Análises de Processos Físico-Químicos I

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16/4/2020 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ETEC Júlio de Mesquita – ETIM em Química 
Davi Gonçalves de Araújo - Orientadores: Professores 
Luis Gustavo, Jhonny Souza e Tatiana Augusto 
APFQ I 
ANÁLISES DE PROCESSOS FÍSICO-
QUÍMICOS I 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
“Terrorismo.” 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
APFQ I é de longe, a disciplina mais difícil do primeiro ano no ETIM em 
Química. Ela, além de ser a base de todo o cálculo químico, também ensina 
práticas de laboratório e uma das coisas mais importantes que essa disciplina 
aborda está no final: a titulação. Portanto, é essencial compreender muito bem 
todos os conteúdos dessa matéria. 
Eu preferi dividir essa apostila em 5 capítulos, que abordam os 5 assuntos de 
APFQ I e que estão relacionados entre si, mas que precisam ser aprendidos 
um de cada vez. A ordem dessa apostila é muito semelhante à ordem em que 
esses conteúdos foram ensinados pra mim (pelo Jhonny, LG e pela Tati). 
Portanto, pode ser que essa ordem confunda um pouco os bichos de 2020 
(visto que quem ministra as aulas de APFQ I agora são os professores 
Agrimaldo e Maria). Mas para evitar essa confusão, montei um sumário que 
com certeza fará você localizar rapidamente cada assunto da matéria. 
O primeiro capítulo, Solubilidade, aborda os primeiros conceitos sobre 
soluções e sobre a solubilidade das substâncias. Tem a finalidade de entender 
exatamente como e por que as soluções existem, compreender os seus 
componentes (soluto e solvente) e o conceito de precipitado (que futuramente, 
em Química Analítica Quantitativa e Qualitativa, vai ser extremamente 
importante), além de saber diferenciar os três tipos de dispersões e ter 
facilidade na leitura de gráficos de solubilidade. DIFICULDADE: Fácil. É um 
conteúdo muito mais interpretativo e, se você entender tudo direitinho com 
atenção, fica bem fácil. 
O segundo capítulo é Grandezas físico-químicas e tem como objetivo inserir 
o aluno no “mundo fantástico da físico-química”. O aluno vai receber MUITA 
informação em pouco tempo: massa atômica, molecular, e o aterrorizante mol 
(e todas as coisas que vem junto: massa molar, volume molar...). Enfim, o 
aluno vai receber a base de boa parte da físico-química e é imprescindível 
entender bem esse conteúdo. DIFICULDADE: Difícil. É um baque pro aluno, 
pois a quantidade de cálculos e de lógica necessária é algo muito 
provavelmente inédito para um novato de química. 
O terceiro capítulo, Reações químicas e estequiometria, insere uma nova 
tecnologia no estudo da físico-química: as reações químicas puras e seu 
estudo quantitativo, denominado cálculo estequiométrico. Em pouquíssimo 
tempo, o aluno vai entender as leis de Lavoisier e Proust e derivado delas, as 
relações de massa, volume de gases, número de mols e quantidades de 
matéria em reações químicas, além dos cálculos de pureza e rendimento. 
DIFICULDADE: Muito difícil. É extremamente complicado assimilar todas as 
proporcionalidades envolvidas no cálculo estequiométrico e na minha opinião, é 
o conteúdo mais difícil de APFQ I. 
O quarto capítulo recebe o nome de Soluções e é uma continuação do 
capítulo I, e ao mesmo tempo, um preparatório pro capítulo V. Aborda, 
principalmente, as unidades de concentração das soluções, além dos 
processos de concentrar e diluir e a mistura de soluções. DIFICULDADE: 
 
Média. Não é tão fácil quanto parece, pois esse é um conteúdo com muitas 
fórmulas pra decorar. Mas a dificuldade dos cálculos não é tão alta, o que faz 
com que também não seja tão difícil. 
O quinto e último capítulo, Introdução à volumetria, é uma abordagem inicial 
do conteúdo de volumetria e titulação, estudado profundamente em Química 
Analítica Quantitativa. Falando de forma mais simples, é como uma mistura 
entre os conteúdos do capítulo III e IV, onde as reações químicas são feitas por 
meio da mistura de soluções. DIFICULDADE: Média. Agora já experiente e 
com um pé no segundo ano, esse conteúdo provavelmente vai parecer ter uma 
dificuldade mediana. Mas esse conteúdo é, provavelmente, o mais 
importante de APFQ I. 
 
 
 
 
 SUMÁRIO 
 
CAPÍTULO I – Solubilidade ................................................................................... 1 
1. Conceito de Solubilidade................................................................................ 1 
2. O que é uma solução? ................................................................................... 2 
3. Coeficiente de solubilidade ............................................................................ 3 
4. Tipos de solução............................................................................................. 4 
5. Comportamento térmico das substâncias ..................................................... 6 
6. Dispersões ...................................................................................................... 7 
LISTA DE EXERCÍCIOS I .................................................................................... 10 
CAPÍTULO II – Grandezas físico-químicas ......................................................... 13 
7. Massa atômica .............................................................................................. 13 
8. Massa molecular........................................................................................... 14 
9. Mol – Quantidade de matéria ....................................................................... 15 
10. Massa molar ............................................................................................... 16 
11. Gases ideais: volume molar e equação de Clayperon ............................. 20 
LISTA DE EXERCÍCIOS II ................................................................................... 26 
CAPÍTULO III – Reações químicas e estequiometria ......................................... 29 
12. Conceito de reação química ...................................................................... 29 
13. Equações químicas .................................................................................... 30 
14. Leis de Lavoisier e de Proust (Leis ponderais) ......................................... 31 
15. Cálculo estequiométrico ............................................................................. 33 
16. Reagentes limitantes e em excesso .......................................................... 35 
17. Rendimento de uma reação e pureza ....................................................... 38 
18. Balanceamento de equações químicas ..................................................... 41 
LISTA DE EXERCÍCIOS III .................................................................................. 46 
CAPÍTULO IV – Soluções .................................................................................... 48 
19. Definição de unidades de concentração ................................................... 48 
20. Densidade da solução e concentração comum ........................................ 48 
21. Título em massa e em volume ................................................................... 50 
22. Partes por milhão, bilhão e trilhão (PPM, PPB e PPT) ............................. 51 
23. Fração molar ............................................................................................... 53 
24. Concentração molal (molalidade) .............................................................. 56 
25. Concentração molar (molaridade) ............................................................. 57 
26. Diluição ....................................................................................................... 58 
27. Concentrar uma solução ............................................................................ 64 
28. Misturas de soluções de mesmo soluto .................................................... 66 
 
LISTA DE EXERCÍCIOS IV................................................................................. 70 
CAPÍTULO V – Introdução à volumetria ............................................................. 72 
29. Conceito de volumetria e titulação ............................................................. 72 
30. Titulação ácido-base (volumetria de neutralização).................................. 76 
31. Como funciona a fenolftaleína? ................................................................. 81 
32. Outros tipos de titulação............................................................................. 82 
LISTA DE EXERCÍCIOS V................................................................................... 84 
 
 
 
 1 
CAPÍTULO I – Solubilidade 
 
1. Conceito de Solubilidade 
 
Acho que é legal começar falando sobre algo mais “popular” para entendermos 
esse primeiro conceito. E pra isso, devemos olhar para uma coisa muito 
comum em nosso cotidiano: a preparação de sucos de “saquinho”. Claro, 
preparar um tang ou um clight em um dia de sol quente não é nenhum conceito 
físico-químico muito complicado. Mas é nesse procedimento que podemos 
entender a solubilidade: o pó contido nas embalagens de tang, ao ser 
despejado na água, desaparece de sua forma sólida, mudando a cor da água e 
transformando seu sabor. A capacidade do pó de tang de desaparecer na água 
é chamada de capacidade de dissolução (ou de se dissolver) na água, que 
é responsável por ser quem dissolve o pó. A esse conjunto de fatores, damos 
o nome de solubilidade. 
“Mas oras, o que acontece com o tang nesse processo? Ele desaparece?” 
Felizmente, ou infelizmente, não. O que acontece é que as moléculas que 
compõem o tang se aproximam das moléculas de água, não alterando sua 
composição e nem resultando em nenhum novo produto. Resumindo, é só 
“tang em água” (apesar de não ser tão simples assim). 
 
 
 
Mas quimicamente, devemos se atentar a um fator determinante da 
solublidade: a natureza do material. Nesse caso, entenda que é a polaridade 
dos materiais que determina sua solubilidade ou não. Na esmagadora maioria 
das vezes, os materiais são solúveis em água – visto que grande parte dos 
materiais são polares – e a água também. Portanto: 
 
 
 2 
“Semelhante dissolve semelhante” 
Portanto, o álcool etílico, substância polar, tem (literalmente) infinita 
solubilidade em água. Mas esse mesmo álcool tem baixíssima solubilidade em 
tetracloreto de carbono, pois esse é um composto apolar. 
Alem disso, boa parte dos sais tem boa solubilidade em água, visto que são 
compostos iônicos, polares e eletrólitos. Os sais, ao se dissolverem em água, 
se dissociam em seus íons. 
 
 
 
 
Não é muito legal falar muito sobre polaridade aqui, visto que esse é um 
assunto abordado em outra disciplina técnica (Tecnologia dos Materiais 
Inorgânicos). Mas ao menos o básico tem de ser abordado. 
 
2. O que é uma solução? 
 
Logo, se sabemos que a dissolução de um determinado material não altera sua 
composição nem forma um novo produto, como devemos chamar, por 
exemplo, um copo de água com sal dissolvido? 
 
 3 
Quando um determinado material é dissolvido em outro material, temos aquilo 
que chamamos de solução. Portanto, quimicamente, é por esse nome que 
devemos chamar o suco tang preparado ou um copo de água com sal. 
Numa solução, aquele(s) que é dissolvido é chamado de soluto, e aquele que 
dissolve é chamado de solvente. Tanto o soluto quanto o solvente podem 
estar em qualquer uma dos estados de agregação (sólido, líquido ou gasoso), 
contanto que haja coerência química (por exemplo, um gás não pode ser 
dissolvido em um sólido de forma “facilitada”). 
O principal solvente utilizado é a água – pois como já dito, ela dissolve grande 
parte dos compostos químicos. Todas as soluções são claramente 
consideradas misturas homogêneas, pois um material está dissolvido no 
outro. 
 
3. Coeficiente de solubilidade 
 
Para relacionar a quantidade de soluto e a quantidade de solvente de uma 
solução, temos o coeficiente de solubilidade. 
Essa é correlação entre a quantidade máxima em gramas de um soluto que 
pode ser dissolvida em 100 gramas de um solvente: 
 
 
 
 
 
 
O valor do coeficiente sofre alterações por meio de fatores intuitivos, como a 
temperatura e a pressão, que podem diminuir ou aumentar a solubilidade de 
um determinado soluto em um determinado solvente. Além disso, a massa de 
referência do solvente pode mudar, apesar de ser mais comum os 100 gramas. 
O valor obtido pela fórmula do coeficiente nem sempre é usado. O C.S. pode 
ser expresso não só pelo valor, mas também por meio de tabelas e gráficos – 
sendo a maneira gráfica a mais utilizada. 
Tome, como exemplo, o C.S. do cloreto de amônio: 
 
 
 
 4 
Os valores do C.S. do cloreto de amônio para 20°C, 40°C, 60°C e 80°C, são 
respectivamente, 0,372; 0,458; 0,552 e 0,656. Mas esses valores não nos 
permitem mensurar o quão solúvel o sal em questão é em água. 
Mas a tabela e o gráfico, sim. É ainda mais informativo o gráfico – que indica o 
crescimento do C.S. proporcional ao aumento da temperatura. 
E é importante destacar como o gráfico do C.S. deve ser montado. No eixo X, 
deve-se indicar as diferentes temperaturas em que foram constatadas a 
solubilidade. E no eixo Y, deve-se indicar a massa, em gramas, do soluto – 
destacando que o referencial é 100 gramas de solvente. 
Qualquer quantidade de soluto que esteja acima do C.S., em condições 
normais, não é dissolvida (só se é dissolvida a quantidade máxima desse 
soluto, ou seja, igual ao C.S.) e forma o que chamamos de precipitado, que é 
uma fase sólida geralmente visivel na solução (geralmente ficando no fundo do 
recipiente). 
 
 
 
4. Tipos de solução 
 
Ter um máximo de soluto possível a ser dissolvido em um determinado 
solvente não obriga que alguém prepare uma solução com exatamente aquela 
quantidade. Por isso, existem quatro tipos de solução: insaturadas, 
saturadas, saturadas com corpo de fundo e supersaturadas. 
As soluções insaturadas são todas aquelas nas quais a quantidade do soluto 
está abaixo do C.S. para um determinado solvente. 
As soluções saturadas são todas aquelas que possuem a quantidade máxima 
de soluto dissolvido (quantidade igual ao C.S.) em um determinado solvente. 
 
 5 
As soluções saturadas com corpo de fundo são todas aquelas que possuem 
uma quantidade de soluto acima do C.S.. Nesse caso, só é dissolvida a massa 
máximo possível de soluto, e qualquer massa sobressalente forma precipitado. 
E as soluções supersaturadas são um tipo incomum de solução, que ocorre 
em condições especiais. São todas as soluções que possuem uma massa de 
soluto acima do C.S. e completamente dissolvida – ou seja, sem corpo de 
fundo. A solução supersaturada é instável, e a mínima perturbação do sistema 
faz com que o excesso de soluto dissolvido precipite, tornando-se uma solução 
saturada com corpo de fundo. 
Observe a curva de solubilidade de um sal em água: 
 
 
 
Nela, nós temos três soluções representadas por A, B e C. Pela leitura do 
gráfico, percebe-se que A, B e C possuem a mesma quantidade de soluto (30 
gramas), mas foram preparadas em temperaturas diferentes – A solução A foi 
preparada à aproximadamente 18°C; a solução B, à aproximadamente 37°C, e 
a solução C, à 56°C. A partir da análise gráfica, podemos determinar que: 
 A solução “A” pode ser uma solução saturada com corpo de fundo, 
caso haja precipitado; ou uma solução supersaturada, caso não haja a 
presença de precipitado. Isso porque as 30 gramas presentes nessa 
solução caracterizam uma massa acima do C.S. para a temperatura de 
18°C. 
 
 6 
 A solução “B” é uma solução saturada. Isso porque as 30 gramas 
presentes nessa solução caracterizam uma massa equivalente ao C.S.para a temperatura de 37°C. 
 
 A solução “C” é uma solução insaturada. Isso porque as 30 gramas 
presentes nessa solução caracterizam uma massa abaixo do C.S. para 
a temperatura de 56°C. 
 
5. Comportamento térmico das substâncias 
 
Como vimos anteriormente, a solubilidade de um soluto se altera conforme o 
aumento ou diminuição da temperatura. Mas esse comportamento pode 
assumir duas formas – uma substância pode se comportar de maneira 
exotérmica ou endotérmica. 
O comportamento exotérmico consiste na diminuição do C.S. a partir do 
aumento da temperatura. Por isso, esse comportamento tem a propriedade de 
liberação de energia. 
Já o comportamento endotérmico consiste no aumento do C.S. a partir do 
aumento da temperatura. Por isso, esse comportamento tem a propriedade de 
absorção de energia. 
 
 
 
 7 
A curva de solubilidade acima informa o C.S. de diversas substâncias, em 
diversas temperaturas, em 100 gramas de água. Pode-se notar que quase 
todos eles aumentam sua solubilidade conforme o aumento de temperatura – 
ou seja, se comportam endotermicamente. Mas o sulfato de cério 
( ) é o único que apresenta um comportamento exotérmico, isto é – 
o único que diminui sua solubilidade com o aumento de temperatura. 
Há ainda algumas substâncias que não alteram muito sua solubilidade com o 
aumento ou diminuição da temperatura – como o NaCl, conhecido como sal de 
cozinha: 
 
 
 
Apesar da pouca alteração do C.S. com a temperatura, pode-se dizer que o 
NaCl se comporta de forma ligeiramente endotérmica. 
 
6. Dispersões 
 
As dispersões são nada mais que um material “disperso” em outro material. 
 
“Mas isso não é o que significa uma solução?” 
 
Indiretamente, sim. E isso se deve ao fato de que uma solução também é um 
tipo de dispersão. Uma solução possui uma massa de material dissolvida – 
impossibilitando que aquele material seja visto em sua forma sólida, pois as 
partículas se organizam sem estar juntas a outras iguais – então moléculas de 
 
 8 
açúcar, por exemplo, quando dissolvidas em água, se separam de outras 
moléculas de açúcar e ficam próximas às moléculas de água, ocupando o 
espaço vazio que existe entre elas. 
 
 
 
Numa dispersão, chamamos o particulado de disperso; e chamamos a 
substância que comporta o particulado de dispersante. 
Podemos classificar as dispersões em três tipos: soluções, dispersões 
coloidais ou dispersões grosseiras. Essas classificações se dão de acordo 
com o tamanho do particulado presente na dispersão. 
As soluções são classificadas dessa forma quando o tamanho do particulado é 
menor que 1nm. Seu particulado não pode ser visualizado nem com a 
utilização de microscópios ópticos. O disperso da solução é chamado de 
soluto, e o dispersante, de solvente. 
As dispersões coloidais ou coloides são todas as dispersões que possuem 
um particulado com diâmetro entre 1nm e 1000nm. Suas partículas só podem 
ser visualizadas com o auxílio de um microscópio – a olho nu, não é possível 
vê-las. Um exemplo de coloide é o leite e suas gorduras. 
 
 
 
 9 
As dispersões grosseiras ou suspensões são todas as dispersões que 
possuem um particulado com diâmetro acima de 1000nm. Podem ser vistos 
claramente à olho nu. Um exemplo de suspensão é a areia na água. 
 
 
 
Abaixo, uma tabela que resume os três tipos de dispersões: 
 
 
 
 10 
LISTA DE EXERCÍCIOS I 
 
1. (UFRS) Quais são as soluções aquosas contendo uma única substância 
dissolvida que podem apresentar corpo de fundo dessa substância? (Gabarito: 
B) 
a) saturadas e supersaturadas b) somente as saturadas 
c) insaturadas diluídas. d) somente as supersaturadas. 
 e) insaturadas concentradas 
 
2. (PUC SP) A uma solução de cloreto de sódio foi adicionado um cristal desse 
sal e verificou-se que não se dissolveu, provocando, ainda, a formação de um 
precipitado. Pode-se inferir que a solução original era: (Gabarito: E) 
a) estável b) diluída c) saturada d) concentrada e) supersaturada 
 
3. A 42ºC, a solubilidade de certo sal é de 15 g para cada 100 g de água. 
Assinale a alternativa que indica corretamente a solução que será formada 
nessa temperatura se adicionarmos 30 g desse sal em 200 g de água e 
agitarmos convenientemente: (Gabarito: B) 
a) insaturada b) saturada c) supersaturada d) saturada com corpo de chão. 
 
4. O gráfico abaixo indica as curvas de solubilidade de quatro diferentes sais: 
 
 
 
 11 
Qual destes sais apresenta maior solubilidade a 40oC? (Gabarito: A) 
a) NaClO3 b) KNO3 c) NH4Cl d) NaCl 
 
5. A curva de solubilidade da substância KNO3 dissolvida em 100 g de água em 
função da temperatura é mostrada abaixo. 
 
 
Se tivermos 40g de água a 50o C, qual será aproximadamente a massa de 
KNO3 dissolvida? (Gabarito: C) 
a) 28 g b) 56 g c) 33,6 g d) 45 g 
 
6. (UFMG) Seis soluções aquosas de nitrato de sódio (NaNO3), numeradas de I 
a VI, foram preparadas em diferentes temperaturas dissolvendo-se diferentes 
massas de NaNO3 em 100 g de água. Em alguns casos, o NaNO3 não se 
dissolveu completamente. Este gráfico representa a curva de solubilidade de 
NaNO3 em função da temperatura. Os seis pontos correspondem aos sistemas 
preparados: 
 
 
 
 12 
A partir da análise desse gráfico, é CORRETO afirmar que os dois sistemas em 
que há precipitado são: (Gabarito: B) 
a) I e II b) I e III c) IV e V d) V e VI 
 
7. Observe o gráfico abaixo e analise as afirmações de I a IV. 
 
 
 
I- Se acrescentamos 250 g de NH4NO3 a 50g de água a 60°C, obteremos uma 
solução saturada com corpo de chão. 
II- A dissolução do NH4NO3 e do Nal em água ocorre com liberação e absorção 
de calor, respectivamente. 
III- A 40°C, o Nal é mais solúvel que o NaBr e menos solúvel que o NH4NO3. 
IV- Quando uma solução aquosa saturada de NH4NO3, inicialmente preparada 
a 60°C, for resfriada a 10°C, obteremos uma solução insaturada. 
 
Está correto apenas o que se afirma em: (Gabarito: B) 
a) I e II b) I e III c) I e IV d) II e III e) III e IV 
 
 
 13 
CAPÍTULO II – Grandezas físico-químicas 
 
7. Massa atômica 
 
Toda a matéria possui massa. E por isso, um átomo também possui sua 
própria massa. 
Mas nós sabemos que os átomos são entidades muito pequenas – e por isso, 
seria muito difícil mensurar ou imaginar a massa em gramas de um átomo, pois 
esse valor seria microscópico. E então, para mensurar e comparar as massas 
dos diferentes átomos dos elementos da tabela periódica, criou-se o conceito 
de massa atômica. 
A massa atômica é a massa de um átomo (de determinado elemento) medida 
na unidade de massa atômica, sendo simbolizada por “u”. 1u equivale a um 
doze avos (1/12) da massa de um átomo de carbono-12. E 1u é igual a 
aproximadamente gramas. 
 
 
 
Tome como exemplo os átomos do elemento hidrogênio: 
 
 
 
 14 
Como podemos ver na imagem acima, a maioria das tabelas periódicas 
apresentam os símbolos dos elementos, o seus números atômicos e suas 
massas atômicas. A massa dos átomos do elemento hidrogênio é de 
1,00794u, mas na maioria dos cálculos envolvendo esse valor, o numero é 
arredondado para até duas casas decimais. Com isso, no caso do hidrogênio, 
sua massa é em 95% dos casos considerada como 1u. 
Os valores de massa atômica são tabelados, e podem ser facilmente 
consultados na tabela periódica dos elementos químicos. 
 
8. Massa molecular 
 
Sabemos agora que os átomos tem sua própria unidade de massa. Mas a 
química não se resume a átomos. Claro, em nosso cotidiano, os objetos, 
alimentos e materiais que estão ao nosso redor são constituídos por moléculas 
ou compostos iônicos – que são grupos de átomos ligados por atrações 
eletrônicas e por doação/recepção de elétrons, respectivamente. 
E para mensurar a massa de uma molécula, nós temos o conceito de massa 
molecular. 
Sim, conceito.Isso porque a unidade de massa molecular é a mesma que a 
de massa atômica – e isso se explica pelo simples fato de uma molécula ser 
um grupo de átomos ligados um ao outro. Portanto, se uma molécula é um 
grupo de átomos unidos, sua massa é equivalente à soma das massas de 
todos os átomos que a compõem. Esse mesmo conceito também se aplica a 
compostos iônicos, visto que também são constituídos por átomos. 
O cálculo da massa molecular requisita conhecer as massas dos átomos que 
compõem a molécula e a interpretação de sua fórmula molecular. Tome como 
exemplo o seguinte problema: 
 
“Calcule a massa molecular dos seguintes compostos: 
(A) NaCl 
(B) 
(C) ” 
 
No exercício (A) NaCl, é possível perceber que existem dois átomos no 
composto: o sódio (Na) e o cloro (Cl). Sabendo que a massa atômica do sódio 
é 23u, e que a massa do cloro é 35,5u, basta somar a massa de ambos os 
átomos: 
 
 
 15 
23 (Na) + 35,5 (Cl) = 58,5u 
Portanto, a massa molecular do NaCl é igual à aproximadamente 58,5u. 
No exercício (B) , devemos se atentar à presença de um “2” depois do 
símbolo do hidrogênio. Isso significa que existem dois átomos de hidrogênio e 
um de oxigênio na molécula. Sabendo que a massa do hidrogênio é 1u, e que 
a massa do oxigênio é 16u, devemos somar a massa de dois átomos de 
hidrogênio com a massa de um átomo de oxigênio: 
 
2.1 (H) + 16 (O) = 18u 
 
Portanto, a massa molecular da água ( ) é equivalente à aproximadamente 
18u. 
E o exercício (C) exige mais atenção que os exercícios anteriores. 
Isso porque ele envolve a interpretação do quê é um íon composto – no caso, o 
sulfato ( ). O composto do exercício possui dois átomos de alumínio ( ) e 
três íons . Se cada íon possui 1 átomo de enxofre (S) e 4 átomos de 
oxigênio ( ). Se existem 3 íons , logo existem 3 átomos de enxofre (S) e 
12 átomos de oxigênio (O) no composto. Sabendo que a massa atômica do 
alumínio é 27u, que a do enxofre é 32u e que a do oxigênio é 16u, devemos 
somar a massa de dois átomos de alumínio com a de três átomos de enxofre e 
a de doze átomos de oxigênio: 
 
2.27 (Al) + 3.32 (S) + 12.16 (O) = 342u 
 
Portanto, a massa molecular do sulfato de alumínio é de aproximadamente 
342u. 
 
9. Mol – Quantidade de matéria 
 
Nos dois itens anteriores, descobrimos que há uma unidade de medida que 
mensura a massa de átomos ou de moléculas. Porém, mesmo assim, você 
conseguiria dizer quantas moléculas de gás oxigênio respirou em um dia? Ou 
então dizer quantos átomos de ferro existem em uma chapa metálica? 
Para representar quantidades de íons, átomos, moléculas ou partículas em 
uma quantidade que seja visualmente notável, existe a unidade de medida que 
expressa quantidade de matéria: o mol. 
 
 
 16 
“Um mol de qualquer átomo, substância ou íon equivale a 6,02. 
entidades correspondentes.” 
Ou seja, seguindo a definição, um mol de átomos de ferro, por exemplo, é 
equivalente a 6,02. átomos de ferro. Um mol de SiC é equivalente a 
6,02. moléculas de SiC. E o mol, apesar de ser unidade de medida para 
quantidade de matéria, pode ser usado para medir outras coisas igualmente. 
Logo, por ser uma unidade de medida, podemos ver constantemente diversos 
múltiplos do mol, como 0,5 mols, 2 mols... Dependendo sempre de qual 
quantidade de moléculas, átomos ou íons quer-se expressar. Observe o 
exemplo abaixo: 
 
“Qual é o número de mols que representa corretamente 3,01. 
moléculas de açúcar?” 
 
Para resolver exercícios como esse, é necessário entender a relação de 
proporcionalidade entre as unidades de medida. Sabemos que 1 mol é igual a 
6,02. entidades. E queremos descobrir qual é o número de mols 
correspondente a 3,01. entidades. Se conhecemos três valores que 
possuem uma proporção entre si (além do valor que queremos descobrir), 
podemos aplicar a regra de proporcionalidade direta (ou “regra de três”): 
 
 
1 mol -------------------------- 6,02. entidades 6,02. X = 3,01. 
X mol -------------------------- 3,01. entidades X = 
 
 
 X = 0,5 mol 
 
 
Portanto, 0,5 é o número de mols que representa corretamente 3,01. 
moléculas de açúcar. 
 
10. Massa molar 
 
Apesar de sabermos que existe uma unidade de medida responsável por 
representar quantidades consideráveis de átomos, moléculas... e outras 
entidades, ainda sim não podemos mensurar o quão pesado seriam 
determinadas quantidades de moléculas de açúcar. Ou seja, até o momento, 
conseguimos quantificar quantidades relevantes de átomos a partir do mol, 
 
 17 
mas não conseguimos traduzir isso para algo mais comum em nosso cotidiano: 
a massa em gramas. 
Para indicar a massa de 1 mol de átomos ou moléculas, existe a unidade de 
medida que expressa essa relação: a massa molar. 
“A massa molar é a massa de 6,02. átomos, moléculas ou íons.” 
 
Mas como podemos saber a massa molar de determinados átomos ou 
moléculas? A resposta é simples. 
A massa molar é numericamente igual à massa atômica e a massa molecular. 
Isso justamente porquê determinados átomos, por exemplo, são mais pesados 
que outros, e proporcionalmente, 1 mol desse átomo proporcionalmente será 
mais pesado que 1 mol desse outro átomo. 
Mas mesmo assim, isso ainda não explica o porquê do valor de massa molar 
ser numericamente igual ou de valor muito próximo com a massa atômica ou 
molecular. Primeiramente, relembremos o seguinte fato: 
 
“1u é igual a gramas” 
 
Sabendo isso, tomemos como exemplo o átomo de carbono: 
 
 
 
 18 
Sua massa molecular é de 12,011u. Com isso, convertamos esse valor para 
gramas por uma regra de três, para conhecer a massa de um átomo de 
carbono: 
 
1u --------------------- gramas X = . 12,011 
12,011u ------------------- x gramas X = 1,994474594. gramas 
Portanto, a massa de um átomo de carbono é equivalente a 
1,994474594. gramas. Agora, podemos descobrir a massa de 6,02. 
átomos de carbono, ou seja, 1 mol de átomos de carbono (a massa molar do 
carbono), também a partir de uma regra de três: 
 
1 átomo ------------------------------------ 1,994474594. gramas 
6,02. átomos------ ------------------------------- x gramas 
 
X = 6,02. . 1,994474594. 
X = 12,00679706 gramas 
 
Percebeu? O valor é praticamente o mesmo que o da massa atômica do 
carbono. Devemos nos referir à massa molar de qualquer átomo ou moléculas 
em g/mol, pois é exatamente isso que expressa: a massa de 1 mol de átomos 
ou moléculas. Portanto, não se preocupe: O valor de massa molar sempre é 
numericamente igual ao da massa atômica ou molecular, e portanto, pode ser 
consultado (ou calculado, no caso da massa molar de moléculas) com o auxílio 
de tabelas periódicas. 
Por fim, tome o seguinte exercício como exemplo: 
 
“Quantas moléculas existem em 36 gramas de água 100% pura?” 
 
Primeiramente, precisamos saber a massa molecular da água ( ), que será 
numericamente igual à sua massa molar: 
 
2.1 (H) + 1.16 (O) = 18u ou 18 g/mol 
 
 
 19 
Portanto, agora sabemos que 18 gramas de água são equivalentes a 1 mol, 
que é equivalente a 6,02. moléculas. Portanto, podemos estabelecer uma 
regra de três entre a massa molar, a quantidade de moléculas e a massa 
fornecida pelo problema: 
 
6,02. moléculas ---------------------------------- 18 gramas 
X moléculas ------------------------------------------- 36 gramas 
18X = 6,02. . 36 
18X = 2,1672. 
X = 
 
 
 
X = 1,204. moléculas 
 
Por isso, em 36 gramas de água, existem 1,204. moléculas. 
Um outro método (e mais “fácil”) de relacionar o número de mols com a massa 
molar é utilizando a seguinte fórmula: 
 
 
 
 
 
 
Onde n representa o número de mols, m representa a massa analisada(que 
é um dado sempre fornecido no problema) e mm representa a massa molar do 
composto analisado. Portanto, utilizando a fórmula, também podemos resolver 
o exercício anterior (mas de forma mais extensa): 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6,02. moléculas ------------------------ 1 mol X = 2. 6,02. 
X moléculas --------------------------------- 2 mols X = 1,204. moléculas 
 
Portanto, utilizar a fórmula também pode te fazer chegar à solução do 
exercício, mas por um caminho “mais longo”. 
 
 20 
11. Gases ideais: volume molar e equação de Clayperon 
 
Sabemos, então, como relacionar massas, quantidades de matéria e números 
de mols. Geralmente esses conceitos são os mais fundamentais em resolução 
de exercícios envolvendo mol, como também nas próximas matérias dessa 
disciplina (estequiometria, concentrações, titulação...). Mas há ainda uma 
incógnita que precisa ser explicada: as substâncias gasosas. 
O estado gasoso da matéria consiste em um estado de agregação onde as 
moléculas estão muito separadas umas das outras no espaço que ocupam, e 
todo gás possui forma inconstante e variável. A forma que um gás se apresenta 
sempre dependerá do recipiente onde está comportado: 
 
 
 
Além disso, descrever os movimentos das moléculas que compõem os gases 
seria uma tarefa quase impossível, visto que amostras analisáveis de gases 
sempre vão conter quantidades enormes de moléculas movimentando-se em 
altíssimas velocidades. 
Para simplificar os estudos dos gases, consideramos os gases como gases 
ideais, que respeitam as seguintes regras: 
 É composto de partículas puntiformes, ou seja, de tamanho desprezível; 
dessa maneira, elas não podem realizar movimento de rotação. 
 
 A força de interação elétrica entre as partículas devem ser nulas, ou 
seja, elas devem estar bem afastadas para que não haja força elétrica. 
 Há ocorrência de interação apenas durante as colisões, que são 
perfeitamente elásticas; e após esta colisão entre duas partículas, não 
há perda de energia na forma de calor. 
 
 21 
Tratar os gases como ideais facilita as análises das mudanças de um fator que, 
assim como a forma, também é inconstante e variável: o volume que um gás 
ocupa no espaço, ou simplificando, o volume que uma quantidade de matéria 
ocupa (o volume molar!). 
Primeiramente, precisamos entender que tanto a forma quanto o volume de um 
gás se alteram com variações de pressão e temperatura. Porém, a hipótese 
de Avogadro diz que: 
“Em condições normais de temperatura e pressão, 6,02. moléculas (1 
mol) de qualquer gás ideal ocupam 22,4 litros.” 
 
As “condições naturais de temperatura e pressão”, também chamadas de 
“CNTP” e citadas por Avogadro equivalem a 1 atm de pressão e 273°K de 
temperatura. 
Portanto, 1 mol (6,02. ) de moléculas de gás oxigênio, quando submetidas a 
temperatura de 0°C (que é igual a 273°K) e a uma pressão de 1 atm, sempre 
ocuparão o volume de 22,4 litros. 
Proporcionalmente, na CNTP, podemos definir os volumes ocupados por 
diversas amostras de gás, conhecendo o número de mols, a massa da amostra 
ou a quantidade de moléculas presentes na referida amostra. Observe o 
seguinte exercício: 
 
“O cilindro de gás hidrogênio ( ) ideal abaixo está cheio e possui 
aproximadamente 11,2 litros do gás. Considere-o na CNTP.” 
 
 
(A) Quantos mols de gás existem no cilindro? 
 
 22 
(B) Quantas moléculas de existem no cilindro? 
(C) Quantas gramas de existem no cilindro? 
 
Na resolução do exercício (A) precisamos apenas estabelecer uma proporção 
(regra de três) entre o volume de gás hidrogênio do cilindro, e o volume 
ocupado por 1 mol, que é 22,4 litros na CNTP: 
 
1 mol ------------------------------ 22,4 litros 
 
 
 
X mol ----------------------------- 11,2 litros 
 
Portanto, existem 0,5 mols de no cilindro. 
A resolução do exercício (B) pode ser realizada utilizando o resultado obtido na 
questão (A). Mas para podermos relacionar o volume molar com a quantidade 
de matéria, estabeleçamos o seguinte método de resolução: 1 mol equivale a 
6,02. moléculas, que por sua vez, ocupam o espaço de 22,4 litros na 
CNTP. Portanto, usando o volume de gás (11,2 litros) dado no problema, 
podemos chegar ao resultado por uma regra de três: 
 
6,02. moléculas ------------------------ 22,4 litros 
X moléculas ---------------------------------- 11,2 litros 
 
 6,02. 
 
 
 
 
 
Portanto, existem moléculas de no cilindro. 
 
 23 
E por fim, a resolução do exercício (C) pode ser feita utilizando qualquer uma 
das duas respostas dos exercícios anteriores. Porém, é importante relacionar o 
volume molar com a massa molar. Para isso, primeiramente, calculemos a 
massa molar do gás hidrogênio ( ): 
 
2.1 (H) = 2 g/mol (ou 2u) 
 
 
Com esse dado, podemos estabelecer uma regra de três entre a massa molar 
(2 g/mol), o volume molar na CNTP (22,4 litros) e o volume de gás (11,2 
litros) fornecido no problema: 
 
2 gramas --------------------- 22,4 litros 
X gramas -------------------- 11,2 litros 
 
Logo, existe 1 grama de no cilindro. 
É importante destacar que além da CNTP (Condições Naturais de Temperatura 
e Pressão), há também a CATP (Condições Ambientais de Temperatura e 
Pressão), onde predominam a pressão de 1 atm e a temperatura de 25°C 
(298°K) e o volume molar equivale a 25 litros. 
Apesar de parecer que acabamos esse assunto, ainda temos mais uma 
questão para discutir. Até o momento, fazemos o estudo dos gases 
desconsiderando as ações da pressão e da temperatura, pois usamos a 
hipótese de Avogadro como base, e esta diz respeito apenas a gases na 
CNTP. 
 
“Mas... E se aumentarmos a temperatura? Ou a pressão? O volume 
aumenta, ou diminui nos dois casos?” 
 
Bom, nós já dissemos no começo desse item que sim, a pressão e a 
temperatura alteram o volume que um gás ocupa. 
O detalhe é que pressão e temperatura são “inversos” nesse quesito. O 
aumento da pressão faz com que o gás ocupe menos volume, enquanto o 
aumento da temperatura faz com que o gás ocupe mais volume: 
 
 A pressão aumenta e o volume diminui. E isso se deve ao simples fato 
da pressão diminuir a área de contato que o gás tem disponível, fazendo 
 
 24 
com que suas moléculas fiquem cada vez mais próximas e 
consequentemente ocupando um volume menor do que antes de 
sofrerem a pressão. 
 
 
 
 
 A temperatura aumenta e o volume aumenta. Isso porque a temperatura 
é uma grandeza que mede a energia cinética média das partículas em 
um sistema. Aumentar a temperatura é o mesmo que aumentar a 
energia cinética, e o aumento da energia cinética leva a uma maior 
velocidade das moléculas de gás, fazendo com que elas procurem mais 
espaço para poderem se locomover. 
 
Para relacionar as três variáveis de um gás (temperatura, pressão e volume) e 
sua quantidade de moléculas, o físico francês Paul Emile Clayperon 
estabeleceu uma expressão matemática conhecida como Equação de 
Clayperon, baseando-se em leis como a de Gay-Lussac e de Charles: 
 
 
 
Onde P representa a pressão em ATM; V, o volume em litros; n, o número 
de mols; R, uma constante que é igual a 0,082; e T, a temperatura em graus 
Kelvin (°K). Com essa expressão é possível descobrir não só o volume 
ocupado por um gás em condições diferentes das comuns, como também as 
temperaturas e pressões de sistemas gasosos. Tudo isso baseando se em 
dados conhecidos e na própria equação. Tome como exemplo o seguinteproblema: 
“Um analista recebeu uma amostra de 32 gramas de um gás metano ( ) 
ideal, contido em um tanque térmico, e constatou a temperatura de 546°K. 
Sabendo que a pressão exercida pelo tanque no gás é de 5 ATM, calcule o 
volume ocupado por ele. (Considere: R = 0,082)” 
Para a resolução desse problema precisamos inicialmente listar todos os dados 
fornecidos pelo enunciado, já que precisamos aplica-los posteriormente na 
equação. 
P = 5 ATM 
V = ? 
 
 25 
n = ? 
R = 0,082 
T = 546°K 
Massa do gás = 32 gramas 
 
Apesar de termos duas incógnitas, é possível descobrir o valor de uma delas 
sem a utilização da fórmula: o número de mols. Isso porquê o enunciado nos 
forneceu a massa de gás contida no tanque (32 gramas), e a fórmula do gás 
( ), o que nos permite calcular a massa molar: 
 
1.12 (C) + 4.1 (H) = 16 g/mol (ou 16u) 
 
Calculada a massa molar, basta aplicar a massa do gás contida no tanque e a 
massa molar do gás na fórmula do número de mols: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Agora que conhecemos o número de mols, só há uma incógnita no exercício e 
nos resta aplicar todos os dados do problema (exceto a massa) e o próprio 
número de mols na equação de Clayperon: 
 
 
 
 
 
 
 
Portanto, o volume ocupado por esse gás é de aproximadamente 17,9 litros. 
 
 
 26 
LISTA DE EXERCÍCIOS II 
 
1. Assinale a alternativa que indica, respectivamente, as massas moleculares 
corretas das seguintes substâncias: H2SO4, H4P2O7, Al2(SO4)3, Ca3[Fe(CN)6]2. 
(Dados: Massas atômicas: H = 1; C = 12; N = 14; O = 16, Al = 27, P = 31; S = 
32; Ca = 40 e Fe = 56) – (Gabarito: B) 
a) 98 u, 178 u, 107 u, 272 u b) 98 u, 178 u, 342 u, 544 u 
c) 98 u, 178 u, 134 u, 696 u d) 98 u, 178 u, 342 u, 356 u 
e) 98 u, 178 u, 310 u, 308 u 
 
2. Considere as seguintes afirmações: 
I – A massa molecular é a massa da molécula expressa em u. 
II – A massa molecular é numericamente igual à soma das massas atômicas de 
todos os átomos da molécula. 
III – A massa molecular indica quantas vezes a molécula pesa mais que 1/12 
do átomo de 12C. 
São verdadeiras: (Gabarito: A) 
a) Todas b) Nenhuma c) Somente I e II d) Somente I e III e) Somente II e III 
 
3. Submetida a um tratamento médico, uma pessoa ingeriu um comprimido 
contendo 45 mg de ácido acetilsalicílico (C9H8O4). Qual é o número de 
moléculas de ácido ingeridas por essa pessoa? (Considere: Massa molar de 
C9H8O4: 180g/mol e 1 mol = 6,0.10²³ moléculas) – (Gabarito: A) 
a) 1,5.1020 b) 2,4.1023 c) 3,4.1023 d) 4,5.1020 e) 6,0 .1023 
 
4. A massa, em gramas, e o número de átomos existente em 8,0 mol de 
átomos de mercúrio são: (Dado: Massa molar do mercúrio: 200g/mol) – 
(Gabarito: C) 
a) 200 g e 6,0.1023 átomos b) 800 g e 48,0.1023 átomos. 
c) 1600 g e 48,0.1023 átomos d) 200 g e 48,0.1023 átomos. 
e) 1600 g e 6,0.1023 átomos. 
 
 
 27 
5. Considere um copo que contém 180 mL de água. Determine, 
respectivamente, o número de mol de moléculas de água, o número de 
moléculas de água e o número total de átomos (Massas atômicas = H = 1,0; O 
= 16; Número de Avogadro = 6,0.1023; densidade da água =1,0 g/mL) – 
(Alternativa A) 
a) 10 mol, 6,0.1024 moléculas de água e 18.1024 átomos. 
b) 5 mol, 6,0.1024 moléculas de água e 18.1024 átomos. 
c) 10 mol, 5,0.1023 moléculas de água e 15.1024 átomos. 
d) 18 mol, 6,0.1024 moléculas de água e 18.1024 átomos. 
e) 20 mol, 12.1024 moléculas de água e 36.1024 átomos. 
 
6. (UNB) Os microprocessadores atuais são muito pequenos e substituíram 
enormes placas contendo inúmeras válvulas. Eles são organizados de forma 
que apresentem determinadas respostas ao serem percorridos por um impulso 
elétrico. Só é possível a construção de dispositivos tão pequenos devido ao 
diminuto tamanho dos átomos. Sendo estes muito pequenos, é impossível 
contá-los. A constante de Avogadro - e não o número de Avogadro - permite 
que se calcule o número de entidades - átomos, moléculas, formas unitárias, 
etc. - presentes em uma dada amostra de substância. O valor dessa constante, 
medido experimentalmente, é igual a 6,02.1023 mol-1. Com relação ao assunto, 
diga se são verdadeiras ou falsas as seguintes sentenças: 
(01) A constante de Avogadro é uma grandeza, sendo, portanto, um número 
(6,02.1023) multiplicado por uma unidade de medida (mol-1). (V) 
(02) A constante de Avogadro, por ser uma grandeza determinada 
experimentalmente, pode ter seu valor alterado em função do avanço 
tecnológico. (V) 
(03) Massas iguais de diferentes elementos químicos contêm o mesmo número 
de átomos. (F) 
(04) Entre os elementos químicos, o único que, em princípio, não está sujeito a 
uma variação de massa atômica é o isótopo do carbono de massa 12,00 u. (V) 
 
7. (Fuvest-SP) A tabela abaixo apresenta o mol, em gramas, de várias 
substâncias: 
 
 
 
 28 
Comparando massas iguais dessas substâncias, a que apresenta maior 
número de moléculas é: (Gabarito: E) 
a) Au b) HCl c) O3 d) C5H10 e) H2O 
 
8. (FEI-SP) Nas condições normais de pressão e temperatura (CNTP), o 
volume ocupado por 10 g de monóxido de carbono (CO) é de: (Dados: C = 12 
u, O = 16 u, volume molar = 22,4 L). 
a) 6,0 L b) 8,0 L c) 9,0 L d) 10 L e) 12 L 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 29 
CAPÍTULO III – Reações químicas e estequiometria 
 
12. Conceito de reação química 
 
A matéria pode sofrer dois tipos de transformações principais: a física e a 
química. A transformação física é quando não se altera a natureza da matéria, 
ou seja, a sua composição. Por exemplo, quando cortamos um pedaço de 
madeira, ela sofreu uma transformação, mas foi um fenômeno físico, porque 
ainda continua sendo madeira, a sua constituição é a mesma do início. 
Por outro lado, uma transformação ou fenômeno químico ocorre quando a 
natureza ou composição da matéria é alterada. Nesse caso, as partículas 
iniciais (que podem ser moléculas, átomos, aglomerados iônicos, íons, etc.) 
sofrem rupturas (são “desmontadas”) e seus átomos se rearranjam, formando 
novas moléculas, íons ou aglomerados iônicos que não claramente não 
existiam anteriormente. Isso é chamado de reação química. 
Por exemplo, imagine que aproximemos um palito de fósforo aceso do álcool 
etílico. Sabemos o que vai acontecer: o álcool começará a queimar. Isso 
significa que ele está sofrendo uma reação química com o oxigênio do ar (O2) e 
mudará sua composição, deixando de ser etanol (C2H6O), e o oxigênio também 
deixará de ter sua composição inicial, originando novas substâncias, que são o 
dióxido de carbono (CO2) e água (H2O). 
 
 
Nas reações químicas, as substâncias que reagem entre si são chamadas de 
reagentes, e as substâncias resultantes da reação são chamadas de 
produtos. 
Existem alguns fatores visuais que indicam que uma reação química ocorreu, 
como: 
 A liberação de gases; 
 
 
 30 
 Mudança de cor; 
 
 Formação de precipitado (corpo de fundo); 
 
 Aparecimento de chama ou luminosidade. 
 
Importantes processos que ocorrem em nosso organismo, na natureza e em 
indústrias, tais como a produção de medicamentos e alimentos industrializados, 
são reações químicas. Por isso, elas são extremamente importantes para o 
surgimento e para a manutenção da vida. 
Existem vários tipos de reações químicas, que podem ser classificados de 
acordo com vários critérios, mas os tipos principais estudados em química são: 
 
 Reações inorgânicas: São todas as reações que envolvem substâncias 
de origem inorgânica e costumam ser classificadas de acordo com o 
número de substâncias formadas, número de reagentes e presença ou 
não de substâncias simples e compostas. São quatro os principais tipos 
de reações inorgânicas: de síntese, de decomposição, de simples 
troca e as de dupla troca. 
 
 Reações orgânicas: São as que envolvem os compostos orgânicos. 
Geralmente sãoclassificadas em três tipos principais: de adição, de 
substituição e as de eliminação. 
 
13. Equações químicas 
 
A equação química é a forma de se descrever qualquer reação química. 
 
Reagentes → Produtos 
 
A representação acima indica como uma equação química deve ser montada: 
as substâncias que reagem (reagentes) devem ser inseridas ao lado esquerdo 
de uma seta, que deve apontar para os produtos da reação, que por sua vez, 
obviamente se localizarão ao lado direito da seta. Símbolos e números são 
utilizados para descrever os nomes e as proporções das diferentes substâncias 
que entram nessas reações. 
Observe a seguinte equação química: 
 
 
 31 
 
 
Primeiramente, devemos saber interpretar essa equação química: ela nos 
indica que o gás hidrogênio ( ) reage com o gás cloro ( ) para formar o 
ácido clorídrico ( ). 
Depois, devemos observar a presença de um número 2 antecedendo o HCl, na 
área dos produtos. Esse número recebe o nome de coeficiente e é responsável 
por identificar a quantidade de moléculas que reagiram (caso anteceda um 
reagente) ou foram produzidas (caso anteceda um produto) na reação química. 
A ausência de um coeficiente antecedendo alguma das substancias indica que 
apenas uma molécula dessa substância está envolvida na reação. Portanto, 
uma molécula de terá de reagir com uma molécula de para gerar duas 
moléculas de . 
Além disso, nessa mesma reação química é possível notar a presença da letra 
g entre parênteses, sucedendo todas as moléculas da equação. Essa letra é 
responsável por representar o estado físico dos produtos e dos reagentes. “s” 
indica o estado sólido, “l” indica o estado líquido, “g” indica o estado gasoso e 
“v” indica o estado de vapor. Além disso, é possível encontrar a expressão “aq”, 
que indica que a substância está em solução aquosa (dissolvida em água). 
Portanto, todas as substâncias da reação estão no estado gasoso. 
Podemos saber outras informações sobre determinadas reações a partir de 
outros símbolos presentes em suas equações químicas: 
 Quando a reação é reversível: ↔ 
 
 Presença de luz: λ 
 
 Catalisadores (aceleradores de reação) ou aquecimento: 
 
 Formação de um precipitado: 
 
 Liberação de gás: 
 
 
14. Leis de Lavoisier e de Proust (Leis ponderais) 
 
As leis ponderais chegam em um momento da história em que a química 
começa a crescer. Com o grande avanço das pesquisas na área, a alquimia 
perde espaço, e a química propriamente dita começa a emergir. 
Dessa forma, o método científico começa a ser utilizado com mais frequência. 
Os estudos meticulosos e fundamentados passam a ser maioria; e 
 
 32 
experiências, bem como ponderações pontuais acerca das reações químicas, 
principalmente, se destacam. 
As leis ponderais foram introduzidas na ciência como forma de compreender o 
papel das reações químicas. Ou melhor, não só compreender, como também 
entender sua influência até mesmo na natureza humana. 
O objetivo das leis ponderais era o de verificar o comportamento dos elementos 
químicos em meio às reações. Além disso, elas relacionavam as massas dos 
elementos integrantes de uma mesma reação. 
A ideia principal seria observar como tais substâncias se comportariam a partir 
de uma dada regularidade, por assim dizer. 
As duas principais leis ponderais reconhecidas são as Leis de Lavoisier e de 
Proust. A partir delas, busca-se compreender como as reações químicas 
funcionam. Isso abrange desde a compreensão de transformação, como 
também de proporção. Afinal, como as substâncias comportam-se em meio às 
reações? 
Inicialmente, abordemos a Lei de Lavoisier. Essa lei foi introduzida pelo 
químico francês Antoine Laurent Lavoiser (1743-1794). Para tal constatação, 
Lavoiser realizou diversos experimentos. O primeiro consistia em 
experimentações de reações químicas em variados ambientes. 
Ao realizar um experimento em um ambiente fechado, ele constatou o que se 
teria como base até os dias de hoje. Segundo Lavoisier, a soma das massas 
percebida nos reagentes seria igual à soma das massas dos produtos. 
De uma forma mais esclarecedora, a Lei de Lavoisier se resumiu, inclusive, a 
um dito popular que atravessou séculos. Essa lei, basicamente, se sintetiza à: 
 
“Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma.” 
 
Portanto, em qualquer reação química, a soma das massas dos reagentes 
sempre é igual a soma das massas dos produtos. 
E é possível provar. Tome como exemplo a reação de formação da água: 
 
 
 
 
 
1 mol de é equivalente à 2 gramas. mols de são equivalentes a 
18 gramas. Somando as massas dos dois reagentes, temos 18 gramas, um 
valor equivalente a 1 mol de água, que é o único produto dessa reação. 
https://www.todoestudo.com.br/quimica/lei-de-proust
https://www.todoestudo.com.br/quimica/lei-de-proust
 
 33 
Já a Lei de Proust, desenvolvida pelo químico francês Joseph Louis Proust de 
forma também experimental, enuncia que as massas dos reagentes e produtos 
participantes de uma reação mantêm uma proporção constante entre si. 
Portanto, se 1 grama de um reagente X, ao reagir com 9 gramas de um 
reagente Y, forma 10 gramas de um produto Z, pode se que dizer que 2 
gramas do reagente X proporcionalmente formarão 20 gramas do produto Z. 
 
Reagente X Reagente Y Produto Z 
1 grama 9 gramas 10 gramas 
2 gramas 18 gramas 20 gramas 
3 gramas 27 gramas 30 gramas 
4 gramas 36 gramas 40 gramas 
 
Ambas as leis são extremamente necessárias, pois é a partir delas que 
podemos identificar as massas necessárias de reagentes para a execução de 
uma reação química em laboratório e quais serão as massas de produtos 
formadas. A aplicação dessas leis na análise e interpretação de reações e 
processos químicos é chamada de cálculo estequiométrico. 
 
15. Cálculo estequiométrico 
 
De início, tome como exemplo a seguinte situação problema: 
 
“As indústrias metalúrgicas, para produzir ferro-gusa (um ferro com baixo 
teor de pureza) a partir do minério (óxido de ferro), costumam executar a 
seguinte reação química: 
 
 
 
Sabendo que a massa molar do CO é 28 gramas/mol e que a massa molar 
do Fe (ferro-gusa) é 56 gramas/mol, calcule a massa de CO necessária 
para produzir 112 gramas de ferro gusa.” 
 
Para a resolução desse problema, devemos nos basear no enunciado da Lei 
de Proust, que diz que os reagentes e os produtos mantêm uma proporção 
constante entre si. 
 
 34 
Então, podemos estabelecer uma regra de três entre as massas de CO (28 
gramas) e de ferro-gusa (56 gramas) da reação dada (que são 1 mol) e a 
massa de ferro que deve ser produzida (112 gramas) e a massa de CO 
necessária para essa produção (que ainda não conhecemos, mas vamos 
descobrir): 
 
28 gramas de CO ---------------------------------- 56 gramas de Fe 
X gramas de CO ------------------------------------- 112 gramas de Fe 
 
56X = 3136 
X = 56 gramas 
 
Portanto, a massa de CO necessária para a produção de 112 gramas de ferro-
gusa é 56 gramas. 
Isso é o cálculo estequiométrico. A partir de uma reação padrão dada, pode-se 
determinar massas envolvidas e produzidas em outras reações com diferentes 
massas. 
Porém, há ainda outras formas de cálculo estequiométrico. É possível 
relacionar mols, volumes de gases e as próprias massas de reagentes, entre 
eles mesmos ou um ao outro. Como prova disso, veja o seguinte exemplo: 
 
“A produção de amônia, NH3, é um processo muito importante na 
indústria química. Dada a reação desse processo: 
 
 
 
... e as massas molares do N2 (28 g/mol), H2 (2 g/mol) e NH3 (17 g/mol), 
responda: 
 
a)Ao reagir 2 mols de N2, qual será o volume de amônia liberado no 
processo? 
b)Ao reagir 22,4 litros de H2 na CNTP, qual é a massa de NH3 obtida 
nessa reação? 
Para a resolução da questão a), deve-se lembrarda lei dos gases ideais, que 
enuncia que 1 mol de qualquer gás ocupa um volume de 22,4 litros na CNTP. 
 
 35 
Com isso, se a reação dada nos diz que 1 mol de N2 gera 2 mols de NH3, 
podemos deduzir que 1 mol de N2 gera 22,4.2 litros de NH3, ou seja, 44,8 
litros. Sabendo disso, basta estabelecer uma regra de três entre o número de 
mols de N2 (1 mol) dado na reação, o volume de NH3 que ele produz (44,8 
litros), o número de mols de N2 do problema (2 mols) e o volume de NH3 que 
ele produz (que não sabemos ainda, mas vamos descobrir): 
 
1 mol de N2 --------------------------- 44,8 litros de NH3 
2 mols de N2 --------------------------------- X litros de NH3 
 
X = 44,8.2 
X = 89,6 litros 
 
Portanto, o volume de NH3 liberado na reação de 2 mols de N2 é de 89,6 litros. 
Para a resolução da questão b), devemos novamente relembrar da lei dos 
gases ideais e relacionar o volume de um gás reagente (H2) com a massa de 
produto (NH3) que ele forma. A reação padrão fornecida pelo problema nos diz 
que 3 mols de H2 formam 2 mols de NH3. A partir disso podemos deduzir que 
3.22,4 litros de H2 formam 2.17 gramas de NH3, ou seja, 67,2 litros de H2 
geram 34 gramas de NH3. Podemos estabelecer uma regra de três entre esses 
dois valores, o volume de H2 da reação requisitada (22,4 litros) e a massa de 
NH3 que será formada nessa nova reação (que ainda não sabemos, mas 
vamos descobrir): 
 
67,2 litros de H2 ---------------------- 34 gramas de NH3 
22,4 litros de H2 ------------------------ X gramas de NH3 
 
67,2X = 761,6 
X 11,33 gramas 
 
Portanto, a massa de NH3 produzida por 22,4 litros de H2 é de 
aproximadamente 11,33 gramas. 
 
16. Reagentes limitantes e em excesso 
 
 
 36 
Até aqui, ao estudar as reações, nós as encaramos como ideais, isto é, 
aceitamos que todos os reagentes reagem completamente; exatamente como é 
descrito nas equações químicas. No entanto, no mundo real isto nem sempre 
ocorre. Uma série de fatores pode interferir no desenvolvimento de uma 
reação química. 
Por exemplo: há a impureza dos reagentes, seu manejo inadequado, 
imprecisão das medidas efetuadas pelos aparelhos do laboratório ou máquinas 
industriais, não completude da reação no momento em as medições são feitas, 
uma reação concorrente (isto é, que ocorre exatamente ao mesmo tempo em 
que a nossa reação de interesse pode consumir os reagentes utilizados), a 
pressão e a temperatura podem variar, e assim por diante. 
Todos esses fatores devem ser levados em consideração para que se prepare 
a máxima quantidade de produtos a partir de uma determinada quantidade de 
reagente. O primeiro desses fatores que iremos estudar é o que acontece 
quando a reação não ocorre com o consumo total dos reagentes em razão do 
excesso de um deles, porque muitas vezes na indústria os reagentes não são 
colocados em contato nas proporções exatas. 
Por exemplo, considere a reação abaixo entre o monóxido de carbono e o 
oxigênio: 
 
2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g) 
 
Com base na proporção estequiométrica mostrada na reação balanceada 
acima, são necessárias duas moléculas de monóxido de carbono para reagir 
com uma de oxigênio, gerando duas moléculas de dióxido de carbono. A 
proporção é, portanto, 2 : 1 : 2. Se essa proporção for mudada e um dos 
reagentes estiver em excesso, a reação não ocorrerá da mesma maneira: 
 
2 CO (g) + 2 O2 (g) → 2 CO2(g) + O2 (g) 
 
Considerando o exemplo acima, que não está na proporção estequiométrica, 
verifica-se que o monóxido de carbono é totalmente consumido enquanto que o 
oxigênio não. Isto significa que o oxigênio é o reagente em excesso e o 
monóxido de carbono é o reagente limitante. 
O reagente limitante realmente limita a reação, pois depois que ele é 
totalmente consumido a reação cessa, não importando a quantidade de 
reagente em excesso que ainda há. 
A partir da equação química balanceada é possível determinar quem é o 
reagente limitante e o que está em excesso e a relação entre as quantidades 
das substâncias envolvidas. 
 
 37 
Vejamos um exemplo de como realizar este cálculo; consideremos o caso da 
combustão do álcool: 
 
“Uma massa de 138 g álcool etílico (C2H6O) foi posta para queimar com 
320g de oxigênio (O2), em condições normais de temperatura e pressão. 
Qual é a massa de gás carbônico liberado e o excesso de reagente, se 
houver?” 
 
 
 
A reação balanceada é dada por: 
 
 1 C2H6O(V) + 3 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(v) 
 1 mol 3 mol 2 mol 
 46 g 96g 88g 
 138g 320g 
 
 
Só de analisarmos os dados, vemos que a massa de oxigênio é 
proporcionalmente maior que a do álcool, assim o oxigênio é o reagente em 
excesso e o álcool etílico é o reagente limitante. 
Calculando a massa de gás carbônico formado a partir da quantidade do 
reagente limitante: 
 
46g de C2H6O ------------ 88g de CO2 
138g de C2H6O -------------- X gramas de CO2 
 
x = 264 g de CO2 
 
 
A massa de oxigênio que reagiu é determinada de forma análoga: 
 
46g de C2H6O ------------ 96g O2 
138g de C2H6O ---------------xg O2 
 
x = 288 g de O2 
 
 
 38 
A massa em excesso é a diferença da massa que foi colocada para reagir e a 
que efetivamente reagiu: 
320g - 288g = 32g 
 
Portanto, para determinar o reagente limitante e o reagente em excesso, deve-
se identificar qual reagente foi totalmente consumido e aquele que ainda possui 
sobra. E para quantificar o excesso, deve-se calcular quanto do reagente em 
excesso foi consumido e subtrair da quantidade de reagente que foi inserido. 
 
17. Rendimento de uma reação e pureza 
 
Compreendemos no último item que muitas vezes, em reações químicas 
práticas, quantidades maiores do que o necessário de reagentes são inseridas 
em reações para que o rendimento seja satisfatório. 
Mas se existe o problema do excesso... Também existe o problema da 
insuficiência. Muitas vezes, uma reação pode não se completar de forma 
satisfatória por dois possíveis motivos, os quais iremos estudar nesse item. 
O primeiro deles é o rendimento insuficiente de uma reação. É comum, nas 
reações químicas, a quantidade de produto formada ser inferior ao valor 
esperado. Neste caso, o rendimento não foi total. Isto pode acontecer por 
várias razões, como por exemplo, má qualidade dos aparelhos ou falta de 
preparo do operador. 
O cálculo de rendimento de uma reação química é feito a partir da quantidade 
obtida de produto e a quantidade teórica (que deveria ser obtida). Quando não 
houver referência ao rendimento de reação envolvida, supõe-se que ele tenha 
sido de 100%. 
Vejamos um exemplo de um cálculo estequiométrico numa reação em que o 
rendimento é abaixo de 100%: 
 
“Num processo de obtenção de ferro puro a partir do minério hematita 
(Fe2O3), inseriu-se 480 gramas do minério em um reator. Considerando a 
reação do processo: 
 
 
 
 
 39 
...e admitindo um rendimento de 80% na reação, qual é a massa de ferro 
puro obtida? Dados: MM Fe2O3 = 160g/mol; MM Fe = 56g/mol” 
A ideia de resolução mais rápida passa por, inicialmente, descobrir a massa de 
ferro puro que seria formada caso a reação tivesse 100% de rendimento: 
 
 160g de Fe2O3 --------------- 112g de Fe 
480g de Fe2O3 ------------------ xg de Fe 
 
 
 
X = 336g de Fe 
 
Se a massa de ferro que deveria ser formada com o rendimento 100% da 
reação é 336 gramas, basta estabelecer uma relação com 80% (o rendimento 
real da reação) para descobrir a massa de ferro realmente obtida nesse 
processo: 
 
 
 
 
 
X = 268,8g de Fe 
 
Portanto, a massa de ferro puro que realmente foi produzida nesse processo 
(com 80% de rendimento) foi de 268,8 gramas. 
 
 40 
O segundo problema que encontramos é a pureza dos reagentes. Na 
indústria química, por exemplo, são produzidassubstâncias a partir de matérias 
primas. Essas, por sua vez, sempre contêm impurezas além do material que se 
é requisitado. Vejamos um exemplo: 
 
“Uma amostra de calcita, contendo 80% de carbonato de cálcio, sofre 
decomposição quando submetida a aquecimento, de acordo com a 
reação: 
 
 
 
Qual é a massa de óxido de cálcio obtida a partir da queima de 800g de 
calcita? Dados: MM CaCO3 = 100g/mol; MM CaO = 56g/mol” 
 
A resolução de problemas envolvendo pureza dos reagentes pode ser resolvida 
do mesmo modo que um problema envolvendo o rendimento de uma reação, 
pois ambas envolvem porcentagem da mesma forma. A diferença entre os dois 
é apenas conceitual. Portanto, primeiro calcula-se a massa de CaO (óxido de 
cálcio) que deveria ser formada caso o reagente (CaCO3, carbonato de cálcio) 
fosse 100% puro: 
 
(1 mol)100g de CaCO3 ------------- (1 mol)56g de CaO 
800g de CaCO3 ---------------- xg de CaO 
 
100X = 44800 
X = 448 gramas de CaO 
 
Se a massa de CaO que deveria ser formada com a pureza 100% do reagente 
é 448 gramas, basta estabelecer uma relação com 80% (a pureza real do 
reagente, CaCO3) para descobrir a massa de CaO realmente obtida nesse 
processo: 
 
 
 41 
 
448 g de CaO ------------- 100% 
xg de CaO ----------- 80% 
 
100X = 35840 
X = 358,4 gramas de CaO 
 
Portanto, a massa de CaO realmente formada nessa reação (na qual a matéria 
prima tinha 80% de pureza) foi de 358,4 gramas. 
 
18. Balanceamento de equações químicas 
 
Você já deve ter reparado que até aqui, os exemplos utilizados nesse capítulo 
(III) sempre forneciam as reações, com suas equações químicas balanceadas. 
Mas... E se elas não estiverem balanceadas? 
Sempre, ao receber um exercício de físico-química que envolva reações, é 
essencial saber se a reação dada está balanceada ou não. 
Isso porque balancear uma equação química é garantir que os átomos 
presentes na reação estarão em mesma quantidade nos reagentes e nos 
produtos. 
Como os átomos não podem ser criados ou destruídos, as substâncias iniciais 
são rompidas e transformadas em novas substâncias, mas a quantidade de 
átomos permanece a mesma. 
Ou seja: quando os reagentes se transformam em produtos, 
os átomos presentes na reação continuam os mesmos, só que rearranjados, 
como podemos observar na reação a seguir: 
 
 
 
 42 
Um átomo de carbono reagiu com dois átomos de oxigênio para formar uma 
molécula de dióxido de carbono. Os átomos são os mesmos nos dois termos 
da equação, mas houve uma transformação. 
Se pegarmos, por exemplo, a equação química da reação de formação de 
água, mas não balanceada: 
 
 
 
Pela reação de formação da água, vemos que há mais átomos reagentes que 
produtos, por isso a equação não está balanceada. Isso contraria a lei de 
Proust, pois não há uma proporção fixa; e também a lei de Lavoisier, pois a 
soma das massas dos reagentes não é igual a dos produtos. 
Para então tornar a equação química verdadeira, fazemos o balanceamento da 
equação e obtemos como resultado: 
 
 
 
Note que: 
 
 Quando o coeficiente é 1 não é necessário escrevê-lo na equação; 
 
 Em um balanceamento só mudamos os coeficientes antes das 
substâncias, pois se trocarmos os números subscritos mudamos a 
fórmula química. Por exemplo: H2O é a água, mas H2O2 é o peróxido de 
hidrogênio. 
https://www.todamateria.com.br/lei-de-proust/
https://www.todamateria.com.br/lei-de-proust/
 
 43 
Já que entendemos por que devemos balancear equações químicas, devemos 
aprender a “botar a mão na massa” e balancear por conta própria. 
Existem vários métodos de balancear equações químicas. Há um que é 
aprendido na disciplina de TMI, e que por isso não vamos discutir agora. 
O método mais comum e utilizado é o famoso “tentando e errando”, ou então, 
método das tentativas, para os mais íntimos. Nesse método, vamos atribuindo 
coeficientes conforme observamos a equação. Para explicar de forma didática, 
vamos balancear juntos a equação química da combustão do propano: 
 
1° passo: iniciar o balanceamento pelo elemento químico que aparece apenas 
uma vez em cada membro da equação. 
 
 
 
Observamos que carbono e hidrogênio aparecem em apenas um composto nos 
reagentes e produtos. 
 
2° passo: entre os elementos observados anteriormente escolher o que 
apresenta maior índice. 
Para isso, somamos os números subscritos de cada elemento, e vemos qual 
apresenta maior valor. 
 
Pelos resultados acima, escolhemos iniciar pelo hidrogênio, que apresenta 
maior atomicidade. 
A ordem do balanceamento será: 
1. Hidrogênio 
2. Carbono 
3. Oxigênio 
 
3° passo: transformar índice em coeficiente: 
https://www.todamateria.com.br/elementos-quimicos/
 
 44 
Hidrogênio 
O balanceamento é feito transpondo o índice do hidrogênio no reagente e 
usando-o como coeficiente no produto que tem átomos desse elemento. 
 
 
Como no produto tem-se 2 átomos de hidrogênio, inserimos um número como 
coeficiente que multiplicado por 2 obtém-se como resultado 8 átomos de 
hidrogênio, por isso escolhemos o 4. 
 
4° passo: prosseguir o balanceamento para os demais elementos: 
Carbono: 
 
 
Temos 3 átomos de carbono no reagente, logo, acrescentamos o coeficiente 3 
para também termos 3 carbonos no produto. 
Oxigênio: 
 
Somando o número de átomos de oxigênio nos produtos formados vemos que 
possui 10 átomos, sendo assim, precisamos de 10 átomos de oxigênio no 
reagente. 
 
 
Acrescentamos um número que multiplicado por 2 nos dê um resultado de 10 
átomos. 
 
Portanto, a equação balanceada para essa reação é: 
 
 
Há também quem use uma técnica de balanceamento, denominada “MACHO”. 
Ela consiste em iniciar o balanceamento da equação por metais, em seguida 
ametais, e deixando por último os elementos carbono, hidrogênio e oxigênio. 
 
 45 
Vamos aplicar essa ordem de balanceamento na reação a seguir: 
 
 
 
 
 
Agora, botando a mão na massa: 
 
 
 
Observamos que o carbono só tem um átomo em cada lado, então não 
precisou fazer nenhuma alteração. O mesmo ocorreu para hidrogênio e 
oxigênio, pois observarmos que as quantidades de átomos foram ajustadas 
quando atribuímos os coeficientes anteriormente. 
 
 
 
 46 
LISTA DE EXERCÍCIOS III 
 
1. Explique o conceito de reação química e cite um exemplo presente no nosso 
cotidiano. 
 
2. Sobre as leis de Lavoisier e Proust, identifique, de forma resumida, o que 
cada uma representa para as reações químicas. 
 
3. (Cesgranrio 90): O reage com o segundo a reação balanceada: 
2 + → + 2 
Assinale, entre as opções abaixo, aquela que indica o número máximo de mols 
de que pode ser formado quando se faz reagir 5 moles de com 2 mols de 
 : (Gabarito C) 
a) 3 b) 4 c) 6 d) 7,5 e) 15 
 
4. A amônia ( ) é uma substância química muito importante para a indústria. 
Ela é utilizada na preparação dos produtos de limpeza, dos explosivos, dos 
fertilizantes, das fibras de matéria têxtil, etc. A síntese de é realizada em 
fase gasosa, à temperatura de aproximadamente 450°C, de acordo com a 
seguinte reação global: 
 + 3 → 2 + energia 
Se a mistura inicial é de 30 mols de e 75 mols de , que quantidade de 
 será produzida, em mols, teoricamente, se a reação de síntese for 
completa? (Gabarito: 50 mols) 
 
5. (PUC-MG) Fosgênio, COCl2, é um gás venenoso. Quando inalado, reage 
com a água nos pulmões para produzir ácido clorídrico (HCl), que causa graves 
danos pulmonares, levando, finalmente, à morte: por causa disso, já foi até 
usado como gás de guerra. A equação química balanceada dessa reação é: 
COCl2 + H2O → CO2 + 2 HCl 
Se uma pessoa inalar 0,198g de fosgênio, a massa de ácido clorídrico, em 
gramas, que se forma nos pulmões, é igual a: (Massa molar do fosfogênio: 99 
g/mol; massa molar do HCl: 36,5 g/mol) – (Gabarito B) 
 
a) 1,09.10-1 b) 1,46.10-1 c) 2,92.10-1d) 3,65.10-2 e) 7,30.10-2 
 
 
 47 
6. (FGV) A floculação é uma das fases do tratamento de águas de 
abastecimento público e consiste na adição de óxido de cálcio e sulfato de 
alumínio à água. As reações correspondentes são as que seguem: 
CaO + H2O → Ca(OH)2 
3 Ca(OH)2 + Al2(SO4)3 → 2 Al(OH)3 + 3 CaSO4 
Se os reagentes estiverem em proporções estequiométricas, cada 28 g de 
óxido de cálcio produzirão qual massa de sulfato de cálcio? (dados - massas 
molares: Ca=40 g/mol, O=16 g/mol, H=1g/mol, Al=27 g/mol, S=32 g/mol) – 
(Gabarito B) 
 
a)204 g b)68 g c)28 g d)56 g e)84 g 
 
7. (Unimep) O cobre participa de muitas ligas importantes, tais como latão e 
bronze. Ele pode ser extraído do minério calcosita, Cu2S, por meio de 
aquecimento em presença de ar seco, de acordo com a equação não 
balanceada: 
Cu2S + O2 → Cu + SO2 
Supondo um rendimento de 80% na reação, a massa de cobre que pode ser 
obtida a partir de 500 gramas de Cu2S é, aproximadamente igual a: (Dados: 
massas atômicas - Cu = 63,5; S = 32) – (Gabarito C) 
 
a)260 g b)400 g c)320 g d)420 g e)350 g 
 
8. (PUC-MG) A combustão do gás amoníaco (NH3) é representada pela 
seguinte equação não balanceada: 
NH3(g) + O2(g) → N2(g) + H2O(ℓ) 
A massa de água, em gramas, obtida a partir de 89,6 L de gás amoníaco, nas 
CNTP, é igual a: (Dados: massa molar (g/mol) - H2O = 18; volume molar nas 
CNTP = 22,4 L.) – (Gabarito B) 
 
a)216g b)108g c)72g d)36g 
 
 
 
 
 48 
CAPÍTULO IV – Soluções 
 
19. Definição de unidades de concentração 
 
Como já visto antes, as soluções são dispersões em que há uma substância 
dissolvida (chamada de soluto) e uma substância que dissolve (denominada 
solvente). 
Rótulos e frascos contendo soluções em laboratórios sempre possuem uma 
identificação qualitativa (ou seja, que diz do que é). Sempre encontraremos 
etiquetas com nomes como “solução aquosa de NaCl”. 
Mas se há uma identificação qualitativa... Também há de se quantificar, dizer o 
quanto de cada componente existe naquela solução. 
E pra isso, temos as unidades de concentração das soluções. Elas podem 
relacionar a massa e o volume de solvente; a massa, o volume e o número de 
mols de soluto; e a massa e volume total da solução. Veremos aqui vários tipos 
de concentrações, que expressam essas grandezas de várias formas 
diferentes. 
 
20. Densidade da solução e concentração comum 
 
A densidade (que você já deve ter visto antes) relaciona a massa de um 
determinado material com o volume que ela ocupa. 
A densidade de uma solução segue o mesmo conceito: é a massa da solução 
sobre o volume que ela ocupa. A massa total da solução pode ser descrita 
soma das massas de soluto e solvente: 
 
 
 
 
 
 
 
Na equação acima, representa a massa do soluto, representa a massa 
do solvente, representa a massa total da solução e representa o volume 
total da solução. A unidade de medida mais comum para densidade é o g/ml, 
mas é possível encontra-la em g/L ou kg/m3. 
Você deve ter percebido que nas equações acima, o volume da solução não é 
representado como a soma dos volumes de soluto e solvente. Isso é porque 
nem sempre ao se misturar, por exemplo, 500 ml de um soluto em 1 litro de 
solvente, se obterá 1,5 litros de solução. Um exemplo disso é uma solução 
aquosa de álcool. Ao dissolver, por exemplo, 100 ml de álcool em 400 ml de 
água, o volume final da solução será um valor abaixo de 500 ml. Isso se 
 
 49 
justifica pois as moléculas de álcool são fortemente atraídas pelas de água por 
ligação de hidrogênio, diminuindo o volume que essa solução ocupa. 
Vamos ver um exemplo de aplicação: 
 
“Sabendo que 400 mL de uma solução foi preparada a partir da mistura de 
2 gramas de um determinado sal com 200 gramas de água, determine o 
valor de sua densidade em g/ml.” 
 
No enunciado da questão, podemos identificar os seguintes dados: 
 Volume da solução = 400 mL 
 Massa do soluto (sal) = 2 g 
 Massa do solvente (água) = 200 g 
 
Para determinar a densidade da solução, basta substituir os valores da massa 
do solvente, massa do soluto e volume da solução na fórmula da densidade: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Portanto, a densidade dessa solução é 0,505g/ml. 
Seguindo em frente, a concentração comum (ou concentração em massa) 
relaciona a quantidade de massa do soluto presente em um determinado 
volume da solução. 
 
 
 
 
 
Na equação acima, representa a massa do soluto e o representa o 
volume total da solução. A unidade de medida mais comum para a 
concentração comum é g/L. 
Vamos resolver juntos o exercício: 
 
“Ao dissolver 100 g de NaOH em água, obtiveram-se 410 mL de solução. 
Calcule a concentração comum em g/L dessa solução.” 
 
 50 
Primeiramente, devemos converter o volume da solução de ml para litros: 
 
V = 410 mL = 0,41 L 
 
Depois, basta substituir os valores na fórmula da concentração comum: 
 
 
 
 
 
 
Portanto, a concentração comum dessa solução é 243g/L. 
 
21. Título em massa e em volume 
 
O título em massa é uma relação entre a massa do soluto e a massa total da 
solução, que como já descrevemos, pode ser descrita como a soma das 
massas de soluto e solvente: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Como é uma razão entre duas grandezas iguais (massa/massa), o título por si 
só não possui unidade de medida. Porém, a maioria dos autores refere-se ao 
título em porcentagem (ou porcentagem em massa), obtido através da 
multiplicação do titulo em massa por 100: 
 
 
 
Vamos resolver um exercício envolvendo título: 
 
 
 51 
“Calcule o título e a porcentagem em massa de uma solução feita a partir 
da dissolução de 368 g de glicerina, C3H8O3, em 1600 g de água.” 
 
Primeiramente, vamos calcular o título, substituindo os valores em sua fórmula: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Agora, podemos calcular a porcentagem em massa substituindo os valores em 
sua fórmula: 
 
 
 
Portanto, o título dessa solução é de 0,185, e a sua porcentagem em massa, 
18,5%. 
Há também o título em volume. Pouco usual, ele relaciona o volume do soluto 
com o volume total da solução. Também não possui unidade de medida e a 
maioria dos autores refere-se a uma porcentagem em volume: 
 
 
 
 
 
 
22. Partes por milhão, bilhão e trilhão (PPM, PPB e PPT) 
 
Normalmente, no aspecto quantitativo das soluções, para se calcular a relação 
entre a massa do soluto e a massa da solução, utiliza-se o título ou a 
porcentagem em massa, que vimos no ultimo item. 
 
 52 
Porém, existem alguns casos em que a massa do soluto presente na solução é 
tão pequena, que praticamente a massa do solvente é igual à massa da 
solução. Nesses casos, não se pode usar como referencial uma 
porcentagem, ou seja, analisar quantos gramas de soluto há em 100 unidades 
da solução. Assim, é preciso usar como referência quantidades maiores de 
solução. 
E para isso, a concentração em partes por milhão (PPM) indica a quantidade, 
em gramas, de soluto presente em 1000000 gramas da solução. Em resumo, é 
uma unidade de concentração que serve para relacionar a massa do soluto 
com a de soluções que estão muito diluídas: 
 
 
 
 
 
 
Existem casos em que a solução está tão diluída que é necessário usar partes 
por bilhão (PPB) ou até partes por trilhão (PPT), que seguem a mesma lógica 
da concentração PPM: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Se a solução for sólida ou líquida, a relação nessas concentrações é de 
massa/massa; se a solução for gasosa, a relação é de volume/volume; e se a 
solvente da solução for a água, a relação pode ser de massa/volume,pois 
consideramos que a densidade de água é de 1g/L. 
Desse modo, se dissermos que a quantidade máxima permitida de chumbo, 
nas águas de abastecimento público, deve ser de 0,015 PPM, isso significa que 
são 0,015 g ou 15 mg de chumbo em 1 milhão de gramas da solução, ou seja, 
da água. 
Outro exemplo importante de utilização da concentração em PPM, foi a 
resolução de 2002, do Conselho Nacional do Meio Ambiente (Conama), que 
estabelecia que a quantidade máxima aceitável de enxofre no óleo diesel 
 
 53 
deveria ser de 50 partes por milhão (50 PPM), ou seja, 50 partes de enxofre 
para 1000000 de partes do óleo diesel. Sendo que, atualmente, o óleo recebido 
pelas regiões metropolitanas contém 500 PPM; e, nas áreas rurais do país, 
esse teor pode chegar a 2000 PPM. 
Vamos resolver um exercício envolvendo a concentração PPM: 
 
“A contaminação de águas e solos por metais pesados tem recebido 
grande atenção dos ambientalistas, devido à toxicidade desses metais ao 
meio aquático, às plantas, aos animais e à vida humana. Dentre os metais 
pesados há o chumbo, que é um elemento relativamente abundante na 
crosta terrestre, tendo uma concentração ao redor de 20 ppm (partes por 
milhão). Uma amostra de 100 g da crosta terrestre contém qual massa, em 
mg, de chumbo?” 
 
Se 20 ppm quer dizer que há 20 g de chumbo em g de crosta terrestre, 
basta estabelecer uma regra de três com 100 gramas de crosta terrestre: 
 
20 g ----------- 10
6
g de crosta terrestre 
x -------------- 100 g de crosta terrestre 
 
x = 20.10
2
 
 10
6
 
x = 20.10
-4
 g de chumbo 
x = 2 mg 
 
Portanto, há 2 miligramas de chumbo em 100 gramas de crosta terrestre. 
 
23. Fração molar 
 
Fração molar é a relação estabelecida entre o número de mol de uma 
determinada matéria e o número de mol de toda a mistura em que a matéria 
está inserida. A letra que representa essa relação é o X maiúsculo. 
 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/mol-numero-avogadro-qual-relacao.htm
 
 54 
 = 
 
 
 
O número de mols da solução é a soma do número de mols do soluto e do 
solvente: 
 
 
 
Na equação acima, representa o número de mols da solução, representa o 
número de mols do soluto e representa o número de mols do solvente. 
Como a solução é formada pela mistura de um soluto e um solvente, o que 
possibilita obtermos tanto a fração molar do soluto quanto a fração molar do 
solvente, da seguinte forma: 
 
 Para o soluto: 
 
 
 
 
 
 
 
 
A fração molar do soluto (representada por ) é determinada pela divisão do 
número de mol do soluto (representado por ) pelo número de mol da solução 
(representado por ou ). Também podemos representar a fração molar 
do soluto em porcentagem: 
 
 
 
 Para o solvente: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 55 
A fração molar do solvente (representada por ) é determinada pela divisão do 
número de mol do solvente (representado por ) pelo número de mol da 
solução (representado por ou ). Também podemos representar a 
fração molar do soluto em porcentagem: 
 
 
Vamos resolver um exercício: 
 
“Sabendo que uma mistura gasosa foi formada a partir de 0,6 mol de 
CO2 com 1,2 mol de N2, determine as frações molares do gás carbônico e 
do nitrogênio presentes nessa mistura.” 
 
Primeiro, vamos calcular o número de mols da mistura: 
 
 
 
Agora podemos determinar a fração molar (em número e porcentagem) do 
CO2, que está em menor quantidade e é o soluto: 
 
 
 
 
 
 
 
 
E por fim, determinaremos a fração molar do solvente, o N2: 
 
 
 
 
 
 
 
 56 
 
 
Portanto, a fração molar do CO2 é 0,33 (33%) e a fração molar do N2 é 0,67 
(67%). 
 
24. Concentração molal (molalidade) 
 
É uma unidade de concentração que relaciona a quantidade de matéria de um 
soluto (número de mols) pela massa (em quilogramas) do solvente e é 
representada pela letra W: 
 
 
 
 
 
 
A unidade de medida de molalidade é exclusivamente mol/kg. 
Vamos resolver um exercício: 
 
0,75 mols de LiNO3 foram dissolvidos em 500 gramas de etanol. Qual é a 
molalidade da solução? 
 
Para resolver esse exercício, precisamos primeiro converter a massa de etanol 
de grama para kilograma: 
 
500 gramas = 0,5 kilogramas 
 
Depois, basta substituir os valores na fórmula da molalidade: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 57 
Portanto, a molalidade da solução é 1,5 mol/kg. 
25. Concentração molar (molaridade) 
 
Também conhecida por concentração em mol/L e por molaridade, é 
representada pela letra M e relaciona a quantidade de matéria (número de 
mols) do soluto presente em um determinado volume da solução: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Onde representa a molaridade, representa o número de mols do soluto, 
representa o volume da solução, representa a massa do soluto e 
representa a massa molar do soluto. A unidade de medida mais utilizada para 
molaridade é o mol/L. 
Essa é a unidade de concentração mais utilizada como rótulo das soluções e é 
requistada constantemente em análise quantitativa. Portanto, de todas as 
concentrações a mais importante é essa, tanto experimentalmente, quanto 
teoricamente. A partir desse ponto, a disciplina de APFQ I utiliza 
constantemente a molaridade na grande maioria dos próximos assuntos. 
Já apresentada a fórmula que vai ferrar sua vida (brincadeira – mas nem 
tanto), vamos resolver um exercício simples de aplicação: 
 
“Qual a molaridade de uma solução cujo volume é 0,250 L e contém 26,8 g 
de cloreto de cálcio, CaCl2? Dado: Massa molar do CaCl2: 111,1g/mol” 
 
É fácil resolver esse exercício. Basta substituir os valores fornecidos pelo 
exercício na fórmula da molaridade: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
https://www.infoescola.com/compostos-quimicos/cloreto-de-calcio/
 
 58 
Portanto, a molaridade dessa solução é de 0,964 mol/L. 
26. Diluição 
 
Em linguagem direta, diluir ou fazer uma diluição é adicionar mais solvente a 
uma solução, fazendo com que sua concentração diminua. 
No cotidiano é muito comum realizarmos diluições. Por exemplo, geralmente os 
rótulos de sucos concentrados indicam que o preparado desses sucos deve ser 
feito acrescentando-se água numa proporção determinada. Quando fazemos 
isso, estamos diluindo o suco. 
 
 
Atenção: Não confunda diluição com dissolução. Quando estamos fazendo 
um suco e adicionamos o soluto (refresco em pó, por exemplo) ao solvente 
(água), está ocorrendo uma dissolução. Mas quando acrescentamos mais água 
a uma solução de água com refresco em pó, temos uma diluição. 
Levando esse conceito para o campo da química, essa prática também é muito 
comum nos laboratórios, pois geralmente as soluções que são comercializadas 
vêm numa concentração bem alta e, de acordo com a finalidade, os cientistas 
preparam soluções mais diluídas a partir da solução inicial. 
Essas soluções costumam ser preparadas pegando-se uma alíquota, isto é, 
uma parte da solução inicial com uma pipeta, que é um instrumento utilizado 
para medir e transferir volumes de líquidos com alta precisão (e que talvez 
 
 59 
nesse ponto do curso você já tenha usado). Essa alíquota é transferida para 
um balão volumétrico e, por último, acrescenta-se a água até atingir o volume 
desejado e indicado pelo balão volumétrico. 
 
 
 
Provavelmente você já deve estar se perguntando: 
 
“Como saber o volume da alíquota que se deve pegar para preparar a 
solução?” 
 
 
 60 
Bem, jovem gafanhoto, isso depende de qual concentração queremosque a 
solução tenha. Quando realizamos uma diluição, a massa do soluto permanece 
inalterada: 
 
 
No entanto, a massa do solvente mudou e, consequentemente, a massa e a 
concentração da solução também mudaram. Tendo em vista que a fórmula da 
concentração comum é dada pela divisão entre a massa do soluto pelo 
volume da solução, consideremos C1 e V1 como a concentração e volume da 
solução inicial e C2 e V2 como a concentração e volume da solução diluída: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Se a massa permanece a mesma e o que se altera são os volumes e as 
concentrações das soluções inicial e final, isolamos matematicamente a massa 
nas duas equações: 
 
 
 
 61 
Se ambas a equações equivalem ao mesmo valor (a massa inicial é igual a 
final), podemos simplesmente igualar uma equação a outra: 
 
 
A expressão acima pode ser interpretada da seguinte forma: 
 
“Em uma diluição, o produto da concentração e volume da solução inicial 
é equivalente ao produto da concentração e volume da solução final, pois 
a massa permanece a mesma.” 
 
Essa equação pode ser utilizada para calcular o volume necessário de uma 
solução inicial (de concentração elevada) para preparar uma nova solução, de 
concentração menor, ou então, simplesmente para descobrir a concentração 
de uma solução final que foi preparada a partir de uma solução inicial. 
Vale a pena reforçar que a unidade de concentração comum mais utilizada é o 
g/L. Portanto, o volume tem que estar em litros quando a concentração for 
dada em g/L (que acontece na maioria dos casos). 
Vamos resolver um exercício envolvendo essa expressão: 
 
“500 mL de água foram adicionados a uma solução aquosa de ácido 
sulfúrico (H2SO4(aq)) de volume inicial igual a 200 mL e concentração de 20 
g/L. Qual a concentração da solução após essa diluição?” 
 
O primeiro passo para se resolver esse exercício é converter os volumes 
fornecidos pelo problema de ml para litro: 
 
200 ml = 0,2 litros e 500 ml = 0,5 litros 
 
Depois, precisamos se atentar que o volume da solução final é a soma do 
volume inicial (0,2 litros) com o volume de solvente acrescentado (0,5 litros). 
Portanto, substituindo os valores na fórmula: 
 
 
 
 62 
 
 
 
 
 
 
Portanto, a concentração comum da solução final é de 5,71 g/L. 
De forma parecida, existem equações do mesmo tipo para a concentração 
molar, para o titulo em massa e para a fração molecular (molar), como 
podemos ver na tabela a seguir: 
 
 
 
Dessas expressões, as mais utilizadas são a da concentração comum e a da 
molaridade, pois essas unidades de concentração são as mais presentes em 
frascos de soluções. 
 
 63 
Vamos resolver um exercício que envolve essa expressão em molaridade: 
 
“Qual será o volume de água que deve ser acrescentado a 300ml de uma 
solução 1,5 mol/L de ácido clorídrico (HCl) para torná-la 0,3mol/L?” 
 
Para resolver esse exercício, o primeiro passo é converter o volume fornecido 
pelo enunciado de ml para litro: 
 
300 ml = 0,3 litros 
 
 Depois, podemos aplicar os dados do exercício na fórmula: 
 
 
 
 
 
ATENÇÃO: 1,5 LITROS NÃO É A RESPOSTA! 1,5 litros é o volume TOTAL 
que a solução final deve ter para atender a concentração desejada (0,3 mol/L). 
O exercício pede o volume de solvente (água) que deve ser acrescentado a 
300 ml da solução inicial. Portanto, o volume que deve ser acrescentado é 
equivalente ao volume total de solução final menos o volume da solução inicial: 
 
 
 
 
 
Portanto, o volume de água que deve ser adicionada a solução inicial para 
torna-la 0,3 mol/L é 1,2 litros. 
 
 
 64 
27. Concentrar uma solução 
 
Concentrar uma solução é o processo inverso da diluição, e como o próprio 
nome sugere, consiste em aumentar a concentração de uma solução. 
Esse processo pode ser feito de duas formas distintas: 
- Por evaporação do solvente: Podemos retirar volumes de solvente da 
solução para aumentar a concentração da solução a partir de sua ebulição. 
Esse procedimento só pode ser realizado quando o soluto possui um ponto de 
ebulição muito maior do que o do solvente. 
 
 
 
O volume de solvente a ser evaporado pode ser calculado a partir da mesma 
expressão da diluição, pois nesse caso a massa do soluto permanece a 
mesma: 
 
 
 
Vamos resolver um exercício envolvendo esse conceito: 
 
“Qual é o volume de água a ser evaporado para transformar 500 ml de 
solução aquosa de NaOH 0,1 mol/L em uma solução com concentração 
0,2 mol/L?” 
 
Primeiramente, vamos transformar o volume fornecido pelo problema de ml 
para litros: 
 
 65 
500 ml = 0,5 litros 
 
Depois, podemos aplicar os valores fornecidos pelo exercício na fórmula: 
 
 
 
 
ATENÇÃO: Ainda não chegamos na resposta. 0,25 litros (por enquanto) é o 
volume final que a solução deve ter para atender a concentração requisitada 
(0,2 mol/L). O volume de água a ser evaporado é equivalente ao volume inicial 
da solução menos o volume que ela deve ter (ou seja, ): 
 
 
 
 
 
Coincidentemente, o volume de solvente a ser evaporado é o mesmo que a 
solução deve ter (0,25 litros). 
Agora o segundo método de aumentar a concentração: 
- Inserção de mais soluto: Consiste em dissolver mais do mesmo soluto de 
uma solução. Meio óbvio, né? 
 
 
 
 66 
28. Misturas de soluções de mesmo soluto 
 
Uma mistura de soluções de mesmo soluto consiste em reunir em um 
mesmo recipiente duas soluções com, por exemplo, cloreto de potássio (KCl) 
como soluto e água como solvente. Nesse tipo de mistura, nunca haverá a 
ocorrência de uma reação química em razão da presença de solutos iguais, ou 
seja, ambos apresentam o mesmo cátion e o mesmo ânion. Dessa forma, 
podemos afirmar que, quando realizamos uma mistura com essas 
características, estamos apenas somando as quantidades de soluto e solvente 
que formam ambas as soluções. 
Se misturarmos, por exemplo, uma solução de 1L de água e 4 gramas de KI 
(iodeto de potássio) com outra de 2 L de água e 6 gramas de KI, teremos uma 
nova solução de 3L de água e 10 gramas de KI: 
 
 
 
Analisando a imagem, podemos concluir que a massa do soluto (m1') da 
primeira solução é somada à massa do soluto (m1'') da segunda 
solução, resultando na massa do soluto (mF) na solução final (mistura): 
 
 
 
 
 
 
 67 
Pegando os valores da imagem: 
 
 
 
O mesmo acontece com o volume de água presente em cada solução, ou seja, 
o volume da primeira (V') somado ao volume da segunda (V'') resulta no 
volume final (VF): 
 
 
 
Pegando os valores da imagem: 
 
 
 
Como toda solução apresenta uma quantidade de soluto dissolvida e aqui 
temos a mistura de soluções de mesmo soluto, podemos, então, a partir do 
exposto, determinar a de cada uma das soluções misturadas e também da 
solução final, a partir de uma expressão matemática. 
Como a mistura de soluções de mesmo soluto aborda a soma da massa do 
soluto das soluções, podemos substituir cada uma das observações na 
seguinte expressão: 
 
 
 
E essa expressão também pode ser descrita em molaridade: 
 
 
 
Vamos resolver dois exercícios envolvendo ambas as fórmulas: 
 
 68 
“Adicionando-se 600 mL de uma solução 14g/L de KOH a um certo 
volume (v) de solução 84 g/L de mesma base, obtém-se uma solução 
67,2g/L. O volume (v) adicionado de solução 84 g/L é?” 
 
Os dados fornecidos pelo exercícioforam: 
 
V1 = 600 mL 
C1 = 14 g/L 
V2 = ? 
C2 = 84 g/L 
VF = ? 
CF = 67,2 g/L 
 
Antes de determinar o volume adicionado da solução 2, devemos inicialmente 
determinar o volume final por meio da seguinte expressão, pois não sabemos 
qual é o volume final, mas sabemos que ele é a soma entre V1 e V2, pois não 
se adicionou mais solvente na solução: 
 
V1 + V2 = VF 
600 + V2 = VF 
 
Substituindo os valores dados na expressão, temos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 69 
 
 
Portanto, o volume adicionado da solução 84 g/L é 1,9 litros. 
 
“Em um balão volumétrico de 1000mL, juntaram-se 250mL de uma 
solução 2M de ácido sulfúrico com 300mL de uma solução 1M do mesmo 
ácido e completou-se o volume até 1000mL com água destilada. 
Determine a molaridade da solução resultante.” 
 
Os dados fornecidos pelo exercício foram: 
 
V1 = 250 mL 
M1 = 2 M 
V2 = 300 mL 
M2 = 1 M 
VF= 1000mL 
MF = ? 
 
Para determinar a molaridade da solução final, basta substituir os valores na 
equação: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Portanto, a molaridade da solução final é 0,8 mol/L. 
 
 70 
LISTA DE EXERCÍCIOS IV 
 
1. 300 ml de água são adicionados a 200 ml de uma solução aquosa de NaCl 
de concentração igual a 50g/L. Qual é a concentração em g/L da solução 
obtida após a diluição? E qual é a molaridade dessa solução? (Dados: Massas 
molares: Na = 23 g/mol, Cl = 35,5 g/mol). – (Gabarito: 20 g/L e 0,34 mol/L) 
 
2. Considere que o ar contém 1,0% em volume do gás nobre argônio. 
Transforme essa porcentagem em uma concentração ppm (em volume). 
(Gabarito: 104 PPM) 
 
3. Em uma solução 0,5M de Fe2(SO4)3, calcule a concentração em mol/L em 
função dos íons e 
 . – (Gabarito: 1 mol/L e 1,5 mol/L) 
 
4. 20 gramas de NaOH são dissolvidos em 36 gramas de água.Calcule o titulo 
da solução e a porcentagem em massa do soluto e do solvente na solução. 
(Gabarito: Soluto: 0,36 e 36%; solvente: 0,64 e 64%). 
 
5. Qual é a massa, em gramas, de 100 mL de uma solução com densidade 
1,19 g/mL? (Gabarito: 119 gramas). 
 
6. Qual deve ser o volume de água adicionado a 50 cm3 de solução de 
hidróxido de sódio (NaOH), cuja concentração é igual a 60 g/L, para que seja 
obtida uma solução a 5,0 g/L? (Gabarito: C) 
a) 0,6 L b) 600 cm3 c) 0,55 L d) 500 cm3 e) 600 L 
 
7. (FUC-MT) Na diluição de uma solução, podemos afirmar que: 
a) A massa do solvente permanece constante 
b) A massa do soluto permanece constante 
c) O volume da solução permanece constante 
d) A molalidade da solução permanece constante 
e) A molaridade da solução permanece constante 
 
 
 71 
7. Assinale a alternativa que corresponde ao volume aproximado de água que 
foi adicionado a 800 mL de uma solução aquosa de sulfito de lítio, com 0,80 
mol/L, para obter uma solução de 0,34 mol/L desse sal. – (Gabarito D) 
a) 1282 mL b) 1182 mL c) 1100 mL d) 1082 mL e) 1200 mL 
 
8. (FMJ-SP) 400 mL de uma solução com 0,4 mol/L de cloreto de cálcio são 
aquecidos até que fiquem no recipiente 200 mL de solução. A concentração, 
em mol/L, de íons cálcio na solução resultante é: - (Gabarito C) 
a) 0,2 b) 0,4 c) 0,8 d) 1,0 e) 1,6 
 
 
 
 
 
 72 
CAPÍTULO V – Introdução à volumetria 
 
29. Conceito de volumetria e titulação 
 
Análise volumétrica ou volumetria é um método de análise laboratorial em 
que utilizamos certo volume de uma solução de concentração conhecida 
para determinar a concentração de outra solução. O volume da solução de 
concentração conhecida a ser utilizado será determinado quando ela reagir 
completamente com um volume da solução de concentração desconhecida. Ou 
seja, as soluções devem reagir entre si. Para sabermos o momento em que 
a reação foi completa, precisamos inserir uma substância que mude a cor da 
solução quando a reação terminar. Chamamos essas substâncias de 
indicadores. 
Esse é um procedimento que requer um elevado nível de precisão na medida 
dos volumes, pois é a partir deles que se determinará a concentração da 
solução desejada. E para transferir determinados volumes de solução com tal 
precisão, utilizamos um instrumento chamado pipeta, que pode ser graduada 
(quando se pode medir vários volumes utilizando-a): 
 
 
 
E a pipeta pode ser volumétrica (quando só se pode medir um único volume 
com ela): 
 
 73 
 
 
 
 
O procedimento mais utilizado em análise volumétrica é a titulação, que 
consiste na execução de tal reação química com a utilização da bureta, que é 
(1) Graduada; (2) Volumétrica 
 
 74 
um instrumento que também mede volumes com precisão, mas que permite 
que o operador goteje a solução controladamente: 
 
 
 
Além da bureta, há outros equipamentos no sistema utilizado na titulação, 
conforme a ilustração a seguir: 
 
 
Uma solução é colocada no erlenmeyer (e é chamada de titulado), no volume 
que se achar mais conveniente (quanto menor o volume, mais rápida a 
 
 75 
titulação será), enquanto a outra é colocada na bureta (e é chamada de 
titulante) até atingir o menisco. 
Recapitulando e resumindo esse procedimento, temos: 
 
 
 
Mas agora que já falamos da prática, está na hora de falarmos sobre a teoria. 
 
 76 
30. Titulação ácido-base (volumetria de neutralização) 
 
A titulação ácido-base é um método de titulação que se baseia nas reações de 
neutralização inorgânicas, onde os íons de um ácido são neutralizados 
pelos íons de uma base, formando água: 
 
 
 
 
 
 
 
Quando a solução de molaridade conhecida é um ácido, a solução 
desconhecida a ser titulada será uma base e este tipo de volumetria de 
neutralização é dita alcalimeteria. Em casos em que a espécie de concentração 
conhecida é uma base, tem-se uma acidimetria, pois a solução de 
concentração desconhecida é um ácido. O indicador que mostra quando essas 
reações se completam é a fenolftaleína, que torna a solução rosa quando a 
reação termina. 
Visto a relação entre os íons característicos de ácidos e bases para 
formar água, é necessário considerar a relação estequiométrica ácido-base. Ou 
seja, VOCÊ PRECISA SABER MONTAR A REAÇÃO!! A realização de 
 
 77 
cálculos para a determinação da molaridade depende exclusivamente da 
estequiometria da reação. 
Existem duas formas distintas de fazer os cálculos na titulação, dependendo da 
reação química envolvida: 
- Estequiometria de 1 para 1: São todas as reações onde os coeficientes do 
ácido e da base são 1, como nas reações a seguir: 
 
 
 
 
 
 
 
Como nessas reações o ácido e a base estão na proporção de 1 pra 1, 
dizemos que quando a fenolftaleína indica que a reação se completou, o 
número de mols do ácido é equivalente ao número de mols da base: 
 
 
 
Como utilizamos o volume e a molaridade como referência nos cálculos, e 
 , podemos substituir a expressão acima: 
 
 
 
Onde é a molaridade e é o volume de solução. 
Portanto, a partir dos volumes das duas soluções utilizadas na titulação, 
podemos utilizar a fórmula acima para calcular a molaridade da solução de 
concentração desconhecida. 
Vamos resolver um exercício: 
 
 78 
“Observe a ilustração abaixo: 
 
 
 
Considerando os dados fornecidos pela imagem, calcule a molaridadeda 
solução de HCl.” 
 
Primeiramente, precisamos identificar, montar e balancear a reação química, 
que ocorre entre o HCl (ácido clorídrico) e NaOH (hidróxido de sódio): 
 
 
 
De cara, a imagem já nos informa a molaridade do NaOH (0,1 mol/L) e que o 
HCl tem sua concentração desconhecida. Na bureta foram colocados 50 ml da 
base, mas para fazer a reação ser completa se utilizaram apenas 10 ml (pois 
quando a solução ficou rosa, o medidor da bureta constava 40 ml) de base e 25 
ml de ácido que estavam presentes no erlenmeyer. Convertendo os volumes 
de solução para litros: 
 
10 ml = 0,01 litros e 25 ml = 0,025 litros 
 
 79 
Agora, basta substituir os valores na equação: 
 
 
 
 
 
 
Portanto, a molaridade dessa solução de HCl é 0,04 mol/L. 
- Em reações com outras proporções: São todas as outras reações, onde os 
coeficientes do ácido e da base na reação não são iguais. Exemplos: 
 
 
 
 
 
Os cálculos em titulações envolvendo reações químicas como essas precisam 
seguir uma série de etapas: 
 
1° - MONTAR A REAÇÃO; 
2° - Calcular o número de mols da solução de concentração conhecida que 
reagiram na titulação a partir da expressão (pois a molaridade e 
volume dessa solução são conhecidos); 
3° - A partir da estequiometria da reação, montar uma regra de três utilizando a 
proporção da reação (1:2, 2:3...etc) e o número de mols descoberto na etapa 2, 
para descobrir o número de mols da solução de concentração desconhecida; 
4° - Utilizar a fórmula da molaridade, 
 para enfim descobrir a 
molaridade da solução desconhecida. equivale ao número de mols da 
solução desconhecida que reagiram (que foi calculado na etapa 3) e equivale 
ao volume da solução desconhecida utilizado na titulação. 
 
 
 80 
Parece um pouco difícil, certo? Mas é fazendo que se torna mais fácil. Vamos 
resolver um exercício: 
 
“Na titulação de 30 mL de hidróxido de cálcio foram consumidos 60 mL 
de solução de ácido clorídrico 
0,1 M. Qual a concentração da solução de hidróxido de cálcio?” 
 
Primeiramente, vamos converter os volumes fornecidos pelo enunciado de ml 
para litros (isso geralmente é necessário, pois os enunciados sempre fornecem 
volumes em ml): 
 
30 ml = 0,03 litros e 60 ml = 0,06 litros 
 
Depois, vamos montar a reação química envolvida: 
 
 
 
Podemos calcular o número de mols do ácido clorídrico (HCl), pois 
conhecemos a sua molaridade (0,1 mol/L) e o volume utilizado na titulação (60 
ml ou 0,06 litros): 
 
 
 
Pela reação, sabemos que a proporção da reação é de 2 mols de HCl para 1 
mol de . Portanto, podemos estabelecer uma regra de três entre esses 
dados, o número de mols de HCl envolvidos na reação e o número de mols de 
 , que ainda não conhecemos, mas vamos descobrir: 
 
2 mols de HCl ----------------------- 1 mol de 
0,006 mols de HCl ---------------- X mols de 
 
 
 81 
 
 
 
 
 
Agora, utilizando a fórmula da molaridade ( 
 ), podemos enfim calcular a 
molaridade da solução de , pois conhecemos o número de mols de 
 (0,003 mols) e o volume dessa solução utilizado na titulação (30 ml ou 
0,03 litros): 
 
 
 
 
 
 
Portanto, a molaridade da solução de é 0,1 mol/L. 
 
31. Como funciona a fenolftaleína? 
 
Falamos discretamente sobre a fenolftaleína, mas ela é determinante nas 
titulações ácido-base, pois é a partir dele que podemos notar o ponto final de 
uma reação química. 
Mas como funciona a fenolftaleína? 
Indicadores ácido base, como a fenolftaleína, apresentam uma cor quando 
estão em meio ácido e outra cor quando estão em meio básico. Isso porque a 
estrutura das moléculas de indicadores sofrem mudanças, se apresentando de 
formas distintas quando estão em meios ácidos e em meios básicos. 
Portanto, a estrutura da fenolftaleína, quando em meio ácido, torna a solução 
incolor; quando em meio básico, torna a solução rosa. 
 
 
 
 82 
 
 
32. Outros tipos de titulação 
 
Pra por fim a esta tão vasta matéria, devemos entender que existem muitos 
tipos de titulação além da titulação ácido-base. Não vamos aprofundar nisso, 
mas é necessário destacar que as titulações podem envolver reações entre: 
 
- Sais 
- Ácidos 
- Bases 
- Complexos metálicos 
 
Todos os vários tipos de titulação serão profundamente estudados em análise 
química quantitativa, mas você pode, ainda sim, se deparar com uma questão 
de titulação que não é ácido-base, principalmente nas últimas provas de APFQ 
I. A boa notícia é que o cálculo de titulação, independentemente de qual tipo, 
segue o mesmo padrão de resolução. Pra provar, vamos resolver um exercício 
qualquer sobre titulação: 
 
“100 ml de uma solução de foram titulados com 200 ml de HCl 2 
mol/L. Qual é a concentração da solução de ?” 
 
Vamos converter os volumes do problema para litros: 
 
100 ml = 0,1 litros e 200 ml = 0,2 litros 
 
 83 
Depois, montar a reação química balanceada: 
 
 
 
Podemos definir o número de mols de HCl: 
 
 
 
Depois, estabelecer uma regra de três com a proporção estequiométrica: 
 
1 mol de ------------------------ 2 mols de HCl 
X mols de --------- 0,4 mols de HCl 
 
 
 
 
E por fim, determinar a molaridade do pela fórmula: 
 
 
 
 
 
 
A molaridade do é 2 mol/L 
Portanto, vimos que é possível realizar o cálculo da mesma forma, mesmo que 
a titulação não seja entre um ácido e uma base. 
 
 
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LISTA DE EXERCÍCIOS V 
 
1. Qual a concentração de 40 mL de Hidróxido de Magnésio titulado com 20 mL 
de Ácido Sulfúrico 0,1 mol/L? (Gabarito: 0,05 mol/L) 
 
2. 46,2 gramas de fluoreto de sódio foram formados a partir de uma reação de 
neutralização. Sabendo que foi utilizada uma solução ácida 2M e uma solução 
básica 5M, indique os volumes utilizados de cada uma das soluções e a 
equação química balanceada representativa da reação. (Massa molar do 
fluoreto de sódio: 42 g/mol) – (Gabarito: Ácido: 550 ml; Base: 220 ml). 
 
3. Qual a molaridade de uma solução de HCl se para a titulação de 0,1946g de 
Na2CO3 quimicamente puro, sabendo que utilizou-se 20,45 mL desta solução 
ácida? (Gabarito: 0,179 mol/L) 
 
4. Sobre uma bancada de laboratório foi encontrado um frasco de solução com 
a etiqueta borrada. A única informação possível de se identificar era de que se 
tratava de uma solução de H2SO4(aq). Para identificar a concentração dessa 
solução, separou-se uma alíquota de 10 mL de H2SO4(aq), que foi titulado 
com uma solução NaOH(aq) 1mol/L, sendo gastos 15 mL dessa base. Assinale 
a alternativa que informa CORRETAMENTE a concentração da solução de 
H2SO4(aq) contida no frasco. – (Gabarito: B) 
 
(A) 3 mol/L (B) 0,75 mol/L (C) 1,5 mol/L (D) 2 mol/L (E) 1 mol/L 
 
 
5. O analista Bruno titulou uma amostra de ácido fosforoso concentrado (10M) 
com 100 ml de solução de hidróxido de alumínio 1M. Indique o volume da 
amostra de ácido fosforoso utilizado na reação e o nome e a massa do sal 
formado. (Dados: Massas Molares: Al = 27 g/mol, O = 16 g/mol, H = 1 g/mol, P 
= 31 g/mol) - (Gabarito: 15 ml e 14,7 gramas) 
 
6. Em um laboratório, foram titulados 200 ml de uma solução ácida de HF 4M, 
com um determinado volume de uma solução 1M de base representada por 
X(OH)2. 
A) Determine o volume da solução de base utilizada. (Gabarito: 400 ml) 
B) Sabendo que a massa presenteno volume de solução da base usada é de 
54,8 gramas, assinale a alternativa que representa corretamente o cátion “x” 
(Massas Molares: Ca = 40 g/mol, Ba = 137 g/mol, Be = 9 g/mol, Pb = 207 
g/mol, Zn = 66 g/mol): - (Gabarito: B) 
a) Ca b) Ba c) Be d) Zn2+ e) Pb2+ 
C) Qual é a concentração comum da solução básica? (171 g/L) 
 
 
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7. Um anidrido de ácido carboxílico pode ser obtido a partir da reação entre 
dois ácidos carboxílicos. 
A) Escreva a equação química balanceada para uma reação entre os ácidos 
etanoico e benzoico e indique o nome do anidrido formado. 
B) Em um laboratório, um analista dispõe de duas soluções: uma solução 2M 
de ácido etanoico e uma solução 305 g/L de ácido benzoico. Quais são os 
volumes, em ml, das soluções disponíveis que serão utilizados para realizar 
uma reação completa que envolva 0,2 mol de ácido etanoico? (Dados: Massas 
Molares: O = 16 g/mol, H = 1 g/mol, C =12 g/mol). – (Ácido etanoico: 100 ml; 
Ácido benzoico: 80 ml)