham, G.; Overton, T. 
Química Inorgânica Descritiva. LTC. 
As concentrações aproximadas desses íons, em mol·L–1, são respectivamente 
a) 23,0 e 39,0 
b) 2,30 e 3,90 
c) 0,011 e 0,092 
d) 0,007 e 0,156 
 
Comentários: 
A partir das concentrações de sódio e potássio iguais a, respectivamente, 0,253 g·L–1 e 3,588 
g·L–1, calcula-se a concentração em mol/L para cada íon. 
 
Gabarito: C 
 
(UEG GO/2016) 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 44 
Considere 5 L de uma solução aquosa contendo 146 g de cloreto de sódio que será utilizada 
como solução de partida para outras de mais baixa concentração. Uma quantidade de 2 mL dessa 
solução contém uma massa de soluto, em miligramas, de aproximadamente 
a) 3 
b) 29 
c) 58 
d) 73 
e) 292 
 
Comentários: 
A solução preparada apresenta 146 g (ou 146000 mg) de cloreto de sódio em 5 L (ou 5000 mL), 
portanto, a quantidade em miligramas de soluto em 2 mL é de: 
 
x = 58,4 mg de soluto 
Gabarito: C 
 
(PUC Camp SP/2018) 
Os xaropes são soluções concentradas de açúcar (sacarose). Em uma receita caseira, são 
utilizados 500 g de açúcar para cada 1,5 L de água. Nesse caso, a concentração mol/L de sacarose 
nesse xarope é de, aproximadamente, 
Dado: 
Massa molar da sacarose = 342 g/mol 
 
a) 2,5. 
b) 1,5. 
c) 2,0. 
d) 1,0. 
e) 3,0. 
 
Comentários: 
A partir da massa de sacarose fornecida, converte-se essa quantidade em mols de sacarose. 
 
146000 𝑚𝑔 −− −− 5000 𝑚𝐿
𝑥 𝑚𝑔 −− −− 2 𝑚𝐿
 
342 𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑎𝑐𝑎𝑟𝑜𝑠𝑒 − −− − 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑠𝑎𝑐𝑎𝑟𝑜𝑠𝑒
500 𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑎𝑐𝑎𝑟𝑜𝑠𝑒 − −− − 𝑥 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑠𝑎𝑐𝑎𝑟𝑜𝑠𝑒
 
x = 1,461988 mol de sacarose 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 45 
A concentração em mol/L é igual a 1,461988 mol / 1,5 L = 0,97 mol/L de sacaroseGabarito: D 
 
(ENCE-UERJ-Cefet-UFRJ) 
Para a prevenção de cáries, em substituição à aplicação local de flúor nos dentes, recomenda-se 
o consumo de "água fluoretada". Sabendo que a porcentagem, em massa, de fluoreto de sódio na 
água é de 2 · 10–4%, um indivíduo que bebe 1 litro dessa água, diariamente, terá ingerido uma 
massa desse sal igual a: (densidade da água fluoretada: 1,0 g/mL) 
a) 2·10–3 g. 
b) 3·10–3 g. 
c) 4·10–3 g. 
d) 5·10–3 g. 
e) 6·10–3 g. 
 
Comentários: 
O valor da porcentagem em massa indica que existem: 
2 · 10–4 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝐹 − − − − 100 𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 
Como a densidade da solução é 1,0 g/mL, ou seja, 1 000 g/L, se um indivíduo ingerir 1 L dessa 
solução, ele estará ingerindo 1 000 gramas da solução. Então: 
100 𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 − − − − − 2 · 10–4 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝐹 
1 000 𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 − − − − − 𝑋
 
𝑥 = 2 · 10–3 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝐹 
 
Outra maneira de resolvermos essa questão é pela aplicação da fórmula de título (τ): 
𝜏 · 100% = % 𝑒𝑚 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 
𝑚1
𝑚
· 100% = % 𝑒𝑚 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 
 
em que: 
𝑚1 = ? 
𝑚 = 1 000 𝑔 
% 𝑒𝑚 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 = 2 · 10–4 % 
 
𝑚1
1000 𝑔
· 100% = 2 · 10–4 % 
𝑚1 = 2 · 10
–3 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝐹 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 46 
 
 
Título 
O título é uma concentração que pode ser determinada em função da porcentagem em massa ou 
volume dos componentes da solução. Título é a fração ou proporção entre a quantidade de soluto e a 
quantidade de solvente. Existem três tipos de título: 
 
 
Título ou título em massa ou título (m/m) 
O título em massa é calculado por: 
𝑡í𝑡𝑢𝑙𝑜 (𝜏) =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
 
Exemplo: 
 
O rótulo do soro fisiológico nos indica que a porcentagem em massa é 0,9%, ou seja, que existem 
0,9 g de soluto (NaCl) em cada 100 g de solução: 
Título
Título em massa razão da massa do soluto pela massa da solução.
Título em volume
razão do volume do soluto pelo volume da 
solução.
Título em massa por 
volume
razão da massa do soluto pelo volume da 
solução.
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 47 
𝑡í𝑡𝑢𝑙𝑜 (𝜏) =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
 
𝜏 =
0,9 𝑔
100 𝑔
 
𝜏 = 0,009 
Formas de apresentar o título: porcentagem (%), partes por milhão (ppm) e partes por bilhão 
(ppb). 
No exemplo anterior, calculamos um título com valor de 0,009, porém poderia ser representado 
pelas unidades: 
 
O título é calculado da mesma maneira, a mudança acontece na forma de expressar essa grandeza. 
Quando o valor do título é pequeno, recomenda-se usar unidades como ppm e ppb, porque são mais 
facilmente visualizáveis. 
 
Título em volume ou título (v/v) 
O título em volume é calculado por: 
𝑡í𝑡𝑢𝑙𝑜 𝑒𝑚 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 (𝑣/𝑣) =
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
 
Exemplo: uma solução gasosa de 1 m3 apresenta 0,2 mL de argônio, determina-se o título em 
volume: 
𝜏 (𝑣/𝑣) =
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
 
𝜏 (𝑣/𝑣) =
0,0002 𝐿
1000 𝐿
 
𝑇í𝑡𝑢𝑙𝑜 (𝑣/𝑣) = 0,0000002 
Percebe-se que nesse caso, expressar o título por: 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 48 
 
 
Título em massa por volume ou título (m/v) 
O título em massa por volume (m/v) é utilizado para soluções aquosas diluídas, ou seja, a 
densidade da solução aquosa é aproximadamente igual a densidade da água, a 25 °C, 1 g/mL. 
O título em massa por volume é calculado por: 
𝑡í𝑡𝑢𝑙𝑜 𝑒𝑚 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑝𝑜𝑟 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 (𝑚/𝑣) =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
 
 
Exemplo: a solução aquosa 5% (m/v), indica que apresenta 5 g/100 mL. 
Dica para você: Quando uma questão fornecer o título em massa por volume e não indicar a 
densidade da solução, subentende-se que a solução aquosa em questão é muito diluída. Portanto, sugere-
se fazer a substituição: 
 
O título (m/v) é utilizado para expressar concentrações de soluções diluídas. 
 
 
% volume / volume (%v/v): 
Indica o volume de soluto (V1), em mL, contido em 100mL de solução. 
Exemplo: 20% v/v indica 20 mL de soluto em 100 mL de solução. 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 49 
 
O grau Gay-Lussac (oGL): 
Indica a % v1/v para soluções alcoólicas. 
Exemplo: 10,6ºG.L (significa 10,6 volumes de álcool para cada 100 volumes da solução). 
 
O grau INPM (oINPM): 
Indica a % m1/m para soluções alcoólicas. 
Exemplo: 46° INPM significa que 46% da massa dessa solução é composta por etanol e 54% de água. 
 
% massa/volume (%m/v): 
Indica a massa do soluto (m1) em gramas, contida em 100 ml de solução. 
Exemplo: 0,80% m/v indica 0,80g de soluto em 100 ml de solução. 
 
Há diferença entre °INPM e °GL?6 
Sim, pois as unidades medem a razão entre grandezas diferentes, massa e volume. Para relacionar 
massa e volume utiliza-se a densidade. O álcool etílico possui densidade igual a 0,789 g/cm³, isso 
significa que a massa de álcool presente numa solução 70 °INPM é maior que aquela massa presente 
numa solução 70 °GL. Elas somente seriam iguais se a densidade fosse igual a 1 (um). 
 
 
Fração Molar 
A fração molar (X) corresponde a razão entre o número de mols do soluto pelo número de mols 
da solução. 
𝑓𝑟𝑎çã𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 (𝑋) =
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
 
 
Concentração Molal ou Molalidade (W) 
A molalidade ou concentração molal é uma unidade pouco utilizada em questões de vestibulares. 
A molalidade é a razão do número de mols do soluto pela massa, em kg, do solvente. 
 
6 https://cfq.org.br/noticia/nota-oficial-esclarecimentos-sobre-alcool-gel-caseiro-higienizacao-de-eletronicos-e-
outros/#:~:text=INPM%20significa%20Instituto%20Nacional%20de,a%20quantidade%20percentual%20de%20%C3%A1lcool. 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 50 
𝑚𝑜𝑙𝑎𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 (𝑊) =
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎, 𝑒𝑚 𝑘𝑔, 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
 
 
 
(UNITAU SP/2018) 
Uma lata com 180 g de atum tem uma concentração de 0,20 ppm de mercúrio. A quantidade 
de mercúrio presente nessa quantidade de atum é de 
 
a) 3,6·10–5 g 
b) 3,6·10–6 g 
c) 3,6·10–3 g 
d) 3,6·10–9 g 
e) 3,6·10–2 g 
 
Comentários: 
A quantidade de 0,20 ppm (0,20 partes por milhão) de mercúrio quer dizer que temos 0,2 de 
mercúrio para 106 do material. 
Portanto, 
 
x = 3,6·10-5 g de mercúrio 
Gabarito: A 
 
(UFGD MS/2016) 
É muito comum a utilização de peróxido de hidrogênio (H2O2) na descoloração/branqueamento 
de tecidos e/ou cabelos. Uma solução aquosa 9,0% (m/v) de água oxigenada, de densidade 1,0 g·mL–
1, apresenta concentração aproximada, expressa em volumes, de 
 
a) 9 
b) 12 
c) 20 
0,20 𝑔 𝑑𝑒 𝑚𝑒𝑟𝑐ú𝑟𝑖𝑜 − − −− 106𝑔 𝑑𝑒 𝑎𝑡𝑢𝑚
𝑥 𝑔 𝑑𝑒 𝑚𝑒𝑟𝑐ú𝑟𝑖𝑜 − − −− 180 𝑔 𝑑𝑒 𝑎𝑡𝑢𝑚
 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 51 
d) 30 
e) 40 
 
Comentários: 
A água oxigenada compõe 9,0% da massa em volume. Aplicando-se essa porcentagem de massa 
por volume do peróxido na densidade, que é a relação da massa e volume de tudo, temos a 
concentração da água oxigenada. 
Apresente duas formas de calcular a concentração da água oxigenada em g/L: 
 
O volume da água oxigenada é calculado pelo volume de oxigênio liberado, na CNTP, pela 
decomposição da água oxigenada. Sabe-se que a decomposição da água oxigenada é expressa pela 
equação: 
2 H2O2 → 2 H2O + O2 
Sabe-se que 1mL de solução contém 0,09 g de H2O2, logo, 1 L da solução apresenta 90 g de 
H2O2. Portanto, realiza-se o cálculo do volume de O2, nas CNTP, liberado pela decomposição de 90g de H2O2, sabendo que o volume molar é igual a 22,4 L/mol e que a massa molar do H2O2 é igual a 
34 g/mol. 
 
x = 29,64 L 
Assim, a água oxigenada é igual a, aproximadamente, 30 volumes. 
Gabarito: D 
 
(PUC SP/2019) 
Uma solução saturada de NH4Cl em água, foi feita a 60 °C e utilizou-se 1000 mL de água. 
Considere a densidade da água a 60 °C como 1,0 g/mL. 
Sabendo que o título dessa solução a 60 °C é de aproximadamente 35,5%, qual o coeficiente de 
solubilidade, aproximado, de NH4Cl em água na temperatura em questão? 
a) 35,5 g de NH4Cl em 100 g de H2O a 60 °C 
b) 55 g de NH4Cl em 1000 g de H2O a 60 °C 
c) 55 g de NH4Cl em 100 g de H2O a 60 °C 
d) 0,355 g de NH4Cl em 100 g de H2O a 60 °C 
 
Comentários: 
100 % −− −− 1 𝑔 ·𝑚𝐿−1
9,0 % −− −− 𝑥 𝑔 ·𝑚𝐿−1
 
x = 0,09 g·mL-1 
9% · 1 𝑔 ·𝑚𝐿−1
= 0,09 · 1 𝑔
·𝑚𝐿−1 = 
0,09 𝑔 ·𝑚𝐿−1 
 
2 · 34 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑂2 − −− − 1 · 22,4 𝐿 𝑑𝑒 𝑂2
90 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑂2 − −− − 𝑥 𝐿 𝑑𝑒 𝑂2
 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 52 
O título de 35,5% significa que 35,5% da massa total da solução é de cloreto de amônio (NH4Cl). 
Portanto, a quantidade de água, em massa, corresponde a 64,5%. Sabendo que a densidade da água 
é igual a 1g/mL, 1000 mL = 1000 g. 
 
x = 550,38 g de cloreto de amônio em 1000 g de água. 
Dividindo por 10, tem-se: 
55,038 g de cloreto de amônio para cada 100 g de água. 
Observação: não se pode aplicar os 35,5% na densidade 1 g/mL, porque os 35,5% é do sal e o 
valor de 1,0 g/mL é da água pura. Se a questão tivesse fornecido o valor da densidade da solução, 
aí sim seria possível esse cálculo. 
Gabarito: C 
 
(IFBA/2018) 
A solução de hipoclorito de sódio (NaOCl) em água é chamada comercialmente de água 
sanitária. O rótulo de determinada água sanitária apresentou as seguintes informações: 
Solução 20% m/m 
Densidade = 1,10 g/mL 
Com base nessas informações, a concentração da solução comercial desse NaOCl será: 
a) 1,10 mol/L 
b) 2,00 mol/L 
c) 3,00 mol/L 
d) 2,95 mol/L 
e) 3,50 mol/L 
 
Comentários: 
A questão forneceu que a densidade da solução é igual a 1,10 g/mL, ou seja, para cada 1 mL da 
solução temos 1,10 g de tudo. Desses 1,10 g, 20% é de hipoclorito de sódio. 
Portanto, 
NaOCl: 20% · 1,10 g/mL = 0,20 · 1,10 g/mL = 0,22 g/mL 
Adequando as unidades de volume para as unidades requeridas na questão, tem-se: 
0,22 g/mL = 220 g/1000 mL = 220 g/1L = 220 g/L 
Sabendo que a massa molar do NaOCl é igual a 74,5 g/mol, converte-se a massa de 220 g de 
NaOCl em mol: 
 
1000 𝑔 𝑑𝑒 á𝑔𝑢𝑎 − − −− 64,5% 
𝑥 𝑔 𝑑𝑒 𝑐𝑙𝑜𝑟𝑒𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑎𝑚ô𝑛𝑖𝑜 −− −− 35,5%
 
74,5 𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑎𝑙 − −− − 1 𝑚𝑜𝑙
220 𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑎𝑙 − − − − 𝑥 𝑚𝑜𝑙
 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 53 
x = 2,95 mol 
Os 2,95 mols de sal são proporcionais à 1 L de solução, por isso, a concentração de NaOCl é 
igual a 2,95 mol/L. 
Gabarito: D 
 
(UNITAU SP/2018) 
Uma solução é composta por benzeno e tetracloreto de carbono, e 39% da massa dessa solução 
é benzeno. 
Qual a fração molar do benzeno na solução? 
 
a) 0,56 
b) 0,45 
c) 0,65 
d) 0,25 
e) 0,35 
 
Comentários: 
O benzeno apresenta fórmula C6H6 e o tetracloreto de carbono CCl4. Sabendo que a 
porcentagem em massa de benzeno é de 39%, logo, a quantidade de tetracloreto de carbono é igual 
a 61%. 
A fim de determinar a fração molar, supõe-se uma massa total qualquer. Para que as contas 
fiquem mais práticas, irei utilizar a massa inicial total de 100 g. Sabendo que as massas molares de 
C6H6 e CCl4 são 78 g/mol e 154 g/mol, respectivamente, calcula-se: 
 
A fração molar do benzeno é: 
 
 
C6H6 CC4 
39% de 100 g = 
39 g 
 
Convertendo 39 g de C6H6 para 
mols: 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶6𝐻6 −− −− 78 𝑔
𝑥 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶6𝐻6 −− −− 39 𝑔
 
x = 0,5 mol de C6H6 
61% de 100 g = 
61 g 
 
Convertendo 61 g de C6H6 para 
mols: 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝐶𝑙4 −− −− 154 𝑔
𝑥 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝐶𝑙4 −− −− 61 𝑔
 
x = 0,396 mol de CC4 
 
𝑋𝑏𝑒𝑛𝑧𝑒𝑛𝑜 =
0,5 𝑚𝑜𝑙
0,5 𝑚𝑜𝑙 + 0,396 𝑚𝑜𝑙
= 0,558 
t.me/CursosDesignTelegramhub
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – SOLUÇÕES (PARTE 1) 
 
AULA 12 – SOLUÇÕES (PARTE 1) 54 
Gabarito: A 
 
 
 
 
 
t.me/CursosDesignTelegramhub