Prévia do material em texto

Autores: Prof. Luiz Carlos Martins das Neves
 Profa. Maria Lúcia Auriemi Nunes Vieira
Colaboradores: Prof. Juliano Rodrigo Guerreiro
 Profa. Laura Cristina da Cruz Dominciano
Físico-Química
Professores conteudistas: Luiz Carlos Martins das Neves / 
Maria Lúcia Auriemi Nunes Vieira
Luiz Carlos Martins das Neves
Pesquisador colaborador nos grupos de pesquisa de Microbiologia Industrial e Aplicada da Faculdade de Ciências 
Farmacêuticas da Universidade de São Paulo (FCF-USP), de Fisiopatologia da Escola Paulista de Medicina da Universidade Federal 
de São Paulo (EPM-Unifesp) e de Biomarcadores em Doenças Crônicas não Transmissíveis (DCNT) e Doenças Transmissíveis 
(DT) da Universidade Paulista (UNIP). Acumula experiência em pesquisa científica na área de processos biotecnológicos, 
fermentativos e enzimáticos, bem como na área de purificação de metabólitos de interesse para o setor biotecnológico 
e farmacêutico. Apresenta experiência no desenvolvimento e validação de métodos instrumentais cromatográficos, 
espectrofotométricos e espectrofluorimétricos. É professor titular dos cursos presencial e semipresencial de Farmácia, 
Ciências Biológicas, Biomedicina e Nutrição da UNIP e professor líder das disciplinas de Matemática Aplicada, Bioestatística, 
Bromatologia, Química Geral, Estudos Disciplinares, Físico-química e Métodos Instrumentais de Análise, sendo responsável 
pela elaboração e revisão do conteúdo on-line, plano de ensino e roteiros de práticas das disciplinas. É também elaborador 
de conteúdo para as disciplinas Tópicos de Formação Profissional e Estudos Disciplinares no ensino a distância do curso de 
Licenciatura em Química. Graduado em Engenharia Química pelo Centro Universitário da Fundação Educacional Inaciana 
(FEI) (2000), possui mestrado e doutorado pela FCF-USP, na área de Tecnologia Bioquímico-farmacêutica, e pós-doutorado 
em Biotecnologia pela Escola de Engenharia de Lorena da Universidade de São Paulo (EEL-USP).
Maria Lúcia Auriemi Nunes Vieira
Graduada em Química pelo Instituto de Química da Universidade de São Paulo (IQ-USP) (1987). Professora titular 
na Universidade Paulista (UNIP), leciona nos cursos de Farmácia, Biomedicina e Nutrição em São Paulo desde 2017. 
Possui mestrado (1994) em Engenharia Química – ênfase em Alimentos e doutorado (2000) em Engenharia Química 
– ênfase em Corrosão, pela Escola Politécnica da Universidade de São Paulo (Poli-USP). Tem mais de 20 anos de 
experiência como docente de nível superior, atuando nas disciplinas de Química Geral, Físico-química, Matemática 
Aplicada, Bioestatística, Métodos Instrumentais de Análise e Bioquímica. Professora de pós-graduação em Química 
Tecnológica no Centro Universitário Fieo (Unifieo). Foi professora de curso pré-vestibular e professora conteudista. 
Trabalhou na indústria, na área de tintas e polímeros, no desenvolvimento de formulações de tinta em pó para pintura 
eletrostática, no atendimento a clientes e na assistência técnica e treinamento de pessoal.
© Todos os direitos reservados. Nenhuma parte desta obra pode ser reproduzida ou transmitida por qualquer forma e/ou 
quaisquer meios (eletrônico, incluindo fotocópia e gravação) ou arquivada em qualquer sistema ou banco de dados sem 
permissão escrita da Universidade Paulista.
Dados Internacionais de Catalogação na Publicação (CIP)
N518f Neves, Luiz Carlos Martins das.
Fisíco-Química / Luiz Carlos Martins das Neves, Maria Lúcia 
Auriemi Nunes Vieira. – São Paulo: Editora Sol, 2021.
180 p., il.
Nota: este volume está publicado nos Cadernos de Estudos e 
Pesquisas da UNIP, Série Didática, ISSN 1517-9230.
1. Soluções. 2. Solubilidade. 3. Reações químicas. I. Vieira, Maria 
Lúcia Auriemi Nunes. II. Título.
CDU 543.5 
U510.01 – 21
Prof. Dr. João Carlos Di Genio
Reitor
Prof. Fábio Romeu de Carvalho
Vice-Reitor de Planejamento, Administração e Finanças
Profa. Melânia Dalla Torre
Vice-Reitora de Unidades Universitárias
Profa. Dra. Marília Ancona-Lopez
Vice-Reitora de Pós-Graduação e Pesquisa
Profa. Dra. Marília Ancona-Lopez
Vice-Reitora de Graduação
Unip Interativa – EaD
Profa. Elisabete Brihy 
Prof. Marcello Vannini
Prof. Dr. Luiz Felipe Scabar
Prof. Ivan Daliberto Frugoli
 Material Didático – EaD
 Comissão editorial: 
 Dra. Angélica L. Carlini (UNIP)
 Dr. Ivan Dias da Motta (CESUMAR)
 Dra. Kátia Mosorov Alonso (UFMT)
 Apoio:
 Profa. Cláudia Regina Baptista – EaD
 Profa. Deise Alcantara Carreiro – Comissão de Qualificação e Avaliação de Cursos
 Projeto gráfico:
 Prof. Alexandre Ponzetto
 Revisão:
 Kleber Nascimento
 Lucas Ricardi
Sumário
Físico-Química
APRESENTAÇÃO ......................................................................................................................................................7
INTRODUÇÃO ...........................................................................................................................................................7
Unidade I
1 DISPERSÕES: SOLUÇÕES, COLOIDES E SUSPENSÕES ..........................................................................9
1.1 Soluções ................................................................................................................................................... 12
1.2 Solubilidade ............................................................................................................................................ 13
1.2.1 Curva de solubilidade ............................................................................................................................ 15
1.2.2 Comportamento endotérmico e exotérmico ............................................................................... 17
1.2.3 Constante de solubilidade (Ks) ........................................................................................................... 19
1.2.4 Equilíbrio de solubilidade .................................................................................................................... 21
1.2.5 Efeito do íon comum ............................................................................................................................. 26
1.2.6 Efeito da adição de sais ........................................................................................................................ 27
2 PREPARO E CÁLCULO DE CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES ............................................................ 27
2.1 Molaridade .............................................................................................................................................. 29
2.2 Fração molar ........................................................................................................................................... 35
2.3 Molalidade ............................................................................................................................................... 37
2.4 Título .......................................................................................................................................................... 38
2.5 Composição percentual ..................................................................................................................... 40
2.5.1 Peso/Peso .................................................................................................................................................... 40
2.5.2 Peso/Volume .............................................................................................................................................. 43
2.5.3 Volume/Volume........................................................................................................................................ 44
2.5.4 Partes por milhão (PPM) ...................................................................................................................... 46
2.6 Miliequivalente (mEq)......................................................................................................................... 47
2.7 Normalidade (N) ...................................................................................................................................como as moléculas do álcool são bastante polares, serão atraídas pelas da água e 
“entrarão” no meio delas, ocupando os espaços vazios. Assim, ao preparar uma solução em que a água é 
o solvente e o álcool é o soluto, devemos proceder como no exemplo a seguir.
Exemplo de aplicação
Prepare uma solução de 300 mililitros (v/v%) com 50% de álcool.
Resolução
1) Devemos relembrar o que foi dito anteriormente sobre a polaridade do álcool para não cometermos 
o erro de simplesmente pegar 150 mililitros de álcool e misturar com 150 mililitros de água, pois isso 
não resultaria numa quantidade exata de 300 mililitros de solução.
2) Para fazer a solução na quantidade correta em que foi pedida, devemos adicionar 150 mililitros 
de álcool num frasco e então completar o volume com água até os 300 mililitros.
45
FÍSICO-QUÍMICA
3) Feito isso, é preciso conferir novamente o menisco (que deverá estar sob a marca de aferição) e 
ver se é necessário completar com mais um pouco de água para novamente atingir os 300 mililitros.
 Observação
Por que quando misturamos álcool (etanol) com água o volume final é 
menor do que o esperado?
Faça este experimento na sua casa: coloque 100 mililitros de álcool em um 
recipiente graduado e, então, adicione também 100 mililitros de água. Misture 
os dois líquidos (delicadamente para não derramar). Ao observar o volume final, 
você verá que não serão 200 mililitros, mas sim algum valor menor!
Esse fenômeno acontece porque as moléculas do álcool e da água 
possuem átomos de hidrogênio e oxigênio ligados que, ao colidirem, 
formarão ligações de hidrogênio, um tipo de força intermolecular 
extremamente elevada. Entre as moléculas de água há espaços vazios e, 
ao se ligarem, as moléculas de etanol ocupam esses espaços, diminuindo a 
distância entre as moléculas das duas substâncias e, assim, diminuindo o 
volume final da solução água + álcool.
δ—
δ+
δ+
δ+
δ+
1
H
H
O
δ—
δ—
δ—
Figura 19 – Representação de ligações de hidrogênio em soluções
46
Unidade I
2.5.4 Partes por milhão (PPM)
Na unidade partes por milhão (ppm), é possível determinar concentrações de solutos extremamente 
pequenos. Uma aplicação muito comum e rotineira do ppm ocorre na medição de poluentes do ar 
atmosférico, sendo também muito usada para medir contaminação em água.
A relação nessa unidade calcula quantas partes do soluto há em 1 milhão (106) de partes da solução.
Em uma quantidade gigantesca de solvente, os solutos, quando em pequeninas quantidades, podem 
parecer inofensivos, porém isto não é verdade; alguns podem causar graves danos à saúde. Temos alguns 
exemplos como o do metal mercúrio (Hg), que contamina águas de rios e mares e, quando em excesso, 
deposita-se no corpo humano, causando danos irreversíveis no sistema nervoso. Também existem as 
unidades de concentração partes por bilhão (ppb) e partes por trilhão (ppt).
1 ppm pode então ser pensado como:
1 g soluto --------------------------- 1.000.000 g solução
Ou seja:
1 g soluto --------------------------- 1 kg solução
Da mesma maneira:
1 ppb pode ser pensado como:
1 parte de soluto---------------------- 1 bilhão de partes da solução
1µ soluto --------------------------- 1.000.000 g solução
Ou seja:
1µ soluto --------------------------- 1 kg solução
Lê-se como “um micrograma de soluto para cada um quilograma de solução”.
E 1 ppt como:
1 parte de soluto---------------------- 1 trilhão de partes da solução
1 ng soluto -------------------------- 1.000.000 g solução
Ou seja:
1 ng soluto -------------------------- 1 kg solução
Lê-se como “um nanograma de soluto para cada um quilograma de solução”.
47
FÍSICO-QUÍMICA
 Observação
A unidade ppm (partes por milhão) é muito utilizada para 
demonstrar a quantidade de flúor presente em pastas de dente. Esses 
valores são de extrema importância, principalmente nos cremes dentais 
de uso infantil, pois o excesso de flúor na infância pode causar danos 
aos dentes (doença denominada fluorose, caracterizada por diversas 
manchas brancas nos dentes), enquanto a falta desse elemento poderá 
afetar severamente a dentição, pois ele é imprescindível na prevenção 
das cáries. Portanto, a quantidade de flúor deve ser controlada para que 
seja seguramente usado.
Exemplo de aplicação
Padrões nacionais e internacionais referentes à qualidade de água indicam que a água potável não 
pode conter mais que 0,05 ppm de chumbo (Pb). Qual seria, então, o limite máximo de Pb permitido em 
uma amostra de 1 mililitro de água?
Resolução
Considerando que a densidade da água, em valores arredondados, seria igual a 1 g.mL-1, é possível 
considerar a amostra como sendo de 1 grama de água.
Pelo valor de referência de 0,05 ppm, é possível elaborar uma regra de três e, assim, determinar o 
valor máximo que deverá estar presente nessa amostra. Assim:
Limite máximo permitido = 0,05 ppm
0,05 g Pb ----------- 1.000.000 g amostra de água
x ----------------- 1 g amostra de água
4 0,05
x 5 10 g de Pb
1.000.000
-= = ×
Esse valor seria o correspondente a 0,5 miligramas de Pb.
2.6 Miliequivalente (mEq)
Trata-se de uma unidade relacionada à concentração de íons em uma determinada solução e 
costuma ser bastante utilizada em situações clínicas.
48
Unidade I
Diante da possibilidade de sais, ácidos e bases sofrerem ionização ou dissociação iônica em meio 
aquoso, a expressão da quantidade desses íons em miliequivalente poderá ser mais interessante do que 
apenas trabalhando com o conceito de mol.
O termo “equivalente” surge do conceito químico de equivalente-grama e pode ser considerado 
análogo ao mol e ao peso molecular de um íon.
O equivalente-grama pode ser definido como as massas que equivalem quimicamente, pois, mesmo 
sendo numericamente diferentes, apresentam o mesmo poder de combinação. Esse igual poder de 
combinação permite considerar de igual força iônica esses componentes e, portanto, poderão ter o 
mesmo grau de influência sobre fenômenos químicos a eles relacionados.
Como um exemplo dessa combinação temos a reação de neutralização ocorrendo entre ácido 
clorídrico (HCl) e bases inorgânicas fortes como o hidróxido de sódio (NaOH) ou o hidróxido de 
potássio (KOH).
HCI + NaOH → NaCI + H2O
 ↓ ↓
1 mol 1 mol
HCI + KOH → KCI + H2O
 ↓ ↓
1 mol 1 mol
Como se pode observar, a proporção molar para o NaOH e o KOH nessa reação de neutralização é 
a mesma e, em ambos os casos, serão capazes de reagir com a mesma quantidade molar do HCl. Por 
causa disso, as duas bases poderão ser consideradas de mesma força iônica ou de mesmo poder de 
combinação.
Ao analisar a massa dessas substâncias, é possível observar que:
HCI + NaOH → NaCI + H2O
36,5 g 40 g
 ↓ ↓
HCI + KOH → KCI + H2O
 ↓ ↓
36,5 g 56 g
Ou seja, para uma mesma força iônica temos que serão necessários 40 gramas de NaOH ou 56 
gramas de KOH para reagir com a mesma quantidade de HCl.
49
FÍSICO-QUÍMICA
Pode-se considerar, portanto, que:
1 Equivalente-grama de NaOH = 1 Equivalente-grama de KOH
 ↓ ↓
 40 g de NaOH 56 g de KOH
Para uma reação de neutralização do ácido sulfúrico com o mesmo NaOH, a proporção molar dos 
componentes envolvidos sofrerá alterações por causa do balanceamento da reação:
H2SO4 = 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
 ↓ ↓
98 g 2 × 40 g
Pela análise das proporções molares, é possível concluir que:
1 mol de H2SO4 = 2 mols de NaOH
Portanto, para obter a mesma força iônica que na reação do HCl seria necessária metade da massa 
do H2SO4, ou:
98
1 Equivalente grama
2
- = = 49 g
Para calcular o equivalente-grama de uma substância, pode-se considerar que:
MM
E
k
=
Onde:
• MM: massa molar da substância (g.mol-1);
• K: constante de força iônica da substância.
Para que seja possível obter o valor da constante de força iônica é necessário analisar qual sua 
função química. Assim:
• Ácidos: a força iônica poderá ser definida como o número de cátions de hidrogênio ionizáveis (H+).
• Bases: a força iônica poderá ser definida como o número de íons hidroxila dissociados(OH-).
• Sais: a força iônica poderá ser definida como a carga total do cátion ou do ânion dissociado.
50
Unidade I
Exemplo de aplicação
Exemplo 1
Determinar o equivalente para Ca(OH)2 (MM = 74,09 g.mol-1).
Resolução
Por se tratar de uma base, a constante de força iônica será igual ao número de íons hidroxila 
dissociados, ou seja, k = 2.
Assim:
74,09
E 37,05 g
2
= =
Exemplo 2
Determinar o equivalente para BaCl2 (MM = 208,23 g.mol-1).
Resolução
Por se tratar de um sal, a constante de força iônica será igual à carga total do cátion ou ânion 
dissociado.
 Valência
 ↑
BaCl2 1Ba2+ + 2Cl–
 ↓
 Quantidade
Como analisar a carga total?
Carga = valência × quantidade
Para o cátion, teremos:
Carga = 2 × 1 = 2
Portanto, k = 2
51
FÍSICO-QUÍMICA
Assim:
208,23
E 104,12 g
2
= =
Exemplo 3
Determinar o equivalente para Al2(SO4)3 (MM = 342,15 g.mol-1).
Resolução
Por se tratar de um sal, a constante de força iônica será igual à carga total do cátion ou ânion 
dissociado.
AI2(SO4)3 → 2AI3+ + 3SO-2
4
Carga = 2 × 3 = 6
Portanto, k = 6.
Assim:
342,15
E 57,03 g
6
= =
 Observação
A dissociação de sais pode ser obtida pelo uso da regra do “tombo” para 
o cátion e o ânion. De acordo com essa regra:
Índice do cátion = Valência do ânion
Índice do ânion = Valência do cátion
Assim:
AI2(SO4)3 → 2AI3+ + 3SO-2
4
52
Unidade I
A partir da definição do equivalente-grama (E), é possível calcular o mEq de íons por meio de cálculos 
de razão e proporção (regra de três). Por se tratar de um cálculo baseado na massa molar do íon ou 
substância analisada, é necessário lembrar que tal relação ocorre para volume de 1 litro.
Exemplo de aplicação
Exemplo 1
Qual o miliequivalente (mEq) de Na+ existente em uma solução 0,9%p/v de NaCl?
Dado: MM = 58,5 g.mol-1. Assumindo densidade igual a 1 g.mL-1.
Resolução
1) Em uma solução 0,9%p/v, temos o valor correspondente a 0,9 gramas por 100 mililitros.
0,9 g NaCl ---------------- 100 mL
X ---------------------- 1000 mL
X = 9 g em 1 L.
1
9
n 0,154 mol
58,5
= =
NaCI → Na+ + CI—
 ↓ ↓
1 mol 1 mol
2) O equivalente para esse soluto será igual a:
0,154
E 0,154 Eq.
1
= =
Ou seja: 154 mEq
Exemplo 2
Qual o miliequivalente (mEq) de K+ existente em uma solução 10%p/v de KCl?
Dado: MM = 74,55 g.mol-1
53
FÍSICO-QUÍMICA
Resolução
1) Em uma solução 10%p/v, temos 10 gramas de KCl em 100 mililitros. Portanto:
10 g KCl ------------ 100 mL
X ----------------- 1000 mL
X = 100 g em 1 L.
1
100
n 1,34 mol
74,55
= =
2) O equivalente para esse soluto será igual a:
1,34
E 1,34 Eq.
1
= =
Ou seja: 1340 mEq
Exemplo 3
Qual a concentração (%p/v) de uma solução a ser preparada para que se tenha um total de 40 mEq 
de Ca+2 em 300 mililitros a partir da adição de hidróxido de cálcio em água?
Dado: MMCa(OH)2 = 74,09 g.mol-1
Resolução
1) Encontrar a massa de cálcio:
1m
0,04
2
=
m1 = 0,04 × 2 = 0,08 g
2) Converter para a massa de Ca(OH)2:
Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH–
 ↓ ↓
1 mol 1 mol
(74,09 g) (40 g)
54
Unidade I
Mantendo a proporção molar:
40 g Ca+2 ---------------- 74,09 g Ca(OH)2
0,08 ------------------- x
0,08 74,09
x 0,148 g
40
×
= =
Portanto, para obter 0,08 gramas de Ca+2 em solução, é necessário que a solução seja preparada a 
partir da adição de 0,148 gramas de Ca(OH)2.
3) Obter a concentração em %p/V:
1p m
% 100
v V
= ×
p 0,148
% 100 0,049%
v 300
= × =
Portanto, para obter 40 mEq de Ca+2 em 300 mililitros de uma solução, é necessário que sua 
concentração seja de 0,049%.
2.7 Normalidade (N)
Em análise química, uma solução correspondente a 1 Eq.L-1 é chamada de solução normal. Portanto:
1 N = 1 Eq.L-1
A partir dessa definição, algumas soluções poderão ser expressas em termos de concentração 
normal e seu preparo deverá levar em consideração o mesmo conceito de equivalente-grama definido 
anteriormente.
MM
E
k
=
O número de equivalentes (e) poderá ser determinado como:
1
1
m
e 
E
=
55
FÍSICO-QUÍMICA
E a concentração normal ou normalidade (N) será obtida por:
1e
N
V
=
Onde:
• e1 = número de equivalentes do soluto;
• V = volume da solução (em litros).
Exemplo de aplicação
Exemplo 1
Determine a massa a ser pesada para o preparo de 60 mililitros de uma solução de Ca(OH)2 0,2 N.
Dado: MMCa(OH)2 = 74,09 g.mol-1
Resolução
1) Partindo da concentração normal é possível determinar o número de equivalentes para este soluto:
1e
N
V
=
1e
0,2
0,06
=
e1 = 0,012 Eq.
 Lembrete
60 mililitros correspondem a 0,06 litros.
2) Pela massa molar (MM) do soluto, é possível determinar o equivalente teórico (E):
MM
E
k
=
74,09
E 37,05 g
2
= =
56
Unidade I
3) Com os valores do número de equivalente (e) e o equivalente-grama teórico do soluto (E), é 
possível determinar a massa:
1
1
m
e 
E
=
1m
0,012 
37,05
=
m1 = 0,445 g
Exemplo 2
Determine a concentração normal de uma solução de 300 mililitros cujo preparo se deu pela adição 
de 15 gramas de CaCl2 (MM = 110,98 g.mol-1).
Resolução
1) Necessário determinar o equivalente teórico (E) para esse soluto:
MM
E
k
=
110,98
E 55,49 g
2
= =
O valor da constante da força iônica (K) para esse sal é igual a 2, tendo sido obtido pela multiplicação 
da valência e da quantidade do cátion ou ânion resultantes de sua dissociação em água.
2) Necessário determinar o número de equivalentes (e) para esse soluto:
1
1
m
e 
E
=
1
15
e 0,27 Eq.
55,49
= =
3) Necessário determinar a concentração normal (N) para a solução:
1e
N
V
=
57
FÍSICO-QUÍMICA
10,27
N 0,9 N ou 0,9 Eq.L
0,3
-= =
 
2.8 Boas práticas de laboratório (BPL): regras para o preparo adequado de 
soluções e realização de análises
As BPL correspondem a um sistema de qualidade implantado no laboratório com o intuito de planejar, 
organizar, monitorar e registrar a rotina dos procedimentos ali realizados. Essas BPL se constituem em 
um conjunto de princípios que irão assegurar a confiabilidade dos resultados obtidos nas pesquisas ou 
testes realizados no laboratório. 
Em um espectro mais amplo, também podemos considerar que as BPL dizem respeito ao uso correto 
e seguro de métodos e/ou substâncias que interfiram negativamente na saúde humana ou no meio 
ambiente (ZOCHIO, 2009). A partir da implantação do sistema de qualidade, é possível que os laboratórios 
avaliem o nível de perigo potencial associado com a liberação do produto em um mercado particular. 
Os principais objetivos referentes à aplicação da BPL são, entre outros:
• Promover a elevação do nível de qualidade do trabalho realizado no ambiente de laboratório.
• Aumentar a confiabilidade nos resultados obtidos em experimentos e testes realizados no laboratório.
• Elevar a eficácia dos reagentes, produtos, kits e substâncias utilizados.
• Implantar um sistema de controle de qualidade interlaboratorial e definir laboratórios de referência.
• Melhorar a qualificação dos técnicos e auxiliares de laboratório.
• Homogeneizar as práticas de laboratório, com fins de garantir a reprodutibilidade dos resultados obtidos.
As BPL podem ser divididas em dois grupos principais: as que se referem aos cuidados pessoais 
daqueles que atuam em ambientes de laboratório e as que dizem respeito ao próprio ambiente 
do laboratório.
2.8.1 BPL referentes aos cuidados pessoais
As regras de BPL referentes aos cuidados pessoais do profissional são, entre outras:
• Utilizar sempre avental ou jaleco de algodão grosso, pois esse tecido tende a queimar mais 
lentamente e reagir pouco com determinadas substâncias químicas, o que diminui o risco de 
lesões na pele do trabalhador. Deve possuir mangas compridas e comprimento até o joelho, além 
de ser utilizado sempre fechado. Esse item deve ser retirado assim que o profissional deixar o 
58
Unidade I
ambiente, evitando, assim, o transporte de material particulado contaminado ou não presente 
nessa vestimenta para outras áreas.
• Usar sempre calças compridas e sapatos fechados produzidos com material não poroso e 
resistente, evitando danos ao trabalhadorem caso de: derramamento ou respingo de substâncias 
tóxicas, ácidas, básicas ou corrosivas; acidentes com materiais perfurocortantes ou materiais 
biológicos contaminados.
• Manter os cabelos sempre presos, evitando a contaminação das substâncias que estamos 
manipulando com as células e a sujeira neles presente. Dependendo da atividade a ser realizada, 
por exemplo o manuseio de medicamentos a serem aplicados em pacientes, é ainda obrigatório, 
além de manter os cabelos presos, utilizar o gorro.
• Lavar as mãos com sabão neutro antes e depois de todo e qualquer procedimento.
• Utilizar protetores faciais e/ou oculares (óculos de segurança) sempre que houver necessidade de 
manuseio ou armazenamento de substâncias químicas, principalmente as voláteis.
• Utilizar respiradores (máscaras) em casos especiais, como em operações de limpeza de almoxarifados 
de produtos químicos, onde não seja possível a utilização de sistemas exaustores de ar e no local 
em que ainda não tiverem sido adotadas medidas de proteção coletiva contra os vapores nocivos.
• Manter as unhas sempre aparadas, de preferência sem esmalte, no caso de trabalhadores que 
atuam em laboratórios clínicos.
• Evitar o uso de itens de maquiagem na pele, assim como o uso de esmaltes nas unhas, já que a 
maquiagem pode contribuir para o aumento da quantidade de material particulado no ambiente, 
além de facilitar a aderência de alguns agentes à pele, causando irritação.
• Evitar o uso de adereços, como joias e relógios, pois estes atuam como depósitos de material 
particulado e micro-organismos.
• Manter a vacinação em dia e complementá-la com outras vacinas não previstas no calendário 
básico de vacinação, principalmente no caso de profissionais que atuem em laboratórios 
dentro de hospitais, por exemplo, já que nesses ambientes é frequente a presença de agentes 
biológicos multirresistentes.
• Evitar o consumo de comida e bebida no ambiente de laboratório, pois o derramamento de 
líquidos ou partículas sólidas atua na atração de insetos ou outros animais para o ambiente 
do laboratório, além de o próprio alimento poder se contaminar com material particulado 
presente no ambiente. Dessa forma, para evitar a contaminação do alimento, também não 
devemos compartilhar freezers, geladeiras ou micro-ondas utilizados nos experimentos com 
os alimentos.
59
FÍSICO-QUÍMICA
• Evitar o fumo, já que este não é adequado a nenhum tipo de ambiente fechado.
• Manter local adequado para a guarda de objetos pessoais, casacos e bolsas, evitando levá-los ao 
ambiente do laboratório.
• Manter portas fechadas e restringir o acesso de pessoas ao recinto do laboratório, uma vez que 
o número de pessoas e o nível de movimentação aumentam consideravelmente a quantidade de 
material particulado no ambiente do laboratório.
• Manter a atenção durante todo o tempo em que estiver no ambiente do laboratório, já que 
distrações contribuem para a ocorrência de acidentes.
• Utilizar luvas para a realização de todo e qualquer procedimento que envolva substâncias químicas 
ou qualquer outro tipo de agente, inclusive os biológicos, bem como durante os processos de 
higienização do ambiente e dos utensílios ali utilizados.
Quanto ao uso das luvas, a escolha pelo tipo mais adequado a ser utilizado irá depender da atividade 
a ser realizada e do tipo de agente e/ou substância manipulado.
2.8.2 BPL referentes aos cuidados com o ambiente
Os principais cuidados com o ambiente – tanto o local de trabalho quanto o ambiente externo ao 
laboratório – incluídos nas chamadas BPL são, entre outros:
• Remover as luvas sempre que for necessário o contato com superfícies de telefones, fechaduras, 
interruptores e torneiras, evitando a contaminação delas.
• Utilizar pera (protopipetador) para o processo de pipetagem. Nunca devemos pipetar líquidos 
utilizando sucção própria (boca), em razão do enorme risco de aspiração das substâncias e 
contaminação por partículas presentes na pipeta.
• Realizar o descarte de materiais de forma independente. Existe a forma correta para o descarte 
em função da natureza do resíduo.
• Ter cuidado ao desencapar e encapar agulhas. Esses processos devem ser realizados da seguinte 
maneira: para desencapar, basta puxar um pouco a capa de proteção da haste da seringa, 
segurando-a em sua região mediana, e depositá-la sobre uma gaze na bancada. Nunca remova 
por completo com a mão a capa protetora. Já para realizar o encapamento da agulha, deve-se 
“pescar” a capa protetora com a agulha e com a mão conectá-la à haste.
• Evitar a ingestão ou inalação de qualquer composto no ambiente do laboratório, pois essas ações 
podem resultar em infecções ou lesões no trato digestivo ou respiratório.
60
Unidade I
• Evitar a formação de aerossóis ou a dispersão de material particulado no ambiente. No caso dos 
aerossóis, recomenda-se que tubos-ampola sejam abertos envoltos em uma gaze, que irá realizar 
a absorção deles.
• Manipular substâncias químicas sempre dentro da capela de exaustão, evitando a inalação 
de vapores.
• Separar as vidrarias e materiais a serem utilizados antes do início de qualquer tipo de procedimento, 
preparar as soluções e tirar todas as dúvidas relativas ao processo.
• Manter todos os materiais fechados ou em uso, bem como os resíduos a serem descartados 
devidamente identificados, com rotulagem permanente e informações básicas necessárias sobre 
o conteúdo do recipiente, a fim de evitar acidentes decorrentes do uso incorreto de substâncias.
• Afixar em local de fácil visualização as instruções básicas de BPL, bem como a maneira correta de 
proceder em caso de acidentes.
• Manter desobstruídos os equipamentos de proteção coletiva essenciais ao ambiente de 
laboratório – por exemplo, lava-olhos.
Quando tratamos das BPL, algumas recomendações preveem o uso de determinados equipamentos, 
os quais serão classificados como de uso individual ou coletivo. Esses equipamentos de proteção 
individual (EPI) ou de proteção coletiva (EPC) servem para a proteção do trabalhador contra ameaças à 
sua saúde e segurança presentes no ambiente de trabalho. Exemplos de EPC que devem estar presentes 
e ser utilizados na rotina de laboratório são:
• capela química (capela de exaustão);
• cabine de segurança biológica (CSB ou fluxo laminar);
• luz ultravioleta;
• dispositivos de pipetagem;
• extintores de incêndio;
• chuveiro;
• lava-olhos;
• kit de primeiros socorros;
• sinalizadores de segurança (placas, cartazes de advertência e fitas zebradas).
61
FÍSICO-QUÍMICA
3 SOLUÇÕES COLOIDAIS
As soluções apresentam como principal característica o fato de se tratar de uma dispersão homogênea, 
isto é, uma dispersão onde o soluto se dissolve no solvente e se agrega a ele.
O tamanho da partícula é um dos fatores mais importantes para garantir a homogeneidade e a 
forma de dispersão que ocorrem nas soluções. Para tanto, assume-se que tal tamanho de fase dispersa 
(soluto) deve ter aproximadamente 1 nanômetro (1 nm = 1 × 10-9 metro). Da mesma forma, é sabido 
que, quando o soluto possui partículas maiores que 1.000 nanômetros, elas terão a tendência de se 
depositar no fundo do recipiente em que estão formando o chamado corpo de fundo, e esse sistema se 
chamará suspensão. São exemplos desse tipo de dispersão as misturas, em geral líquidas, que avisam no 
rótulo “agite antes de usar”, o que deve ser feito para que você use a substância na concentração correta 
e, assim, não ocorram alterações no sabor e na textura e nem mesmo atividade farmacológica, como é 
o caso dos sucos industrializados e de muitos antibióticos líquidos.
Além das soluções e suspensões, existe um terceiro caso de dispersão bastante utilizado na área 
farmacêutica: o das substâncias que possuem fase dispersa (componentes de menor concentração) com 
partículas de tamanho entre 1 e 1.000 nanômetros. Essas formulações precisam ter suas propriedades 
físico-químicas analisadas de forma distinta em relação às soluções e suspensões, pois não se encaixam 
nas característicasde solução nem de suspensão. A essas dispersões dá-se o nome de coloides ou 
soluções coloidais.
A denominação coloide pode se referir apenas à partícula coloidal ou ao sistema coloidal como 
um todo. Esse sistema disperso nada mais é do que partículas pequenas de um material dispersas em 
outro e que, diferentemente da suspensão, não precipitam pela ação da gravidade. Consistem em um 
soluto, que aqui recebe o nome de partículas coloidais ou fase dispersa, o qual é disperso num solvente, 
que pode ser chamado de meio coloidal, meio disperso ou fase contínua. O meio de dispersão pode ser 
sólido, líquido ou gasoso.
Existem poucos métodos para promover a diferenciação de soluções coloidais e soluções verdadeiras. 
Geralmente, tais métodos utilizam equipamentos que promovem a verificação do chamado Efeito 
Tyndall na solução coloidal.
3.1 Efeito Tyndall
Trata-se de um efeito presente em soluções coloidais e relacionado à capacidade de observar a 
reflexão da luz quando em contato com a dispersão. Assim, caso se incida uma luz sobre um material 
coloidal, o feixe de luz será refletido no líquido e esse fato se dá pelo maior tamanho das partículas de fase 
dispersa. Por outro lado, como nas soluções verdadeiras o soluto apresenta dimensões muito reduzidas 
(até 1 nm), não é possível ver a luz refletida. As pequenas partículas de um coloide geralmente possuem 
500 nanômetros, mas também podem ser nanopartículas de 100 nanômetros que irão atravessar um 
papel de filtro, porém refletirão a luz e, assim, serão diferenciadas de uma solução.
As figuras a seguir demonstram o efeito Tyndall em dois tipos de líquidos diferentes.
62
Unidade I
Figura 20 – Imagem ilustrativa do chamado Efeito Tyndall, no qual a luz 
do Sol atravessa a neblina pela manhã
LuzLuz
Figura 21 – Demonstração experimental do efeito Tyndall
Com relação ao experimento demonstrado na figura anterior, a luz da lanterna atravessa o líquido 
amarelo e, portanto, o copo contém uma solução verdadeira (não coloidal). Em contrapartida, o líquido 
roxo reflete a luz e isto significa, portanto, que o líquido contém partículas maiores de soluto, o que 
caracteriza um coloide. A reflexão ocorrida no coloide irá ser observado pela dispersão da luz no interior 
do frasco contendo o coloide.
3.2 Tipos de soluções coloidais
Os coloides são classificados especialmente em função do estado físico em que se encontram a fase 
dispersa e a fase contínua formadoras da mistura. Para tanto, é necessário prever se a fase dispersa 
e a fase contínua serão obtidas nos estados sólido, líquido ou gasoso, bem como qual estado físico 
seria o mais interessante para a manutenção da estabilidade e mesmo o rendimento da formulação 
na forma coloidal.
63
FÍSICO-QUÍMICA
3.2.1 Sol
São coloides formados quando há a dispersão de um sólido em um meio líquido. Temos como 
exemplo as colas e tintas. Há também o sol sólido, em que um composto sólido está disperso num 
dispersante também sólido. Temos como exemplos a maioria das pedras preciosas e os vidros.
Figura 22 – Tintas de parede como exemplos de coloide do tipo sol
Figura 23 – Tintura para cabelo como exemplo de coloide do tipo sol
Vidro
O vidro é feito de uma mistura de matérias-primas naturais. Conta-se que ele foi descoberto por 
acaso, quando, ao fazerem fogueiras na praia, os navegadores perceberam que a areia e o calcário 
(conchas) se combinaram por meio da ação da alta temperatura. Há registros de sua utilização desde 
7000 a.C. por sírios, fenícios e babilônios. Hoje, o vidro está muito presente em nossa civilização e 
pode ser moldado de qualquer maneira: nos para-brisas e janelas dos automóveis, lâmpadas, garrafas, 
compotas, garrafões, frascos, recipientes, copos, janelas, lentes, tela de televisores e monitores, fibra ótica 
etc. As matérias-primas do vidro sempre foram as mesmas há milhares de anos. Somente a tecnologia é 
que mudou, acelerando o processo e possibilitando maior diversidade para seu uso. O vidro é composto 
por areia, calcário, barrilha (carbonato de sódio), alumina (óxido de alumínio) e corantes ou descorantes.
64
Unidade I
Figura 24 – Diversos tipos e colorações de vidro
Além de ser 100% reciclável, o vidro é muito bem aplicado para embalagens retornáveis. Nesse caso, a 
embalagem apenas sofre um processo de esterilização e pode ser utilizada novamente, como é feito com 
os cascos retornáveis de bebidas. Vale lembrar que o uso de embalagens retornáveis reduz a necessidade 
de fabricação de novas embalagens e consequentemente resulta em economia na extração de matéria-
prima, nos gastos da fabricação e na emissão de poluentes proveniente do processo industrial. No 
processo de reciclagem, o vidro comum funde a uma temperatura entre 1.000 ºC e 1.200 ºC, enquanto 
a temperatura de fusão da fabricação do vidro, a partir dos minérios, ocorre entre 1.500 ºC e 1.600 ºC. 
Isso reflete em economia de energia e água, maior durabilidade dos fornos e ainda reduz a extração, 
beneficiamento e transporte dos minérios, diminuindo ainda mais os gastos energéticos e de materiais.
3.2.2 Aerossol
Neste tipo de solução coloidal, o meio de dispersão (fase contínua) é um gás, enquanto a fase 
dispersa pode se encontrar como sólido ou fluido. Temos como exemplos:
• fumaça (partículas líquidas ou sólidas dispersas num gás/ar);
• desodorantes e purificadores de ar em spray (partículas líquidas num gás comprimido);
• neblina (líquido disperso num gás). Em uma estrada, é possível visualizar as partículas líquidas 
através da luz dos faróis acesos de um carro ao iluminar a neblina (Efeito Tyndall).
Figura 25 – Exemplo de mecanismo de obtenção de um aerossol
65
FÍSICO-QUÍMICA
Os aerossóis podem ser classificados como de tipo primário e secundário. A diferença entre os dois 
casos está no local de formação. Assim, enquanto os aerossóis primários são aqueles onde a formação 
se dará diretamente na fonte original, os aerossóis secundários são formados apenas na atmosfera.
 Observação
Os aerossóis secundários surgem de reações químicas envolvendo 
compostos orgânicos voláteis (VOCs, na sigla em inglês), além do dióxido 
de enxofre (SO2) e óxidos de nitrogênio (NOx).
O aerossol, quando presente na atmosfera, pode retornar à superfície pela deposição úmida ou seca:
• Deposição úmida: a retirada se dá por meio de fenômenos de precipitação, como a ocorrência de 
chuva ou orvalho.
• Deposição seca: a retirada se dá sem a ocorrência de precipitação ou ação da água. Trata-se de 
um processo mais difícil de ocorrer.
O spray é um mecanismo de emissão onde se torna possível liberar uma substância armazenada em 
mistura com um gás. Por sua vez, o aerossol terá sua fase dispersa contida no interior do recipiente e 
sob a forma de uma mistura de dois líquidos com o mecanismo de spray, sendo um deles o produto em 
si – creme de barbear, desodorante, tinta ou inseticida – e o outro o propelente, uma substância capaz 
de impulsionar o produto para fora. Geralmente, propelente é um gás que, por causa da elevada pressão 
no interior do recipiente, se mantém como líquido. Em outras palavras, o spray é a lata, o equipamento 
utilizado para emissão do aerossol.
O funcionamento do mecanismo de spray para formação e liberação de aerossóis se dá a 
partir da pressão sob a válvula do recipiente. Nesse momento se permite que o líquido contido 
no interior do recipiente entre em contato com a pressão ambiente (a partir do bico da válvula). 
Assim, ocorrerá uma redução da pressão no interior do recipiente e isto, por sua vez, promoverá a 
expansão desse líquido. Por causa dessa expansão, o líquido acabará seguindo por um tubo plástico 
até ser pulverizado em alta velocidade. O fundo côncavo do recipiente garante que a expansão do 
gás não provoque sua deformação.
Na maioria dos casos, a substância propelente é um gás líquido e, por causa da elevada pressão, no 
interior do recipiente, esse gás acaba se comprimindo e se transforma em um líquido. Esse líquido do 
material propelente acaba se misturandocom o produto.
66
Unidade I
Figura 26 – Componentes presentes no interior do recipiente com mecanismo de spray para a formação de aerossóis: 
1) Orifício para expelir o spray; 2) Atuador; 3) Junta; 4) Haste; 5) Válvula; 6) Copo da mola; 7) Mola; 8) Tubo pescador
Bocal
Líquido pulverizado
Mola
Propelente (à alta pressão 
e em estado gasosso)
Líquido com 
propelente (produto)
Tubo pescador
Entrada
Pulsador
Figura 27 – Mecanismo de funcionamento do spray
O pulsador é o mecanismo responsável por abrir ou fechar a válvula e sempre será seguido por um 
tubo plástico (imerso no líquido). A mola é responsável por manter o pulsador na posição correta e, 
com isso, mantém a válvula fechada enquanto não for acionada. A diferença de pressão criada entre 
os ambientes externo e interno (onde se encontra o propelente à alta pressão) será responsável por 
impulsionar o líquido para fora do recipiente.
67
FÍSICO-QUÍMICA
Os sprays e aerossóis usam como principal propelente o gás liquefeito de petróleo (GLP). Até os anos 
1980, era usado somente o clorofluorcarbono (CFC), propelente mais leve que subia até a camada de 
ozônio, reagindo com suas moléculas e destruindo-as. O GLP, mais pesado, é menos agressivo. Outros 
gases também podem ser utilizados como propelente (por exemplo, butano ou propano). A principal 
função do propelente é gerar a força propulsora para que o produto possa ser extraído do recipiente 
onde está contido.
Os principais materiais dos quais são feitos o recipiente para acomodação dos componentes do 
aerossol e spray são alumínio, folha de flandres e ligas de aço (material hospitalar).
 Observação
A folha de flandres é um material laminado estanhado composto de 
ferro e aço de baixo teor de carbono revestido com estanho.
Figura 28 – Folha de flandres
 Saiba mais
O Brasil é um grande produtor de minério de estanho e ferro. Além disso, 
se configura como um dos maiores produtores de aço do mundo. Apesar 
disso, temos apenas duas fábricas produtoras de folha de flandres, muito 
empregada em diversos setores industriais. É possível ler mais a respeito do 
tema, consultando a reportagem encontrada em:
JORNAL DO COMÉRCIO. Economia. Rio Grande terá fábrica de 
folhas de flandres para área de embalagens, Porto Alegre, 29 abr. 2016. 
Disponível em: https://www.jornaldocomercio.com/_conteudo/2016/04/
economia/495961-rio-grande-tera-fabrica-de-folhas-de-flandres-para-
area-de-embalagens.html. Acesso em: 26 fev. 2020.
68
Unidade I
3.2.3 Espuma
Neste sistema coloidal, um meio líquido ou sólido serve de dispersão para bolhas de gás. Temos 
como exemplo na área farmacêutica as espumas de barbear e o mousse para cabelo. Outro exemplo é 
o marshmallow, no qual há coloides de gás dispersos num sólido. Para o caso das espumas existe uma 
particularidade interessante: apesar de serem formadas por bolhas de gás maiores que 1.000 nanômetros, 
a distância entre as bolhas é considerada tão pequena (não se misturam: óleo e água. Por isso, é considerada 
uma emulsão. Ela é composta de óleo vegetal, ovos (que são metade água) 
e vinagre ou suco de limão.
Primeiro, é feita a mistura aquosa entre ovo e limão e, em seguida, 
deve-se ir adicionando o óleo aos poucos, misturando vigorosamente. Essa 
ação é muito importante para formar a emulsão, pois através dela o óleo é 
desmanchado em gotículas que se dispersam na fase aquosa.
O agente estabilizante dessa emulsão é a lecitina, a qual está presente 
na gema do ovo.
3.3 Classificação e propriedades dos coloides
3.3.1 Coloides liofílicos
Os coloides liofílicos são substâncias em que os componentes da fase dispersa apresentam afinidade 
pelo componente da fase contínua (dispersante) e, sendo assim, sua dispersão no meio é espontânea. 
Caso o dispersante seja a água, são denominados coloides hidrófilos.
Essas partículas coloidais se dispersam com mais facilidade, pois, geralmente, possuem certa 
semelhança química com o meio de dispersão (fase contínua). Por exemplo: ambas possuem em suas 
moléculas grupos hidroxila (-OH), o qual forma ligações entre os hidrogênios.
72
Unidade I
3.3.2 Coloides liofóbicos
Os sóis – coloides sólidos dispersos num meio líquido – que não têm a capacidade de se dispersar 
nesse meio, espontaneamente, são considerados liofóbicos, isto é, possuem aversão ao líquido ao 
qual serão misturados. Esses sistemas coloidais são instáveis termodinamicamente e, por isso, podem 
separar-se em duas fases distintas, ocorrendo precipitação, que pode ser rápida ou bem lenta. Como 
exemplo de coloides liofóbicos tem-se os sóis de metais. Se esse sistema coloidal possuir água como solvente, 
receberá o nome de coloide hidrófobo.
Cabeça hidrófila
Cauda hidrófoba
Fase contínua
Região polar
Figura 34 – Formação de coloide liófobo a partir da dispersão de lipídeos em água
Diante da presença de água, esse coloide também poderá ser classificado como hidrófobo.
3.4 Micelas
Em um meio de dispersão aquoso, as moléculas de um soluto ou os íons de um agente surfactante 
podem se unir e formar aglomerados que recebem o nome de micelas. Trata-se de grupos de moléculas 
que possuem o tamanho de uma partícula coloidal, na qual as “caudas” hidrofóbicas (parte da molécula 
que repele a água) das moléculas que formam a micela terão a tendência de se unir umas às outras, 
formando uma área dentro da micela totalmente repelente à água, enquanto as “cabeças” das moléculas, 
que são hidrofílicas (possuem afinidade pela água), formarão uma película que separará o meio interno 
da micela do meio externo, o qual é o meio de dispersão aquoso. Esse fenômeno permitirá, por exemplo, 
que partículas de óleo fiquem dispersas em água, pois, mesmo sendo insolúveis nela, estão envoltas e 
protegidas por uma “película” que tem afinidade pelo meio aquoso.
Para solubilizar a água em solventes apolares – que, pelo fato de a água ser polar, são totalmente 
hidrofóbicos –, formam-se as micelas reversas. Nesse caso, as cabeças polares das moléculas unem-se 
voltadas para o interior da micela, enquanto as caudas hidrofóbicas interagem com o meio externo 
e, assim, permitem a dispersão da água num solvente orgânico, pois levam a água retida no interior 
da micela.
73
FÍSICO-QUÍMICA
A) B)
Figura 35 – Diferentes estruturas micelares: A) micela reversa; B) micela convencional
Em geral, as moléculas de sabão formam micelas para remover a gordura e, assim, realizam uma limpeza mais 
eficiente quando comparada à água pura. Isso acontece porque a água não se mistura com óleo ou gordura; 
então, para facilitar processos de limpeza, o sabão torna-se um grande aliado, pois forma micelas que envolvem 
as partículas de gordura e, assim, conseguem dispersá-las na água e então removê-las mais facilmente.
As micelas formadas nesse processo possuem a parte polar (ou hidrofílica) em sua parte externa, 
ou seja, na parte que fica em contato com a água, e, portanto, conseguem caminhar livremente pelo 
solvente. Enquanto a parte interna da micela é apolar (lipofílica) e nesse local a gordura entrará por 
afinidade e ficará aprisionada, podendo então percorrer o solvente aquoso junto com a micela.
3.5 Preparação de soluções coloidais
Por serem coloides liofóbicos, isto é, não ter afinidade, e sim repulsão pelo solvente, que nesse caso 
é a água, as emulsões necessitam de agentes que promovam a interação das partículas com o meio, os 
quais são denominados agentes emulsificantes. O emulsificante estabiliza a emulsão formando uma fina 
película que cobre superficialmente a interface de cada gotícula coloidal (partículas). Isso impede que 
elas se agreguem (coagulem) e assim as mantêm dispersas no meio coloidal.
Quando as partículas liofóbicas desses coloides adsorvem íons – por meio de uma corrente elétrica –, 
elas ficam “carregadas” e, com isso, ocorre uma natural repulsão entre cargas iguais que resultará 
em não agregação dessas partículas e evitará a sua sedimentação, impedindo a separação entre as 
fases. Por causa disso, os coloides depois de prontos passam por um processo de purificação chamado 
eletrodiálise, no qual se retira grande parte desses íons.
Figura 36 – Estabilização de coloides a partir das forças eletrostáticas
74
Unidade I
Muitos coloides liófobos também podem ser produzidos por quebra mecânica de partículas maiores 
em pequenas, tornando-as partículas coloidais que, por terem seu tamanho diminuído, conseguem 
se dispersar mais facilmente no meio coloidal. Por exemplo, podemos preparar emulsões entre uma 
partícula líquida que possui aversão ao meio líquido no qual deverá ser dispersa quebrando essas 
partículas através de vigorosa agitação e, depois, adicionando um agente emulsificante ou surfactante 
(substância somente ativa superficialmente) para estabilizar a emulsão.
Agregação
Sedimentação
Coloide estável Coloide instável
Figura 37 – Exemplos de coloide estável e instável. Para o coloide instável 
se observará a agregação da fase dispersa seguida pela sedimentação
 Saiba mais
Com a finalidade de aprofundar-se no tema proposto, recomendamos 
a seguinte leitura:
MORITA, T. Manual de soluções, reagentes e solventes. 2. ed. São Paulo: 
Blucher, 2007.
4 SOLUBILIDADE DE MEDICAMENTOS
Diversos fatores devem ser considerados ao se avaliar a solubilidade de medicamentos. Entre os mais 
importantes, temos a característica química da molécula presente no medicamento, hidrofobicidade, 
forma farmacêutica, área de superfície, estado de ionização, pKa da molécula presente no medicamento 
e a influência que o pH terá sobre a solubilidade desta molécula no dispersante empregado.
Existem vários fatores, portanto, que poderão ser considerados como responsáveis pela manutenção 
da solubilidade ou que poderão causar a precipitação de componentes da formulação.
Em primeiro lugar, é importante observar que todo medicamento deverá estar disperso molecularmente 
em caso de utilização e sob qualquer forma que ele se apresente para sua administração no corpo. Portanto, 
a solubilização do medicamento precisa ser considerada um fator preliminar ao da absorção através das 
membranas biológicas. Mesmo assim, fatores poderão ocasionar a precipitação do medicamento no 
estômago ou no sangue e, nestes casos, deverá ocorrer uma redissolução antes da absorção.
75
FÍSICO-QUÍMICA
Existe uma relação direta entre a solubilidade de medicamentos e seu efeito sobre a biodisponibilidade. 
Assim, em casos de moléculas como taxol (Paclitaxel), em que a solubilidade aquosa é considerada baixa, 
são notados problemas em relação à sua biodisponibilidade.
O O
O
O
O
O
O
O
O OH
OHOH
NH
AcO
11
12
13
14
21
10 9
8
3
4
7 6
5
1'
2'
3'
A
B C
D
Figura 38 – Estrutura do Paclitaxel
O equilíbrio de solubilidade de um medicamento em um dado meio apresenta grande interesse 
farmacêutico, pois acabará por determinar a velocidade de dissolução. Entende-se, portanto, que tal 
velocidade de dissolução será vista como aquela na qual o medicamento em seu estado sólidoserá 
dissolvido. Assim, quanto maior for a solubilidade, maior tenderá a ser a sua velocidade de dissolução 
para casos que não envolvam reações químicas.
4.1 Fatores que interferem na solubilidade dos medicamentos
É possível determinar a solubilidade do medicamento a partir da estimativa da área de superfície 
molecular (A) e da avaliação dos grupos químicos principais da estrutura original desta molécula.
4.1.1 Área de superfície molecular
Está relacionada a processos envolvidos na dissolução do cristal. Portanto:
• molécula do soluto será removida do cristal;
• será criada uma cavidade no solvente para esta molécula;
• a molécula do soluto será inserida na cavidade recém-formada.
Para a inserção da molécula nesta cavidade, entretanto, uma série de contatos solutos-solvente 
necessitarão estar presentes. Além disso, deverá ser levada em consideração a tensão interfacial entre o 
soluto e o solvente.
76
Unidade I
 Saiba mais
O químico Hermann conseguiu estabelecer uma boa correlação entre 
solubilidade e a área de superfície molecular. Tal correlação pode ser melhor 
avaliada no documento a seguir:
HERMANN, R. B. Theory of hydrophobic bonding. II. Correlation of 
hydrocarbon solubility in water with solvent cavity surface area. The Journal 
of Physical Chemistry, Indiana, v. 76, n. 19, p. 2.754-2.759, set. 1972.
A maioria dos fármacos deve ser analisada como moléculas polares e eletrólitos orgânicos fracos 
e, portanto, as interações entre soluto e solvente deverão ser avaliadas, separadamente, a partir das 
interações envolvidas nas partes não polar e polar da molécula. Quanto maior for a área de superfície 
molecular da região hidrofílica em comparação à área de superfície molecular da região hidrofóbica, 
maior será a solubilidade aquosa.
Tabela 4 – Solubilidade aquosa, ponto de ebulição e áreas de 
superfície em função do número de carbonos presentes
Composto Solubilidade
(mol.kg-1)
Ponto de ebulição
(ºC)
A
(mm2)
n- butanol 1,006 118 2,721
n- hexanol 0,061 157 3,357
cicloexanol 0,383 161 2,905
Fonte: Amidon, Yalkowsky e Leung (1974, p. 1.858).
4.1.2 Substituintes
A forma dos grupos polares e apolares presentes na molécula irá interferir na solubilidade. Destes, 
podemos destacar a influência que as ramificações na cadeia com grupos hidrofóbicos terão sobre a 
solubilidade aquosa do medicamento.
Tabela 5 – Solubilidade aquosa, ponto de ebulição e áreas de superfície 
em função do número de carbonos presentes
Composto Solubilidade
(mol.kg-1)
Ponto de ebulição
(ºC)
A
(mm2)
n- pentanol 0,260 138 3,039
3- pentanol 0,615 115 2,935
2-metil-2-butanol 1,403 102 2,825
Fonte: Amidon, Yalkowsky e Leung (1974, p. 1.858).
77
FÍSICO-QUÍMICA
Através dos exemplos apresentados nas tabelas anteriores é possível concluir que a presença e posição 
de grupos polares e ramificações terá substancial importância na avaliação da solubilidade do medicamento 
e em seu ponto de ebulição, mesmo não tendo promovido grande alteração na área de superfície.
A influência de substituintes na solubilidade da água se deve aos diversos efeitos que estes terão em 
relação às propriedades do soluto, notadamente, sobre a coesão molecular. Também terão interferência 
sobre os efeitos de interação entre as moléculas do medicamento e aquelas de água.
Tabela 6 – Classificação de grupos substituintes em 
relação à solubilidade em água
Substituinte Classificação
-CH3 Hidrofóbico
-CH2- Hidrofóbico
-Cl, -Br, -F Hidrofóbico
-N(CH3)2 Hidrofóbico
-SCH3 Hidrofóbico
-OCH2CH3 Hidrofóbico
-OCH3 Ligeiramente hidrofílico
-NO2 Ligeiramente hidrofílico
-CHO Hidrofílico
-COOH Ligeiramente hidrofílico
-COO- Muito hidrofílico
-NH2 Hidrofílico
-NH3
+ Muito hidrofílico
-OH Muito hidrofílico
Como observado, a posição do substituinte na molécula pode influenciar o efeito. A possibilidade 
de ocorrerem interações intramoleculares do tipo ligações de hidrogênio irá, portanto, implicar na 
solubilidade em água para o medicamento.
H
H
H
H H
O
CH3
H
N
Figura 39 – Estrutura da acetanilida
No evento de análise da substituição do hidrogênio (-H) por grupos de maior hidrofilicidade na 
estrutura da acetanilida, é possível constatar um aumento na formação de ligações de hidrogênio com 
as moléculas de água e, com isso, alteração na solubilidade. Da mesma forma, caso se promova a 
78
Unidade I
substituição por um grupo que tenda à menor formação de ligações de hidrogênio, ela resultará em 
redução no valor da solubilidade em água.
Tabela 7 – Efeito de grupos substituintes em relação 
à solubilidade da acetanilida em água
Substituinte Solubilidade (mg.L-1)
-H 6,38
-CH3 1,05
-OH 13,9
-OCOCH3 (aceto) 9,87
Adaptada de: Florence e Attwood (2003, p. 226).
4.1.3 Hidratação e solvatação
Hidratação e solvatação podem ser definidas como formas pela qual a molécula de soluto irá interagir 
com a molécula de água durante o processo de dissolução. Ambas serão cruciais para a afinidade que 
existirá entre o soluto e o solvente e, portanto, com a eficácia do processo de dissolução do medicamento.
Grupos iônicos e eletrólitos apresentam uma interação extremamente forte com água. Entretanto, até 
mesmo os grupos não polares serão responsáveis por modificações na estrutura da água durante a dissolução.
Solvatação é o termo que descreve o processo de ligação do solvente à molécula do soluto. Quando o 
solvente em questão é a molécula de água, este processo pode ser chamado de hidratação. A hidratação 
será distinta mesmo quando moléculas apresentarem estruturas químicas muito próximas entre si. 
Esta diferença se dará por conta da posição do substituinte hidrofílico, por exemplo, -OH. Quando os 
substituintes hidrofílicos se encontram distribuídos igualitariamente na estrutura da molécula existirá 
maior tendência à hidratação na presença de água. Tais grupos hidrofílicos terão compatibilidade superior 
com a água quando posicionados de maneira equatorial na estrutura da molécula do medicamento.
 Observação
O manitol e o sorbitol apresentam estruturas químicas semelhantes. 
Entretanto, a hidratação possui comportamento diferente nos dois casos, 
visto que a solubilidade do sorbitol é considerada 3,5 vezes maior que a 
do manitol.
Os íons apresentam grande efeito sobre a solubilidade de outras espécies químicas. Isso se deve 
ao fato de os cátions terem uma forte interação com as moléculas de água, gerando uma forte 
orientação delas no meio onde estarão dispersas. Assim, tais interações poderão promover a retenção 
de camadas de moléculas de água nos cristais do medicamento. Todos os íons presentes no meio 
terão, portanto, uma camada vizinha de moléculas H2O extremamente ligadas (bastante orientadas 
79
FÍSICO-QUÍMICA
pelo íon) e uma camada de água intermediária menos organizada do que a água considerada pura. 
Isto ocorrerá especialmente na presença de íons chamados de destruidores de estruturas (metais 
alcalinos e haletos, com exceção de Li+ e F-).
4.1.4 Efeito do pH e da ionização
Considerando os fármacos como eletrólitos orgânicos, sua solubilidade será influenciada por fatores 
como grau de ionização, tamanho molecular, interação de grupos substituintes e propriedades do cristal.
Para moléculas ácidas (como barbitúricos, AINEs – anti-inflamatórios não esteroidais etc.) é sabido que 
a solubilidade será menor em meio ácido. Isto se dá, pois as formas não dissociadas serão predominantes 
e elas não poderão interagir no meio aquoso com a mesma intensidade que as formas dissociadas.
[ ]
[ ]a
Forma dissociada
K
Forma não dissociada
=
Quanto maior o valor do pKa, menor será a quantidade correspondente da constante ácida (Ka) e, 
portanto, maior tenderá a ser a concentração da forma não dissociada presente no meio aquoso.
 Observação
A relação entre o pKa e a constante ácida pode ser descrita pela equação:
pKa = - logKa
A partir do conhecimento dos valores de pKa e da solubilidade da espécie não dissociada, é possível 
estabelecer uma relação entre a solubilidade e qualquer pH:0
a
0
S S
pH pK log
S
-
- =
Onde:
• S = solubilidade total saturante;
• S0 = solubilidade da espécie não dissociada.
Para fármacos de caráter básico, como a ranitidina, a solubilidade tenderá a ser maior em meio 
ácido, pois nesta condição a forma dissociada será predominante em comparação com a não dissociada.
80
Unidade I
Considere a forma dissociada como aquela na qual se terá a ionização parcial da molécula do 
medicamento. Ela estará sempre em equilíbrio no meio aquoso com a chamada forma não dissociada, 
que seria a molécula que não sofreu ionização parcial.
Exemplo:
2 2 3 RNH H O RNH OH+ -+ +�
Forma não 
dissociada
Forma 
dissociada
Diversos medicamentos apresentam característica anfotérica e, portanto, acabam demonstrando 
aspectos ácidos e básicos. São exemplos de medicamentos desse tipo: sulfonamidas e tetraciclinas. Eles 
possuem o equilíbrio de um composto anfotérico:
HAH HA A+ + -� �
Cátion 
(pH baixo)
Ânion 
(pH alto)
Zwitterion
Em cada dissociação parcial teremos uma constante de equilíbrio (Ka1 e Ka2) que estará relacionada a 
condições distintas de pH. Nesta situação, o zwitterion será a forma de menor solubilidade.
4.1.5 Otimização da solubilização a partir do uso de sal do medicamento
A solubilidade da substância em meio aquoso pode ser fortemente dependente da sua forma salina. Assim, 
enquanto para suspensões tende-se à escolha da forma insolúvel, para formulações injetáveis deve-se optar 
por aspectos mais solúveis e que, possivelmente, só serão obtidas a partir do uso de contraíons hidrofílicos. 
Um contraíon é o íon que acompanha uma espécie iônica de maneira a manter a neutralidade elétrica.
Para a escolha da forma salina, deverão ser avaliados efeitos relacionados ao íon presente no meio 
no qual se dê a dissociação ou absorção do medicamento. Como exemplo, temos o efeito de íon comum 
que poderá ocorrer no estômago, onde se tem elevada concentração de íons cloretos (Cl).
Tabela 8 – Efeito de sal do medicamento em relação 
à solubilidade da tetraciclina em água
Composto Solubilidade em água
(mg.mL-1)
Tetraciclina 1,7
Cloreto de tetraciclina 10,9
Fonte: Florence e Attwood (2003, p. 226).
81
FÍSICO-QUÍMICA
Analisando o exemplo da tetraciclina é possível concluir que a forma salina será mais solúvel do que 
a básica do medicamento. Apesar de existir maior tendência de solubilização da condição salina dos 
medicamentos, o pH poderá ser um fator complicador para este efeito. Mantendo-se o exemplo citado 
da tetraciclina e do cloreto de tetraciclina, caso se avalie a variação do pH, o cloreto de tetraciclina só 
apresentará solubilidade maior que a forma básica para condições de pH a partir de 2,1. Em valores de 
pH inferiores, o aspecto básico tenderá a apresentar maior solubilidade, possivelmente, por diferença na 
cristalinidade observada nesta condição extrema de pH.
4.1.6 Solubilidade de fármacos e atividade biológica
Existe uma já comprovada correlação entre solubilidade em água e índices de atividade biológica 
para uma molécula. Deve-se, portanto, levar em consideração o fato de que a solubilidade da molécula 
de princípio ativo em meio aquoso será inversamente proporcional à sua solubilidade em fases lipídicas 
biológicas. Esta relação implica na verificação de uma forte relação entre a atividade farmacodinâmica 
e a solubilidade deste princípio ativo.
Outro aspecto importante relacionado à solubilidade do princípio ativo está em seu comportamento 
farmacocinético no qual moléculas com solubilidade aquosa muito baixa tenderão a se dissolver lentamente 
no trato gastrointestinal. Por conta disso, em muitos casos de medicamentos, a velocidade de dissolução 
acaba sendo considerada como o fator limitante na fase absortiva da ação deste princípio ativo.
Para a Anvisa (2008), “a farmacocinética estuda a atividade do fármaco no interior do organismo 
a partir dos parâmetros de velocidade de absorção, distribuição e eliminação da droga e de seus 
metabólitos”. Já a farmacodinâmica representa o estudo do mecanismo de ação dos fármacos em 
geral, enquanto que a farmacocinética avalia os efeitos que o corpo faz com o fármaco, dentre eles, os 
processos de absorção, distribuição, metabolismo e excreção.
Princípios ativos como digoxina, clorpropamida, indometacina, griseofulvina e esteroides apresentam 
baixa solubilidade em água e, portanto, podem ter variações em suas propriedades físico-químicas, 
promovendo também variações nas propriedades biológicas. Como exemplo temos o fato de que a 
toxicidade de alguns fármacos poderá ser fortemente dependente da solubilidade das suas diferentes 
formas. Tais casos ficam ainda mais evidentes em situações comprovadas de polimorfismo para um 
mesmo tipo de fármaco.
Tabela 9 – Efeito da solubilidade em água na toxicidade do medicamento 
administrado em ratos albinos por intubação estomacal
Composto LD50
Solubilidade em água
(mg.mL-1)
Benzilpenicilina
(sal de amônio) 8,4 20
Adaptada de: Boyd (1972).
82
Unidade I
A solubilidade em água pode ainda ser considerada com um guia rápido para avaliar a capacidade 
de absorção de um fármaco. Assim, exemplos como o da digoxina (fármaco utilizado no tratamento de 
problemas cardíacos e que pertence à classe dos glicosídeos cardiotônicos) poderão ter a forma mais 
lipossolúvel (e, portanto, com menor solubilidade em água) considerada como a de melhor absorção.
4.1.7 Coeficiente de partição
O estudo da partição permite discutir a respeito da capacidade de uma molécula orgânica estar 
presente em duas fases de características físico-químicas distintas. Assim, por exemplo, mostra-se 
possível avaliar a interação desta molécula em meio aquoso (como o sangue) ou em um meio lipídico 
(como uma biomembrana).
Diversos processos físico-químicos e biológicos irão depender da mobilidade de uma molécula de 
uma fase para outra e deve-se levar em conta que as moléculas ativas presentes em uma formulação 
com mais de uma fase (exemplo: coloides) ou que já estejam presentes no nosso corpo irão migrar de 
um período para outro com maior ou maior intensidade e proporção de acordo com sua concentração 
relativa (potencial químico) e de sua afinidade por cada fase.
Partição é o nome dado para o movimento das moléculas de uma etapa à outra. Como exemplos, temos:
• Partição entre fases aquosas e biofases lipídicas.
• Moléculas com ação de preservação e que estejam presentes em emulsões. Portanto, partição 
entre fase aquosa e oleosa em um medicamento.
• Partição de antibióticos para o interior de micro-organismos.
A partição ocorre por conta da capacidade de um soluto ser solúvel em duas fases distintas e terá 
início a partir do momento que as duas etapas forem colocadas em contato. A distribuição deste soluto 
(princípio ativo) se dará de forma a atingir-se um equilíbrio e, portanto, nunca ocorrerá a transferência 
total de um período a outro. Ao atingir o equilíbrio na partição, o potencial químico deste soluto será 
igual para as fases em contato.
Com o objetivo de entender o conceito de potencial químico é necessário discutir a chamada energia 
interna (U) das substâncias químicas. Trata-se de um potencial termodinâmico que pode ser descrito 
em função da entropia (S) e de outras variáveis extensivas, ou seja, lida com as relações entre a energia 
interna e as variáveis como a entropia (S), o volume (V) e o número de mols (n) em um sistema isolado. 
Como a energia interna (U) depende também do número de mols (n), pode ser definida uma grandeza 
que associa a variação da energia interna com o acréscimo do número de mols. Essa grandeza é chamada 
de potencial químico e é representada pela letra grega µ.
83
FÍSICO-QUÍMICA
 Observação
O potencial químico pode ser equacionado pela fórmula:
µ = µ0 + R × T × In a
Onde:
µ0 = potencial padrão da substância pura
R = constante universal dos gases
T = temperatura
a = atividade química, parâmetro proporcional à concentração
Lembrando que, no equilíbrio,o potencial químico do soluto em uma fase será igual ao da outra, 
podemos considerar:
µ0w + R × T × Inaw = µ0ol + R × T × Inaol
Onde o “w” indica o equacionamento do potencial químico no meio aquoso e o “ol” significa o 
equacionamento do potencial químico no meio oleoso.
Ao rearranjarmos a equação, teremos:
0w 0ol w
ol
a
ln
R T a
µ - µ
=
×
O termo 
w
ol
a
a é constante, assim como 
ol
w
a
a e serão chamados de coeficiente de partição (ou coeficiente 
de distribuição), simbolizados como “P”.
Para situações nas quais o soluto dá origem a uma solução ideal em ambos os solventes, as atividades 
poderão ser substituídas por concentrações:
ol
w
C
P 
C
=
84
Unidade I
 Observação
A atividade química de um soluto representa a concentração efetiva, 
levando em consideração o seu comportamento, no seio da solução. 
A atividade (ax) de uma espécie X é dada por ax = Yx × [X], onde Yx 
representa o coeficiente de atividade do soluto X. Por conveniência, este 
termo será considerado igual à unidade; assim, a concentração molar 
será igual à atividade da espécie em questão. Em geral, ela é menor que 
a sua correspondente concentração; consequentemente, o coeficiente de 
atividade é em geral menor que a unidade. Quanto maior a concentração 
do soluto, menor é a atividade correspondente e, portanto, menor é o valor 
do coeficiente de atividade. Quando se tratam de soluções extremamente 
diluídas, a prática se iguala a sua concentração equivalente e, sendo assim, 
equipara-se ao coeficiente de atividade.
O coeficiente de partição (P) pode ser considerado como uma medida das afinidades relativas do 
soluto em relação às fases aquosa e não aquosa ou lipídica.
O octanol é frequentemente usado como a fase não aquosa (ou lipídica) para se obter dados de 
partição, quando se compara a lipofilicidade de moléculas. A sua utilização considera o fato de que 
a membrana biológica não é uma simples fase lipídica e, por conta disto, simula uma situação de 
polaridade muito próxima à encontrada no octanol, onde uma parte da água presente na outra fase 
acaba por ser solubilizada no próprio octanol. Vale ressaltar que outros solventes também poderão ser 
empregados como fase não aquosa, merecendo destaque o isobutanol, que vem sendo utilizado para 
demonstrar a ligação de moléculas de princípios ativos às proteínas presentes no soro.
O local de ação de muitas espécies biologicamente ativas é um componente lipídico, tal como a 
membrana celular. Diante disso, mostra-se importante salientar que existirá uma forte correlação entre 
o valor do coeficiente de partição e a atividade biológica.
Um exemplo interessante da correlação entre o coeficiente de partição e a atividade biológica pode 
ser dado pelas substâncias narcóticas que terão a sua potência narcótica relacionada com a concentração 
molar nos lipídios das células.
O interesse em coeficientes de partição deriva do fato de que sua medição, in vitro, pode fornecer 
uma predição correta de atividade em um sistema biológico complexo desde que as limitações sejam 
conhecidas e que a atividade da droga dependa de sua natureza lipofílica.
O valor de P ou do Log P é, principalmente, encontrado em compostos intimamente relacionados e 
onde a influência de grupos substituintes na estrutura destas moléculas pode ser examinada.
85
FÍSICO-QUÍMICA
Tabela 10 – Valores de log P para alguns fármacos
Fármaco Log P
Ácido acetilsalicílico 1,19
Benzocaína 1,89
Cortisona 1,47
Lidocaína 2,26
Oxitetraciclina -1,12
Sulfatiazol 0,35
Adaptada de: Herbert e Dorsey (1995); Butterworth e Strichartz (1990); Jack (1992).
 Resumo
Vimos que as dispersões representam formulações nas quais ocorre a 
união entre duas ou mais espécies químicas. Tal união permite que uma 
das substâncias acabe por se distribuir no interior da outra e elas devem 
sempre ser consideradas como importantes formas de garantir a qualidade 
e eficiência dos medicamentos. Podemos classificar as dispersões em três 
diferentes tipos, a citar, soluções, coloides e suspensões.
Entre elas, a grande maioria das formulações farmacêuticas se 
encontra como coloides devido a características como a melhor 
bioafinidade com o meio no qual os medicamentos estarão presentes e a 
possibilidade de garantir diferentes velocidades de dissolução e absorção 
para este medicamento no organismo humano. Entre os coloides vale 
ressaltar a importância das emulsões como formulação farmacêutica, 
sendo que elas poderão ser encontradas como liófilas ou liófobas. Este 
segundo tipo de emulsão necessita da adição de compostos tensoativos e 
ele, geralmente, está presente no setor farmacêutico a partir da obtenção 
de sistemas micelares.
Observamos ainda que também merecem grande destaque, 
notadamente, nos setores de higiene e cosméticos, as soluções 
coloidais na forma de aerossóis, sendo que estes se mostram uma 
importante evolução tecnológica em relação aos demais tipos de 
coloides e poderão atingir maior velocidade de dissolução (uma vez 
que a fase dispersante será um gás) e absorção/ação mais rápida 
quando comparada a diversas formulações coloidais disponíveis, 
como emulsão ou gel. Devido à grande importância para o setor 
farmacêutico, devemos lembrar da possibilidade de obtenção de 
formulações farmacêuticas como soluções verdadeiras, sendo que 
a diferença entre essa e as chamadas soluções coloidais se dá por 
86
Unidade I
distinção no diâmetro médio obtido para a fase dispersa. Em soluções, 
a fase dispersa recebe o nome de soluto.
A capacidade de solubilização de uma molécula bioativa em meios 
hidrofílicos e hidrofóbicos poderá ser medida através da avaliação do 
chamado coeficiente de partição (P ou Log P), sendo que tal parâmetro 
sempre possibilitará uma predição correta de atividade em um sistema 
biológico complexo desde que as limitações sejam conhecidas e que a 
atividade da droga dependa de sua natureza lipofílica.
Ainda, considerando os fármacos como eletrólitos orgânicos, sua 
solubilidade será influenciada por fatores como grau de ionização, 
tamanho molecular, interação de grupos substituintes e propriedades 
do cristal. Por sua vez, a concentração das formas dissociada e não 
dissociada para este fármaco terá forte relação com o pH do meio em 
que a molécula se encontra disponibilizada e este fator deve sempre ser 
levado em conta quando da avaliação da solubilidade dessa molécula e 
sua atividade biológica.
Estudamos que a solubilidade das formulações farmacêuticas 
deve sempre ser encarada a partir da determinação do coeficiente 
de solubilidade do soluto (molécula ativa ou excipientes e demais 
componentes necessários na formulação). A definição da saturação 
tem de ser avaliada como um parâmetro fundamental para atestar a 
qualidade e eficácia do medicamento e sua forma de observação foi, 
vastamente, discutida. Diferentes formas de determinar a concentração 
para as formulações farmacêuticas ou reagentes empregados na rotina 
laboratorial foram citadas e deverão ser de domínio do profissional 
farmacêutico. Para tanto, a concentração em título (τ%), a concentração 
molar (M) e a normalidade (N) e sua importante correlação com 
a quantidade de soluto em miliequivalentes (mEq) precisarão ser 
considerados cruciais para a melhor performance deste profissional 
diante da necessidade de realização de cálculos ao preparo ou ajuste de 
dose de formulações farmacêuticas.
87
FÍSICO-QUÍMICA
 Exercícios
Questão 1. (UFJF/Pism 2015, adaptada) O gráfico a seguir apresenta a variação de temperatura 
observada ao se aquecer uma substância A, a partir de 25 ºC, em função do tempo.
Tempo/s
25
41
182
Te
m
pe
ra
tu
ra
/ºC
Figura 40 
Assinale a alternativa correta.
A) A faixa de temperatura em que a substância permanece sólida é 25-41 ºC.
B) A substância A não é uma substância pura.
C) A temperatura de ebulição da substância A é 41 ºC.
D) A faixa de temperatura em que a substância permanece líquida é 25-182 ºC.
E) Em 25 ºC, a substância é um líquido.
Resposta correta:alternativa A.
Análise das alternativas
A) Alternativa correta.
Justificativa: na temperatura entre 25 ºC e 41 ºC a substância permanece sólida, entrando depois em 
mudança de fase.
B) Alternativa incorreta.
Justificativa: a substância A é pura, pois apresenta os “patamares de pureza”, ou seja, as mudanças 
de fase ocorrem em temperatura constante.
88
Unidade I
C) Alternativa incorreta.
Justificativa: a temperatura de ebulição (passagem do líquido para o gasoso) ocorre em 182 ºC.
D) Alternativa incorreta.
Justificativa: a faixa que a substância permanece líquida será de 41 ºC até 182 ºC.
E) Alternativa incorreta.
Justificativa: abaixo de 41 ºC a substância será sólida, como indicado no gráfico.
Questão 2. (ITA, 2002) Considere os sistemas apresentados a seguir:
I – Creme de leite.
II – Maionese comercial.
III – Óleo de soja.
IV – Gasolina.
V – Poliestireno expandido.
Destes, são classificados como sistemas coloidais:
A) Apenas I e II.
B) Apenas I, II e III.
C) Apenas II e V.
D) Apenas I, II e V.
E) Apenas III e IV.
Resposta correta: alternativa D.
Análise das afirmativas
I – Afirmativa correta.
Justificativa: coloides são misturas que apresentam aspecto de solução, ou seja, de uma mistura 
homogênea. Mas, na verdade, eles são misturas heterogêneas. Embora não seja nítida a olho nu, a 
89
FÍSICO-QUÍMICA
diferença das misturas coloidais pode ser observada mediante o uso de instrumentos, por exemplo, 
o microscópio.
II – Afirmativa correta.
Justificativa: é uma solução coloidal.
III – Afirmativa incorreta.
Justificativa: é uma solução homogênea por não possuir partículas em suspensão.
IV – Afirmativa incorreta.
Justificativa: é uma solução homogênea por não possuir partículas em suspensão.
V – Afirmativa correta.
Justificativa: o poliestireno expandido (mais conhecido como isopor) é uma solução coloidal.54
2.8 Boas práticas de laboratório (BPL): regras para o preparo adequado de 
soluções e realização de análises .......................................................................................................... 57
2.8.1 BPL referentes aos cuidados pessoais ............................................................................................ 57
2.8.2 BPL referentes aos cuidados com o ambiente ............................................................................ 59
3 SOLUÇÕES COLOIDAIS ................................................................................................................................... 61
3.1 Efeito Tyndall .......................................................................................................................................... 61
3.2 Tipos de soluções coloidais ............................................................................................................... 62
3.2.1 Sol ................................................................................................................................................................. 63
3.2.2 Aerossol ....................................................................................................................................................... 64
3.2.3 Espuma ........................................................................................................................................................ 68
3.2.4 Gel ................................................................................................................................................................. 68
3.2.5 Emulsão ...................................................................................................................................................... 69
3.3 Classificação e propriedades dos coloides ................................................................................. 71
3.3.1 Coloides liofílicos .................................................................................................................................... 71
3.3.2 Coloides liofóbicos ................................................................................................................................. 72
3.4 Micelas ...................................................................................................................................................... 72
3.5 Preparação de soluções coloidais .................................................................................................. 73
4 SOLUBILIDADE DE MEDICAMENTOS ........................................................................................................ 74
4.1 Fatores que interferem na solubilidade dos medicamentos ............................................... 75
4.1.1 Área de superfície molecular ............................................................................................................. 75
4.1.2 Substituintes ............................................................................................................................................. 76
4.1.3 Hidratação e solvatação ....................................................................................................................... 78
4.1.4 Efeito do pH e da ionização ............................................................................................................... 79
4.1.5 Otimização da solubilização a partir do uso de sal do medicamento .............................. 80
4.1.6 Solubilidade de fármacos e atividade biológica ......................................................................... 81
4.1.7 Coeficiente de partição ........................................................................................................................ 82
Unidade II
5 INTRODUÇÃO À CINÉTICA DAS REAÇÕES QUÍMICAS ....................................................................... 90
5.1 Energia envolvida nas reações químicas .................................................................................... 95
5.2 Condições para que ocorra reação química .............................................................................. 97
5.3 Teoria das colisões eficazes .............................................................................................................. 97
5.4 Fatores que interferem na velocidade de uma reação química ......................................100
5.5 Lei da Velocidade e Ordem de Reação .......................................................................................106
6 EQUILÍBRIO QUÍMICO ..................................................................................................................................111
6.1 Constante de equilíbrio....................................................................................................................116
6.2 Cálculo de Kc .........................................................................................................................................120
6.3 Deslocamento do equilíbrio ...........................................................................................................122
6.4 Fatores que deslocam o equilíbrio químico .............................................................................123
7 EQUILÍBRIO IÔNICO ......................................................................................................................................126
7.1 Equilíbrio iônico da água ................................................................................................................129
7.2 Indicadores de pH ..............................................................................................................................132
7.3 Hidrólise .................................................................................................................................................134
7.4 pH de soluções aquosas ...................................................................................................................135
7.4.1 Investigando afinidades .................................................................................................................... 136
7.4.2 Prevendo qualitativamente o pH de soluções salinas .......................................................... 138
8 TEORIA ÁCIDO-BASE ....................................................................................................................................145
8.1 Teoria Ácido-Base de Arrhenius ...................................................................................................145
8.2 Teoria Ácido-Base de Brönsted-Lowry ......................................................................................146
8.3 Força de ácidos-base de Brönsted-Lowry ................................................................................149
8.4 Soluções tampão ................................................................................................................................151
8.4.1 Determinação quantitativa de soluções tampão ................................................................... 156
8.4.2 Capacidade tamponante ................................................................................................................... 157
7
APRESENTAÇÃO
Esta disciplina está inserida em uma das três grandes áreas tradicionais da Química e da qual 
também fazem parte a Química Orgânica e a Química Inorgânica. O conjunto dessas três grandes 
áreas possibilita ao profissional maior compreensão sobre os conceitos bioquímicos e tecnológicos 
dentro do setor farmacêutico. Para toda e qualquer atividade envolvendo a química se faz necessário 
a compreensão dos aspectos físico-químicos e isto será válido tanto para substâncias sólidas quanto 
para soluções ou coloides. Assim, é necessário que o profissional esteja capacitado para entender as 
relações entre as propriedades e fenômenos físico-químicos que ocorrerão tanto em meiosbiológicos 
quanto nos não biológicos. Entre as competências que esta disciplina irá ajudar a desenvolver no 
estudante, temos o fato de este futuro profissional se tornar capaz de compreender a importância dos 
conceitos físico-químicos para o universo onde estará inserido profissionalmente.
Para o futuro profissional que vier a atuar dentro do setor industrial e de manipulação de formulações 
farmacêuticas, a físico-química será uma ferramenta para possibilitar que este profissional seja 
conhecedor das propriedades físico-químicas envolvidas no desenvolvimento, produção e controle de 
qualidade de produtos farmacêuticos, cosméticos, alimentos e correlatos, e assim ele será capaz de decidir 
pela melhor adequação das características físico-químicas das formulações por ele desenvolvidas ou que 
estejam sob sua responsabilidade técnica. Além disso, o futuro profissional farmacêutico que vier a ter 
uma atuação dentro da farmácia clínica e hospitalar será capaz de compreender a enorme importância 
da físico-química como ferramenta para auxiliar na interpretação dos fenômenos relacionados ao 
metabolismo dos seres vivos, as influências dos compostos e elementos químicos no ambiente, sempre 
considerando a qualidade da vida humana e necessidades de conservação, tratamento, recuperação 
e utilização sustentável dos materiais advindos da biodiversidade ou produzidos pelo homem. Ao 
ter contato com os conceitos físico-químicos, este futuro profissional será capaz de reconhecer a 
importância das informações físico-químicas para a resolução de problemas e orientação de pacientes e 
demais profissionais de saúde. Também se mostrará capaz de interpretar modelos e experimentos para 
explicar os fenômenos biológicos e irá se apropriar, corretamente, de conhecimentos da físico-química 
para, diante de uma situação problema, se mostrar capaz de interpretar, avaliar ou planejar intervenções 
científico-tecnológicas.
INTRODUÇÃO
Esta disciplina tem como objetivo promover os conhecimentos necessários sobre as propriedades 
físico-químicas das substâncias relacionadas às diferentes áreas de atuação profissional.
Inicialmente, destacaremos os diferentes tipos de dispersões (soluções, coloides e suspensões) e 
como elas terão impacto no setor farmacêutico. Destacaremos a importância e como deve ser realizada 
a avaliação da solubilidade em uma formulação farmacêutica, notadamente para o caso do preparo de 
soluções e coloides. Destacaremos ainda os diferentes tipos de coloides que poderão ser encontrados 
e suas propriedades, notadamente distintas, quando comparados às soluções verdadeiras. Por fim, 
mostraremos a importância de avaliar a concentração das formulações e as boas práticas que devem ser 
adotadas em laboratório para que se garanta o preparo dessa formulação com a qualidade necessária em 
um setor tão crucial para a atividade e saúde humana. Serão destacados, ainda, como diferentes solutos 
8
e solventes, nas mais variadas concentrações, podem interferir na apresentação de compostos e em suas 
propriedades características e como o coeficiente de partição será uma importante ferramenta para que 
se garanta a disponibilidade do fármaco em concentração e velocidade adequadas nos meios aquoso 
e lipídico. Na sequência, serão apresentados os conceitos sobre o equilíbrio químico e os fatores que 
influenciam esse equilíbrio, bem como os que interferem na velocidade de uma reação química e demais 
conceitos relacionados à cinética. O aluno também será capaz de entender os conceitos de pH, ionização 
e eletrólitos, além de ácido, base e sais. Será possível verificar a importância que parâmetros cinéticos 
e termodinâmicos terão para a área químico-farmacêutica. Como esta disciplina requer a aplicação 
de muitos cálculos matemáticos, estes, quando utilizados no livro-texto, aparecerão mostrados passo 
a passo, para que o aluno possa acompanhar a resolução e, assim, não se perder na aplicação dessas 
ferramentas matemáticas.
9
FÍSICO-QUÍMICA
Unidade I
1 DISPERSÕES: SOLUÇÕES, COLOIDES E SUSPENSÕES
As dispersões representam formulações onde ocorre a união entre duas ou mais espécies químicas. 
Tal união permite que uma das substâncias acabe por se distribuir no interior da outra.
Figura 1 – Exemplos de dispersões: sucos
Conforme explicação, as dispersões são formadas por uma união entre duas ou mais espécies 
químicas e esta relação poderá se apresentar para nós em qualquer dos estados físicos que 
conhecemos (sólido, líquido ou gasoso).
Vejamos exemplos de dispersões visualizadas como líquidos. O refrigerante pode ser considerado 
uma solução formada por água e diversos outros componentes como açúcar, corante, acidulantes 
(como o ácido fosfórico), extratos vegetais, aroma artificial, entre outros. Por sua vez, o vinho 
pode ser considerado como uma suspensão, pois há a possibilidade de serem encontradas diversas 
partículas suspensas em seu interior. Neste caso, temos nele o produto de fermentação do sumo 
da uva e ela passará por um processo de clarificação, em geral, através de uma filtração, para que 
se reduza sua turbidez.
Vamos treinar um pouco o exercício de identificação das dispersões? Peguemos o caso do suco 
de limão. Quais componentes sabemos, com certeza, que estarão presentes nessa bebida?
• água;
• ácido cítrico (afinal, sabemos que o limão é rico em ácido cítrico);
10
Unidade I
• açúcar (frutose, o açúcar que estará sempre presente nas frutas, mesmo que em menor quantidade);
• vitamina C (ácido ascórbico): afinal, sabemos que o limão é rico nesse quesito.
Diante de tantos componentes presentes, portanto, ficará fácil sua identificação como sendo um 
tipo de dispersão. Quando pensarmos, a partir de hoje, em tomarmos um suco de limão durante uma 
refeição ou, simplesmente, para amenizar o calor e a sede em dias de verão, deveremos nos lembrar 
que os sucos de frutas também são considerados dispersões e, para tanto, bastará pensarmos em sua 
composição (mesmo que não tenhamos ideia de todos os componentes que possam estar ali presentes).
Figura 2 – Gelatina: mistura de água e pó de gelatina que uma vez dispersa se transforma em 
uma dispersão sólida e que poderá ser consumida como alimento
Figura 3 – Espuma: mistura de ar e água (ou outros componentes) que uma 
vez dispersa se transforma em uma dispersão líquida
Toda dispersão pode ser caracterizada como formada por duas fases: a fase dispersa e a fase dispersante.
A fase dispersa pode ser considerada aquela que contém os componentes que estarão se dispersando 
no meio. Em geral, trata-se de componentes em menor proporção dentro da dispersão.
11
FÍSICO-QUÍMICA
A fase dispersante é composta pela substância em maior proporção e que será a responsável por 
promover a dispersão dos demais componentes em uma mistura.
O tipo de dispersão depende do tamanho e tipo de partícula da fase dispersa e, por conta dessa 
diferença, poderá dar origem a diferentes formas farmacêuticas fluídicas.
Existem três classes de dispersões:
• soluções: mistura de fases homogênea. Exemplo: água salgada;
• coloides: mistura de fases homogênea. Exemplo: gelatina;
• suspensões: mistura de fases heterogênea. Exemplo: água barrenta.
Entre as diversas características que diferenciam as soluções verdadeiras, soluções coloidais e 
suspensões, tem-se uma que é de fácil verificação: a partir da análise da homogeneidade da mistura 
obtida, é possível distinguir visualmente, de maneira clara, uma suspensão de outras formas de dispersão.
A separação de fases característica de misturas heterogêneas, como observado nas suspensões, 
ocorre após um período de tempo e se dá por processos físicos como a decantação.
Decantação é um processo mecânico que serve para desdobrar misturas heterogêneas de um sólido 
disperso em um meio líquido ou de dois líquidos, dispersos entre si, e caracterizados como mistura 
imiscível (sem afinidade química que permita sua dissolução completa). Como exemplo temos a areia 
que está em suspensão na água e que irá, lentamente,se depositando no fundo do recipiente. Ao final 
do processo de separação, a água poderá ser separada com auxílio de um sifão.
 Observação
Mistura é o sistema formado por várias substâncias puras na natureza. 
Quase sempre se encontram misturas em vez de uma única substância pura.
Tempo
Figura 4 – Decantação: mistura de um ou mais sólidos e um líquido que uma vez dispersa se 
transforma em uma dispersão heterogênea e que irá se depositar no fundo do recipiente após certo intervalo
12
Unidade I
Tabela 1 – Principais propriedades para os três tipos de dispersões
Propriedade Solução Coloide Suspensão
Tamanho médio da partícula (x10-10 m) 0 a 10 10 a 1000 >1000
Visibilidade da partícula no disperso
Não visível em aparelhos 
convencionais de 
laboratório
Visível em 
ultramicroscópio
Visível em microscópio 
comum e, em alguns casos, 
a olho nu
Separação por filtração Não Não Sim
Sedimentação das partículas do disperso Não Apenas por 
ultracentrífugas
Sedimentação espontânea 
(tempo) ou por meio de 
centrífugas convencionais
Mistura Homogênea Homogênea Heterogênea
1.1 Soluções
As soluções são sistemas homogêneos (ou simplesmente uma mistura homogênea) compostos de 
um ou mais solutos e pelo solvente. Um dos mais simples exemplos do que é uma solução é a mistura 
entre a água e o sal de cozinha (NaCl), em que a água, o solvente, o sal (NaCl) e o soluto, por apresentar 
solubilidade em água, dissolvem-se formando uma solução salina. Se nessa mistura homogênea de 
água e sal de cozinha se adicionar açúcar, ao dissolvê-la, ainda teremos uma solução na qual o solvente 
continua sendo a água, só que agora com dois solutos: o sal e o açúcar.
 Observação
Essa solução de sal e açúcar, quando feita na proporção de 1 litro de 
água potável mais uma colher de sopa de açúcar (20 g) e uma colher de 
café de sal (3,5 g), forma o soro caseiro, uma solução simples e de extrema 
importância no combate a desidratação (e até a morte) de crianças e 
adultos por excesso de vômitos e diarreia.
A água, por ser um solvente universal, é amplamente utilizada nos mais diversos tipos de solução. Isso 
nos faz relacionar soluções às misturas líquidas, porém as soluções também podem ser sólidas ou gasosas.
Temos como exemplo as ligas metálicas, que são soluções de um metal em outro (solvente e metal e 
soluto também), como o bronze, que é o resultado da mistura homogênea entre cobre e estanho.
Como exemplo de misturas gasosas temos o ar que respiramos, no qual há uma mistura homogênea 
de gases diferentes fazendo parte dos solutos e uma quantidade predominante do gás nitrogênio (79%), 
sendo por isso considerado o solvente – lembrando que o solvente é a parte predominante na mistura 
(fase dispersante).
Voltando ao conceito de solubilidade, até aqui podemos entender que uma solução é homogênea 
porque os solutos presentes nela são solúveis no solvente, isto é, eles se dissolvem porque conseguem 
se misturar naquele meio formando uma aparente substância única (monofásica). Em contrapartida, 
13
FÍSICO-QUÍMICA
existem substâncias que não formam uma mistura homogênea (ou solução), e o grande exemplo aqui é 
o óleo e a água, que formam uma mistura heterogênea (bifásica), isto é, podemos ver a separação dos 
dois líquidos quando colocados juntos num recipiente.
Mas por que isso acontece? Se pensarmos em polaridade, podemos seguir uma regra geral na 
química: solventes polares dissolvem solutos polares e solventes apolares dissolvem solutos apolares (na 
presença de alguns agentes essa regra pode ser quebrada). Assim, a água não dissolve o óleo, pois os dois 
possuem polaridades diferentes.
Outro exemplo é o de mecânicos, que, para tirar a graxa das mãos, usam gasolina, removedores, 
pois esses produtos são apolares e dissolvem a graxa, que também é apolar, pois lavar somente com 
água não seria eficaz para limpeza (os detergentes quebram a gordura, por isso deixam a água mais 
eficaz na limpeza).
A água dissolve solutos polares, como o álcool. Aqui podemos pensar numa bebida comum no Brasil, 
a caipirinha, na qual há gelo (que se tornará água líquida), álcool, açúcar e suco de limão, todos solutos 
polares que estarão dissolvidos num solvente polar (água).
Solvente
Soluto
Solução
Figura 5 – Componentes de uma solução
1.2 Solubilidade
Agora vamos pensar em outra bebida frequentemente consumida em nosso país, o café. Aqui o 
solvente é a água e, na maioria das vezes, para adoçá-lo adicionamos outro soluto, o açúcar. Quando 
terminamos de tomar o café, muitas vezes podemos ver um resto de açúcar depositado no fundo da 
xícara. Isso acontece porque a solução se tornou saturada, ou seja, não foi possível dissolver (ou solubilizar) 
toda a quantidade de soluto colocada em determinada quantidade de solvente. Porém, se for levado ao 
fogo, o açúcar se dissolverá, pois a temperatura elevada do solvente aumenta a solubilidade do soluto. 
Temos como exemplo a calda caramelada de um pudim.
14
Unidade I
 Saiba mais
A fim de obtermos conteúdo adicional a respeito do tema informado, 
recomendamos as seguintes leituras:
WOLKE, R. L. O que Einstein disse ao seu cozinheiro: a ciência na cozinha. 
Volume 1. Rio de Janeiro: Jorge Zahar, 2002.
WOLKE, R. L. O que Einstein disse ao seu cozinheiro: mais ciência na 
cozinha. Volume 2. Rio de Janeiro: Jorge Zahar, 2005.
Portanto, a concentração de soluto – ou seja, a quantidade de massa do soluto num solvente – tem 
um determinado limite e, quando o atingimos, dizemos que a solução está saturada.
Antes de chegar a esse limite, a solução é chamada de insaturada e, ao ultrapassar o limite de solubilidade 
do soluto, a solução passará a ser chamada de supersaturada, ou seja, observaremos a separação de um 
corpo de fundo sólido que se trata da quantidade de soluto acima do limite de solubilidade para a solução.
Não devemos confundir o conceito de solubilidade com o de solução concentrada. Para este caso, 
devemos considerar situações onde a quantidade de soluto é bem elevada (acima de 5% da massa total 
da solução). Uma quantidade de soluto inferior ou igual a 5% da massa total da solução passa a dar 
origem ao que chamamos de solução diluída.
 Observação
Fondant é um creme usado para cobrir bolos e pães doces. É composto 
de açúcar e água, porém, em quantidades que, à primeira vista, parecem 
impossíveis de se misturar.
Na receita tradicional, devemos dissolver duas xícaras de açúcar em 
apenas uma de água, porém essa dissolução só é possível porque é feita 
numa panela sobre a chama do fogão. Portanto, ao elevarmos a temperatura 
do solvente (água), aumentamos a solubilidade do soluto.
Claro que também existe o fato de que o açúcar facilmente se mistura 
com a água. Isso acontece porque as moléculas de H2O possuem espaços entre 
elas, mesmo estando ligadas, e assim são mais acessíveis para formar ligações 
com as moléculas de açúcar – ocorre uma acomodação das moléculas de 
açúcar entre as moléculas de água e, ao aquecermos a mistura, aumentamos 
esses espaços, promovendo maior interação entre as moléculas do solvente e 
do soluto. Essas ligações se mantêm unidas por ligações de hidrogênio.
15
FÍSICO-QUÍMICA
Moléculas de Moléculas de 
açúcar hidratadasaçúcar hidratadas
Cristal de Cristal de 
açúcaraçúcar
Moléculas Moléculas 
de açúcarde açúcar
Moléculas Moléculas 
de águade água
ÁguaÁgua
Figura 6 – Dissolução da sacarose em água
Figura 7 – Fondant sendo utilizado como cobertura em um bolo
1.2.1 Curva de solubilidade
Cada substância ou solução tem sua própria curva de solubilidade, pois esta é dependente, além 
da temperatura e da polaridade, do tipo de soluto e solvente. Existem curvas de solubilidade do tipo 
ascendente, nas quais a solubilidade é aumentada quando há elevação da temperatura e, em contrapartida, 
as curvas do tipo descendente, em que a solubilidade diminui conforme aumenta a temperatura.
Tabela 2 – Solubilidade de alguns compostos em diferentes temperaturas
Soluto (g) Solubilidade (g) do soluto por 100 g 
de H2Ona temperatura de 20 ºC
Solubilidade (g) do soluto por 100 g 
de H2O na temperatura de 50 ºC
C12H22O11 203,9 g 260,4 g
NaCl 36,0 g 37,0 g
KClO3 7,4 g 19,3 g
16
Unidade I
Soluto (g) Solubilidade (g) do soluto por 100 g 
de H2O na temperatura de 20 ºC
Solubilidade (g) do soluto por 100 g 
de H2O na temperatura de 50 ºC
NaNO3 88,0 g 114,0 g
AgNO3 222,0 g 455,0 g
KCl 34,0 g 42,9 g
Fonte: Farah (2018, p. 14).
A curva de solubilidade está intimamente relacionada com a saturação de uma solução. Vejamos:
• Solução saturada com corpo de fundo ou supersaturada: nessa solução, a quantidade de soluto 
está em excesso, portanto não se dissolve totalmente e, sendo assim, por efeito gravitacional, 
deposita-se no fundo do recipiente. Os pontos de solubilidade estarão acima da curva.
• Solução saturada: essa solução possui a quantidade máxima de soluto que pode dissolver e, 
portanto, se ultrapassar tal quantidade haverá corpo de fundo. Os pontos estarão na curva.
• Solução insaturada: nesse caso, a solução ainda não possui a quantidade máxima de soluto 
que consegue dissolver, ou seja, está abaixo da quantidade determinada de saturação. Os pontos 
aparecerão abaixo da curva.
0
0
50
Temperatura (celsius)
Massa (g) sacarose
Massa (g) Massa (g) 
sacarose/100 g águasacarose/100 g água
100
150
200
250
300
350
400
20 40 60 80 100
Figura 8 – Solubilidade da sacarose em água em diferentes temperaturas
Ao observarmos a curva de solubilidade apresentada anteriormente, e que representa o perfil de 
saturação da sacarose em água, é possível verificar que a solução obtida apresentará maior solubilidade 
quanto maior for a temperatura em que ela for encontrada. Ainda, se observarmos a figura, poderemos 
tomar alguns valores de coeficiente de solubilidade. Por exemplo, para a temperatura de 20 ºC, este 
valor será de 200 g em cada 100 g de água. Já para a temperatura de 80 ºC, o valor do coeficiente de 
solubilidade passará a ser de 350 g por 100 g de água.
17
FÍSICO-QUÍMICA
O que podemos concluir diante desse cenário? Bem, teremos algumas condições que deverão interessar 
em processos de preparo de formulações farmacêuticas ou em situações de rotina laboratorial. Vejamos:
• O aquecimento de uma solução aquosa de sacarose sempre a deixará com menor risco de 
formação de cristais como corpo de fundo. Isto, portanto, poderá garantir uma melhor condição 
para o preparo de formulações como xaropes.
• O resfriamento de uma solução aquosa de sacarose poderá facilitar a cristalização do soluto e, 
portanto, ser uma condição interessante para um processo de separação física deste soluto.
Vejamos agora uma solução salina (cloreto de sódio em água). Caso em uma condição de temperatura 
ambiente, a saturação dessa solução se dá diante da presença de 35,7 g de NaCl (cloreto de sódio) para 
cada 100 g de água. Para 1 L de água, portanto, seriam necessárias 357 g de NaCl para que se atinja a 
condição de saturação.
 Observação
A densidade da água pode ser considerada igual a 1 g/mL em temperatura 
ambiente. Portanto:
1 g --------------- 1 mL ----------- 0,001 L
X -------------------------------- 1 L
Teremos, então, 1000 g/L.
357 g de NaCI
357 g de NaCI
Água Água
1 litro, 0 ºC
Saturada sem 
corpo de fundo
370 g de NaCI
357 g de NaCI
1 litro, 0 ºC
13 g se depositam
Saturada com 
corpo de fundo
Figura 9 – Saturação de uma solução de NaCl em água
1.2.2 Comportamento endotérmico e exotérmico
Soluções supersaturadas poderão ter todo o seu conteúdo de corpo de fundo dissolvido diante de alterações 
de temperatura. Para a grande maioria dos solutos presentes em solução, o comportamento termoquímico 
18
Unidade I
esperado é o de endotermia, ou seja, o aumento de temperatura tenderá a aumentar a solubilidade do sal em 
um dado solvente (exemplo: água). Entretanto, existem casos específicos de comportamento exotérmico em 
que o aumento da temperatura tende a diminuir a solubilidade do soluto em um dado solvente.
0
0.5
1.0
2.0
3.0
4.0
1.5
2.5
3.5
20 6040 80 100
So
lu
bi
lid
ad
e 
do
 K
N
O 3 e
m
 á
gu
a 
(g
/1
00
 g
 H 2
O)
Temperatura (°C)
Figura 10 – Curva de solubilidade para o CuSO4 em água
100
90
60
30
80
50
20
70
40
10
0
0 20 40 60 9010 30 50 8070 100
Ce2(SO4)3
K 2
Cr 2
O 7
KCI
KN
O 3CaC
I 2
Pb(N
O 3
) 2
NaCI
NaN
O 3
KCIO 3
So
lu
bi
lid
ad
e 
(g
 d
e 
sa
l e
m
 1
00
 g
 H 2
O)
Temperatura (°C)
Figura 11 – Curva de solubilidade para diversos sais em água
Observando as figuras anteriores, é possível notar a diferença no perfil de solubilidade das duas 
substâncias químicas. Enquanto o cloreto de amônio é um sal com perfil endotérmico de solubilidade 
(curva de solubilidade ascendente), onde a temperatura tenderá a favorecer sua dissolução, o mesmo 
resultado não é esperado para o hidróxido de cálcio quando na presença de água. Para o Ca(OH)2 se nota, 
portanto, um perfil exotérmico (curva de solubilidade descendente), onde o aumento da temperatura irá 
diminuir a solubilidade dessa substância.
19
FÍSICO-QUÍMICA
Solubilidade de sais hidratados
Alguns sais apresentam em sua constituição um determinado número de moléculas de água 
agregadas, denominadas águas de cristalização. Como exemplo, temos o cloreto de cálcio hexa-hidratado 
(CaCl2.6H2O), que, quando dissolvido em água, sofre uma alteração no número de moléculas de água 
de cristalização, à medida que aumenta a temperatura. Isso acarreta uma alteração na sua solubilidade, 
ocasionando a formação de pontos de inflexão na sua curva de solubilidade. A análise dessa condição 
deve ser vista pelo responsável pela preparação da solução, pois poderá ocasionar variação na condição 
físico-química da solução resultante.
50 100 150 2000
0
10
20
30
40
50
60
Temperatura (°C)
So
lu
bi
lid
ad
e 
do
 K
N
O 3 e
m
 á
gu
a 
(g
/1
00
 g
 H 2
O)
Figura 12 – Curva de solubilidade para o Na2SO4 e a perda da água 
de cristalização durante o aquecimento
1.2.3 Constante de solubilidade (Ks)
Trata-se do parâmetro que permite avaliar a solubilidade de um determinado sal em um solvente 
apropriado. A constante de solubilidade apresenta o nível de saturação para a solubilidade de uma 
substância por 100 gramas de solvente (grama de soluto por 100 g de solvente). Em casos onde se deseja 
avaliar a solubilidade da substância em água, a constante de solubilidade pode ser interpretada como 
sendo a quantidade de soluto que satura 100 mililitros de água (considera-se, nesse caso, a densidade 
da água em seu valor arredondado para 1 g.mL-1).
Como exemplo de uma aplicação do conceito de solubilidade e da utilização da curva de solubilidade 
tem-se a seguinte situação:
Exemplo de aplicação
Um analista químico deverá preparar uma solução aquosa de nitrato de potássio (KNO3) na 
temperatura de 70 ºC. A seguir, tem-se a curva de solubilidade do KNO3 em água:
20
Unidade I
0
0.5
1.0
2.0
3.0
4.0
1.5
2.5
3.5
20 6040 80 100
So
lu
bi
lid
ad
e 
do
 K
N
O 3 e
m
 á
gu
a 
(g
/1
00
 g
 H 2
O)
Temperatura (°C)
Figura 13 – Curva de solubilidade para o CuSO4 em água
Caso essa solução seja preparada a partir da adição de 20 gramas de sal em 50 mililitros de água, 
como ela poderá ser classificada?
Resolução
Para uma temperatura de 70 ºC é necessário encontrar a Ks correspondente por meio da análise de 
sua curva de solubilidade:
0
0.5
1.0
2.0
3.0
4.0
1.5
2.5
3.5
20 6040 80 100
So
lu
bi
lid
ad
e 
do
 K
N
O 3 e
m
 á
gu
a 
(g
/1
00
 g
 H 2
O)
Temperatura (°C)
Figura 14 – Curva de solubilidade para o KNO3 em água
21
FÍSICO-QUÍMICA
De acordo com a curva de solubilidade do nitrato de potássio, a Ks para uma temperatura de 70 ºC 
corresponde a 3,0 g/100 gH2O.
Para encontrar a massa de sal que saturaria a solução, é necessário o seguinte cálculo:
3,0 g -------------- 100 gH2O
X ---------------- 50 gH2O
X = 1,50 g
Sabendo-se que uma solução saturada somente seria obtida com uma massa de 1,50 gramas para a 
solução preparada (contendo 2,0 g) se obteráum sistema insaturado.
 Observação
A regra de três é um recurso matemático a partir do qual é possível 
encontrar um valor desconhecido utilizando outros três valores que são 
diretamente proporcionais a ele. Por exemplo, sabemos que 1 mol de sódio 
(Na) possui 23 gramas (valor que se encontra na tabela periódica, isto é, o 
número de massa de um elemento é quanto de massa ele possui em um 
mol). Mas e se tivermos 68 gramas de Na, quantos mols teremos?
Para saber essa resposta, devemos colocar os três valores que possuímos 
na regra de três e fazer o cálculo cruzando os valores:
1 mol de Na -------------------- 23 gramas
X mol de Na -------------------- 68 gramas
23 × x = 1 × 68
68
x
23
=
x = 2,97 mol
Assim, sabemos que 68 gramas de sódio têm 2,97 mol. Esse cálculo foi possível 
por se tratar de uma combinação de grandezas diretamente proporcionais.
1.2.4 Equilíbrio de solubilidade
Um sólido se dissolve em um solvente até que a solução e o soluto sólido estejam em equilíbrio. Nesse 
ponto, a solução está saturada, e sua concentração molar é a solubilidade molar do sólido. Uma vez que 
as duas fases – o soluto sólido e a solução – estão em equilíbrio dinâmico, podemos utilizar o conceito 
22
Unidade I
de equilíbrio para discutir a composição da solução saturada. Deve ser observado que um equilíbrio de 
solubilidade é um exemplo de equilíbrio heterogêneo, em que as espécies estão em fases distintas (o soluto 
sólido e a solução). As propriedades de soluções aquosas de eletrólitos são, em geral, tratadas em termos 
de constantes de equilíbrio e serão discutidas nesta seção. Também trataremos somente de compostos 
pouco solúveis, ou seja, compostos que se dissolvem em água numa quantidade muito pequena. Essa 
restrição torna-se necessária, pois as interações entre os íons são fatores complicadores em soluções 
mais concentradas, e técnicas mais avançadas devem ser então utilizadas para que os cálculos sejam 
confiáveis. Vamos nos concentrar, mais uma vez, nos aspectos e propriedades gerais em vez de procurar 
obter resultados numericamente precisos, limitando os cálculos numéricos a sistemas a 298 K.
O equilíbrio heterogêneo entre um composto iônico muito pouco solúvel, como o hidróxido de 
cálcio, Ca(OH)2, e seus íons em uma solução aquosa é:
Ca(OH)2 ↔ Ca+2 + 2OH–2
( )
2
2 2Ca OH
S
Ca OH 2
a a
K 
a
+ -×
=
A constante de equilíbrio para um equilíbrio iônico desse tipo, lembrando que o sólido não aparece 
na expressão da constante de equilíbrio porque sua atividade é igual a 1, é chamada de constante de 
solubilidade (ou constante do produto de solubilidade ou, simplesmente, produto de solubilidade).
2
s 2 2Ca OH
K a a+ -= ×
Para soluções muito diluídas, como de costume, podemos substituir a atividade aJ de uma espécie 
química J pelo valor numérico da sua concentração molar. Podemos interpretar a constante de solubilidade 
em termos do valor numérico da solubilidade molar, s, de um composto muito pouco solúvel.
Para um composto iônico da forma AxBy composto de íons Aa+ e Bb–, a concentração molar de cátions 
em solução é [Aa+] = x.s e a de ânions é [Bb–] = y.s.
AxBy ↔ xAa+ + yBb–
Assim, se mostra possível substituir as atividades químicas por concentrações molares de forma que 
a equação de equilíbrio pode ser interpretada como:
KS = [Aa+]x × [Bb-]y
Substituindo pelo termo convertido de solubilidade molar, s, teremos:
KS = (x × s)x × (y × s)y
23
FÍSICO-QUÍMICA
Portanto, a relação entre constante de solubilidade e a solubilidade molar de um soluto pode ser 
representada pela expressão:
KS = xx × yy × sx+y
Onde:
• X: proporção molar (coeficiente) do cátion;
• Y: proporção molar (coeficiente) do ânion;
• S: solubilidade molar da substância.
Por meio dessa expressão passa a ser possível determinar a solubilidade molar, s, de qualquer soluto 
a partir da sua constante de solubilidade, Ks, e das concentrações molares dos cátions e ânions presentes.
Em química, atividade é uma medida do quanto as interações entre moléculas em uma solução 
líquida ou em um gás não ideal desviam da idealidade. A atividade é proporcional à concentração, x, por 
um fator conhecido como coeficiente de atividade, γ, que leva em consideração outros íons em solução:
a = x × y
Os efeitos da atividade são resultado das interações tanto eletrostáticas como covalentes entre os íons.
A atividade de um íon é influenciada pela sua vizinhança de forma que a reatividade de um íon 
cercado por moléculas de água é diferente daquela do mesmo íon dentro de uma nuvem de contraíons. 
Vale lembrar que em soluções muito diluídas, as interações de um íon com sua vizinhança são desprezíveis 
e por isso pode-se considerar que a solução se comporta idealmente de forma que sua atividade é 
equivalente à sua concentração.
 Observação
A relevância da atividade química vai desde o estudo da cinética de 
reações, de forma que a atividade química, sabidamente, é um fator que 
interfere na velocidade de reação até em constantes de equilíbrio, como 
descrito no equilíbrio de solubilidade. Por exemplo, podem existir desvios 
grandes entre a concentração calculada do íon hidrogênio (H+) de um ácido 
forte em solução e a atividade do íon hidrogênio obtida por meio do pH 
medido por um pH-metro ou um indicador de pH.
Para que seja possível a comparação entre as solubilidades molares (s) de diferentes solutos, o valor 
de Ks pode não se mostrar adequado, já que este não leva em consideração a proporção estequiométrica, 
uma vez que se deve pensar que o sal dissolvido em um solvente apresentará certo equilíbrio dinâmico.
24
Unidade I
Ba+2
SO4
2-
Solução saturada
Cristais de sal BaSO4 
(corpo de fundo)
Figura 15 – Equilíbrio de solubilidade para o sal BaSO4. Os cristais de BaSO4 estarão 
em equilíbrio de solubilidade com os íons Ba+2 e SO4
-2
Tabela 3 – Valores de constante de solubilidade para 
diferentes sais na temperatura de 25 ºC
Sal Ks Sal Ks Sal Ks
Fluoretos Cloretos Brometos
MgF2 6,6x10-9 CuCl 1,9x10-7 CuBr 5x10-9
CaF2 3,9x10-11 AgCl 1,8x10-10 AgBr 5x10-13
LiF 1,7x10-3 PbCl2 1,7x10-5 PbBr2 2,1x10-6
Iodetos Sulfitos Cianetos
CuI 1x10-12 CaSO3 3x10-7 AgCN 1,2x10-10
AgI 8,3x10-17 BaSO3 8x10-7 Zn(CN)2 3x10-10
Adaptado de: Solubilidade... (s.d.).
Exemplo de aplicação
Exemplo 1
O sal BaSO4 ao ser dissolvido em água estará em equilíbrio dinâmico com suas formas iônicas Ba+2 e 
SO4
-2 e estas irão, de certa forma, interferir em sua solubilidade.
2 2
4 4BaSO Ba SO+ -↔ +
2 2
S 4K Ba SO+ -   = ×   
Ou:
KS = xx × yy × sx+y
25
FÍSICO-QUÍMICA
Onde:
• X = 1;
• Y = 1.
Resolução
KS = 11 × 11 × s1+1
Ks = s2
Tendo que, a 25 ºC, para o BaSO4 o valor de Ks será 1,1x10-10, poderá ser calculada sua solubilidade molar:
10s 1,1 10-= ×
s = 1,05 × 10-5 M
Outra forma de trabalhar com a relação entre a constante de solubilidade Ks, e a solubilidade 
molar s, pode ser dada pela análise da dissolução da substância na água e a análise da solubilidade molar 
de cada íon, como no exemplo a seguir.
Exemplo 2
Tem-se uma solução de hidróxido de cálcio (Ks = 5,5 × 10-6). Determine o valor da solubilidade molar 
(s) para esse componente.
Resolução
O Ca(OH)2 ao se dissolver em água resulta em um equilíbrio heterogêneo:
Ca(OH)2 ↔ Ca2+ + 2OH1-
 ↓ ↓
 s 2s
Segue da estequiometria do hidróxido de cálcio que a concentração molar dos íons Ca+2 em solução é 
igual à do Ca(OH)2 dissolvido em solução, de modo que [Ca2+] = s. Do mesmo modo, como a concentração 
dos íons OH– é duas vezes a das fórmulas unitárias do Ca(OH)2, conclui-se que [OH–] = 2s. Daí:
Ks ≈ S × (2S)2 = 4S3
Ao isolarmos o termo “s”, teremos:
26
Unidade I
s3
K
s
4
=
 
6
3 5,5 10
s
4
-×
=
O que resulta em: s ≈ 1,1 × 10-2 M.
Da mesma forma, a partir da solubilidade molar de um determinado soluto passa a ser possível 
determinar qual a concentração de um íon presente na solução, como no exemplo a seguir.
Exemplo 3
Determine qual a concentração de íons prata (Ag+) presentes em uma solução saturada de AgCl?Dado: KsAgCl
 = 1,6x10-10
Resolução
Sabe-se que a dissolução do AgCl resulta no seguinte equilíbrio:
AgCI ↔ Ag+ + CI-
 ↓ ↓
 s s
Portanto:
2
sK [Ag [Cl s s s] ] + -= × = × = 
10 5
ss K 1,6 10 1,265 10 M- -= = × = ×
O valor da solubilidade molar corresponderá à concentração de íons prata presentes na solução em 
equilíbrio. Dessa forma:
[Ag+] = 1,265 × 10-5 M
1.2.5 Efeito do íon comum
O princípio de que a constante de equilíbrio permanece inalterada mesmo que as concentrações 
individuais das espécies químicas possam variar pode ser aplicado a constantes de solubilidade. Dessa 
forma, passa a ser possível avaliar o efeito da adição de uma espécie química em uma determinada 
solução quando esta apresenta uma forma iônica comum.
27
FÍSICO-QUÍMICA
Tome-se como exemplo uma solução saturada de cloreto de prata (AgCl). Essa solução irá resultar 
em um equilíbrio de solubilidade:
AgCI ↔ Ag+ + CI-
Caso se promova a adição de outro sal, como o cloreto de sódio (NaCl), teremos a formação de um 
íon comum, no caso o cloreto (Cl-). De acordo com o Princípio de Le Châtelier, quando a concentração 
de um íon comum aumenta, tal fato resultará no deslocamento do equilíbrio no sentido inverso e, assim, 
promoverá a redução da solubilidade molar, s, do sal original.
1.2.6 Efeito da adição de sais
A solubilidade de um sal muito pouco solúvel também poderá ser afetada pela adição de um sal 
que não promova o efeito de íon comum na solução. Caso a concentração do sal adicionado seja 
baixa, a tendência é que aumente a solubilidade do sal pouco solúvel. Tal fenômeno tem a ver com a 
chamada atmosfera iônica de cargas opostas, que seria o ambiente presente na solução onde os cátions 
tendem a se encontrar próximos aos ânions. O desbalanceamento de carga não é grande, pois os íons 
se agitam incessantemente pelo movimento térmico, mas isso é suficiente para diminuir levemente a 
energia do íon central. Assim, quando um sal solúvel é adicionado à solução de um sal pouco solúvel, os 
numerosos íons do primeiro formam atmosferas iônicas em torno dos íons do sal pouco solúvel. Devido 
ao abaixamento de energia resultante, o sal pouco solúvel adquire uma tendência maior de se dissolver. 
Ou seja, a presença do sal adicionado aumenta a solubilidade do sal pouco solúvel. Por exemplo, uma 
solução de cloreto de prata tenderá a apresentar maior solubilidade ao se adicionar fluoreto de sódio do 
que apenas com água destilada em sua composição.
2 PREPARO E CÁLCULO DE CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES
A concentração de um soluto e a massa ou volume de um solvente – ou seja, a composição de uma 
solução – podem ser determinadas por meio de várias unidades de concentração, e a grande maioria 
delas está baseada na lógica da principal equação de concentração, que divide a quantidade de massa 
do soluto pela quantidade de volume da solução:
1m
C 
V
=
Onde:
• m1: massa de soluto (g; grama);
• V: volume de solução (L; litro);
• C: concentração verdadeira (g.L-1; grama por litro).
28
Unidade I
 Observação
O índice “1” é utilizado para se referir aos parâmetros presentes em uma 
fórmula de concentração onde o componente a ser informado é o soluto. Por 
sua vez, o índice “2” é utilizado para se referir aos parâmetros presentes em 
uma fórmula de concentração onde o componente informado é o solvente. 
Vale lembrar, portanto, que a ausência de índice em qualquer parâmetro 
presente em uma fórmula de concentração irá se referir à solução total 
obtida, portanto a soma de soluto e solvente.
Como exemplo de um cálculo de concentração verdadeira, temos:
Exemplo de aplicação
Um técnico de laboratório deverá preparar uma solução de NaOH (hidróxido de sódio) para realizar 
uma análise volumétrica. Para tanto, é sabido que o volume total necessário para ser utilizado na análise 
corresponde a 450 mililitros e que a solução, de acordo com o método, deverá estar na concentração de 
2,5 g/L. Como esse técnico deverá preparar a solução em questão?
Resolução
Em uma balança analítica (devidamente calibrada e acreditada), o analista irá pesar certa quantidade 
de hidróxido de sódio a ser determinado por cálculo.
Sabendo que:
• m1: x (valor a ser determinado)
• V: 450 mL ou 0,45 L
• C: 2,5 g.L-1
x
2,5 
0,45
=
x = 2,5 × 0,45
x = 1,1250 g
Em um primeiro momento, o técnico deverá observar que, para o preparo dessa solução, deverão 
ser utilizados vidrarias e equipamentos adequados de forma a garantir a precisão e exatidão da solução. 
29
FÍSICO-QUÍMICA
Para tanto, deverá ser observado qual o tipo de balança mais adequado para esse preparo, bem como o 
analista deverá manter-se atento às boas práticas em laboratório químico (BPL).
Uma vez que a solução a ser preparada terá como objetivo final a utilização em uma análise química, 
é recomendado que ela seja preparada a partir de pesagem dos solutos em balança analítica e que esteja 
em conformidade com a norma.
2.1 Molaridade
A molaridade (M) é também conhecida como concentração molar ou massa molar. Como seu valor 
é expresso em mol.L-1, é somente usada para líquidos.
Trata-se da unidade de concentração mais usada pelos químicos, pois, como expressa seu resultado 
em mols, pode ser usada, sem conversão, nas reações estequiométricas, nas quais é possível calcular o 
rendimento de produtos por meio da equação química balanceada que representa a reação:
1n
M
V
=
Onde:
• n1: número de mols do soluto
• V: volume da solução, em litro (L)
• M: mol.L-1
 Lembrete
Não podemos esquecer que solução é o resultado da soma entre 
solvente e soluto!
Uma vez que o número de mols pode ser calculado como a relação entre a massa e a massa molecular 
de uma substância, temos que:
1
1
1
m
n
MM
=
30
Unidade I
 Observação
A massa molecular, ou massa molar, de uma substância poderá ser 
determinada a partir dos valores de massas atômicas dos elementos presentes 
na substância química. Assim, tome-se o exemplo da substância CaCl2.
Para encontrar a massa molecular dessa substância é necessário buscar 
em uma tabela periódica os valores de massas atômicas do cálcio e do cloro 
e somar os resultados, levando em conta as diferentes quantidades de cada 
um desses elementos. Assim, sabendo que a massa atômica do cálcio é 
igual a 40 e a massa atômica do cloro é 35,5 e que a substância cloreto de 
cálcio apresenta 1 átomo de cálcio e 2 átomos de cloro em sua composição, 
teremos que a massa molecular será:
MM = 40 + 2x(35,5) = 111 g/mol
Vamos aos exemplos de como a molaridade pode ser usada:
Exemplo de aplicação
Precisamos preparar 1 litro de solução 2 M de KCl.
Resolução
Podemos seguir os passos:
1) Pegar 1 mol de KCl, mas como fazer isso? Se você olhar sua tabela periódica, verá que todos os 
elementos contidos nela possuem um valor de massa molecular, que é dada em gramas por mol. Sendo 
assim, podemos verificar que a massa molecular do potássio (K) é igual a 39,102 g/mol e a do cloro (Cl) 
é igual a 35,453 g/mol. Simplesmente somamos esses valores e vamos ter como resultado de massa do 
KCl o valor 74,55 g/mol, ou, em outras palavras, dizemos que 74,55 gramas de KCl representam 1 mol 
dessa substância. Porém, iremos preparar uma solução 2 M, então multiplicamos 74,55 por 2 e teremos 
149,10 gramas. Pesamos na balança esse valor, que será correspondente a 2 mol.
2) Então, devemos encher pela metade um frasco (com capacidade de 1 litro, podendo-se pensar em 
um béquer para tal tarefa) com água destilada, adicionar os 149,10 gramas de KCl e mexer com bastão 
de vidro até a dissolução total do sal. Se necessário, pode-se colocar mais água. Quando a dissolução 
estiver finalizada, poderemos transferir o conteúdo para uma vidraria de precisão (balão volumétrico 
ou proveta) e, em seguida, completar o resto do volume com água destilada acertando o menisco até 
atingir 1 litro (pois não podemos esquecer que iremos preparar 1 litro de solução e isso não significa 
1 litro de solvente, pois a solução compreende solvente mais soluto).
3) Enfim,nossa solução com concentração 2 M de KCl está pronta!
31
FÍSICO-QUÍMICA
 Observação
Menisco, em química, é a interface entre o ar e um líquido que está 
acondicionado num recipiente estreito e, por causa disso, forma uma 
curvatura. A expressão “acertar o menisco” é muito utilizada em química e 
significa verificar adequadamente essa curva do líquido e o lugar onde ele 
atingiu a graduação de um recipiente volumétrico (pipetas), para, então, 
conferir se uma solução atingiu o volume desejado. É uma ação muito 
importante, pois nos dá precisão quantitativa.
V
Figura 16 – Visualização do menisco
Exemplo de aplicação
Mas e se fosse ao contrário? Temos uma massa de 37 gramas de KCl e um volume de 450 mililitros 
de solução. Qual será a concentração dessa solução?
Resolução
Sabendo que a massa molecular (MM) para o KCl corresponde a 74,55 g/mol, é possível determinar 
o valor do número de mols dessa solução.
Assim:
1
1
1
m
n
MM
=
1
37
n 0,4963 mol
74,55
= =
Para determinar a concentração molar dessa solução é necessário que o volume esteja descrito em 
litro. Portanto, deveremos passar 450 mililitros para unidade em litros:
32
Unidade I
1 L → 1000 mL
x L → 450 mL ⇒ 0,450 L de solução
Colocamos então os dois valores obtidos na equação da molaridade:
1n 0,4963
M
V 0,45
= =
M = 1,1 M
Portanto, nossa solução com volume de 420 mililitros e 37 gramas de KCl terá uma concentração 
de 1,1 M.
 Lembrete
A unidade de molaridade pode ser indicada como mol.L-1 ou M (molar).
Outra maneira de preparar uma solução é partir de uma já pronta, isto é, fazendo a diluição de 
uma solução concentrada e, assim, produzindo outra menos concentrada (ou mais diluída). Para isso, 
podemos usar a seguinte fórmula:
Minicial × Vinicial = Mfinal × Vfinal
Onde:
• Vinicial: volume a ser pego da solução pronta, também chamada de solução de partida (ou solução-mãe);
• Minicial: concentração molar da solução de partida;
• Vfinal: volume a ser preparado;
• Mfinal: concentração da solução diluída.
Exemplo de aplicação
Tem-se uma solução de ácido clorídrico 15,0 M já preparada e um analista precisará preparar 500 
mililitros de uma solução de HCl 4 M.
33
FÍSICO-QUÍMICA
Resolução
Em vez de perder tempo e consumir desnecessariamente o reagente, o analista poderá preparar uma 
solução diluída a partir dessa solução que já se encontra preparada no laboratório. Para tanto:
Minicial × Vinicial = Mfinal × Vfinal
15 × Vinicial = 4 × 500
Inicial
2000
V 133,33 mL
15
= =
Como procedimento de diluição, portanto, o analista deverá coletar (com auxílio de proveta e/ou 
outras vidrarias de precisão) um volume de 133,33 mililitros da solução inicial (mais concentrada). Em 
seguida, transferir o volume coletado para uma nova vidraria de precisão (balão volumétrico ou proveta, 
a depender do grau de precisão necessário no procedimento) que já contenha certo volume de água 
destilada e completar até a marca de aferição (tomando o devido cuidado com o menisco formado na 
superfície do líquido e evitando o chamado erro de paralaxe). Não se pode esquecer da importância da 
homogeneização dessa solução ao final do preparo, sendo que esta poderá ser realizada com auxílio de 
bastão de vidro ou por meio de procedimentos de homogeneização em balão.
Figura 17 – Procedimento de homogeneização de solução preparada em balão volumétrico. 
A vidraria deverá estar arrolhada (tampada) e o movimento deverá ser executado de tal forma 
que se promova a inversão do balão volumétrico por várias vezes para garantir a homogeneidade 
da solução recém-preparada
 Observação
O ácido sempre deve ser adicionado na água, e nunca o contrário, pois 
quando colocamos água em ácido há liberação de calor e energia e, com 
isso, a solução poderá espirrar em quem estiver por perto.
34
Unidade I
Água
Ácido
O correto é adicionar 
lentamente o ácido à 
água, nunca o contrário
Corrosivo 
desidratante
H2SO4
Figura 18 – Sinalização de alerta sobre ácidos corrosivos
Existem situações em que o preparo de soluções só será possível em capela. Casos como o preparo 
de soluções de ácidos e algumas bases poderiam ser enquadrados em tal condição. Para tais condições, 
é substancial lembrar que não é recomendado pelas BPL efetuar pesagens e, portanto, manter balanças 
em capela de exaustão. Tal fato se deve, entre outras implicações, à potencial perda de precisão devido 
à deterioração dos componentes da balança diante da exposição a vapores presentes no interior da 
capela. Diversas substâncias ali manipuladas podem ser consideradas corrosivas e, portanto, não podem 
estar em contato direto com a balança. Para tal caso se mostra interessante trabalhar com a conversão 
para volume por meio da densidade do soluto e, dessa forma, obter a quantidade de soluto necessária 
com auxílio de vidrarias de precisão como pipetas e provetas.
Exemplo de aplicação
Deseja-se preparar 300 mililitros de uma solução de H2SO4 0,1 M. Determine qual a quantidade de 
soluto necessário para esse preparo.
Dado: dH2SO4 = 1,84 g.mL-1 MMH2SO4 = 98 g.mL-1
Resolução
1) Determinar o número de mols de H2SO4 necessário para o preparo da solução:
1n
M
V
=
1n
0,1
0,3
=
n1 = 0,1 × 0,3 = 0,03 mol
2) Converter o número de mols para a massa de soluto:
1m
0,03
98
=
35
FÍSICO-QUÍMICA
m1 = 0,03 × 98 = 2,94 g
3) Para que possa ser manipulado em capela, o ácido deverá ter seu volume determinado a partir 
da densidade:
m
d
V
=
2,94
1,84
V
=
2,94
V 1,6 mL
1,84
= =
Portanto, ao pipetar 1,6 mililitro de ácido sulfúrico ter-se-á o equivalente a 2,94 gramas desse 
reagente e, com isso, se poderá preparar a solução desejada.
2.2 Fração molar
Por meio do cálculo da fração molar (X), podemos obter a quantidade de determinado soluto, em 
mols, em uma determinada solução que contenha diversos solutos diferentes, ou seja, a contribuição em 
mols que um soluto tem numa solução. Vejamos a fórmula a seguir:
1
1
n
x
n
=
Onde:
• x1: fração em mols de um soluto (adimensional);
• n1: número de mols de um soluto (mol);
• n: número total de mols de todos os componentes da solução (mol).
O cálculo do número de mols do soluto, por sua vez, pode ser obtido pela equação:
1
1
1
m
n
MM
=
36
Unidade I
Onde:
n1 = número de mols de um dado soluto;
m1 = massa de um dado soluto; 
MM1 = massa molar de um dado soluto.
O número de mols total da solução pode ser representado pela somatória do número de mols do 
soluto e do solvente.
 Observação
Como o volume de uma solução pode variar se houver alteração na 
temperatura ou pressão, a concentração molar de determinado soluto 
também irá mudar, pois depende do volume da solução em que está 
contido. Porém, a fração molar desse soluto continuará sendo a mesma.
Exemplo de aplicação
Tem-se uma solução preparada a partir da adição de 25 gramas de glicose (MM = 180 g.mol-1) a 125 
gramas de água (MM = 18 g.mol-1). Qual a fração molar de glicose para essa solução?
Resolução
• Determinar o número de mols de glicose para essa solução:
1
1
1
m
n
MM
= = 25
0,139 mol
180
=
• Estabelecer o número de mols de água para essa solução:
2
2
2
m 125
n 6,944 mol
MM 18
= = =
• Definir o número de mols total da solução:
n = 0,139 + 6,944 = 7,083 mols
37
FÍSICO-QUÍMICA
• Calcular a fração molar de glicose:
1
1
n
x
n
= = 
0,139
0,0196
7,083
=
2.3 Molalidade
A molalidade (W) ou concentração molal é também uma unidade de concentração que, para 
ser expressa, utiliza o número de mols do soluto. Ela relaciona o número de mols de um soluto por 
quilogramas de um solvente – aliás, é uma exceção, pois grande parte das unidades de concentração 
utiliza a massa ou volume da solução:
1
2
n
W
m
=
Onde:
• n1 = número de mols do soluto (mol);
• m2 = massa do solvente (Kg);
• W = molalidade ou concentração molar (mol.Kg-1 ou molal).
É possível utilizar uma fórmula de cálculo de molalidade levando em conta, diretamente, a massa 
de soluto:
1
1 2
m
W 1000
MM m
= ×
×
Onde:
• m1 = massa de soluto (g);
• MM1= massa molar do soluto (g.mol-1);
• m2 = massa de solvente (g).
Essa grandeza é muito útil quando se trabalha com soluções cuja temperatura varia, visto que a 
temperatura pode fazer com que o volume mude – e o cálculo da molalidade não precisa do volume. 
Além disso, essa medida de concentração é proveitosa quando se estudam os aspectos relacionados às 
propriedades coligativas, que dependem dos números relativos de moléculas de soluto e de solvente.
38
Unidade I
 Observação
Experimentalmente se constata que, no caso de soluções aquosas 
diluídas que contêm quantidade igual ou inferior a 0,1 mol de soluto por 
1 litro de água, as concentrações expressas em molaridade (mol/L) e em 
molalidade (W) são aproximadamente iguais numericamente.
Exemplo de aplicação
Qual é a molalidade da glicose num soro contendo 4 gramas de glicose (C6H12O6) em 100 gramas 
(0,1 kg) de água?
Dado: massa molar da glicose = 180 g.mol-1.
Resolução
1
1 2
m
W 1000
MM m
= ×
×
4
W 1000
180 100
= ×
×
Resolvendo o cálculo, teremos que a concentração molal dessa solução é de 0,2 mol.kg-1.
2.4 Título
O título (τ) é também conhecido como relação em massa, isso porque essa unidade de concentração 
determina o quanto há de um determinado soluto por unidade de massa de uma solução. Pelo fato de 
se tratar de uma relação de massas, o título é considerado um número adimensional e, portanto, não 
apresenta unidade de medida.
Essa relação em título poderá ser convertida para um determinado volume de solução desde que 
se saiba qual o valor da densidade final resultante após o preparo. Podemos calcular o título pela 
seguinte fórmula:
1m
m
τ =
39
FÍSICO-QUÍMICA
Onde:
• m1 = massa de soluto (g)
• m = massa da solução (g) = m1 + m2
Exemplo de aplicação
Qual é o título de uma solução de glicose num soro contendo 5 gramas de glicose (C6H12O6) e 
0,9 gramas de cloreto de sódio (NaCl) em 100 gramas de água?
Dado: massa molar da glicose = 180 g.mol-1
Resolução
Como essa solução é formada por dois solutos diferentes (glicose e cloreto de sódio), serão calculados 
os valores do título de cada um desses solutos. Para tanto:
Título da glicose:
1m
m
τ =
5
105,9
τ =
• m1 = massa de soluto (g) = 5 g
• m = massa da solução (g) = 5 + 0,9 + 100 = 105,9 g
Pelo cálculo, é possível determinar que o título correspondente à glicose seja de 0,0472.
Título do cloreto de sódio:
1m
m
τ =
0,9
105,9
τ =
40
Unidade I
• m1 = massa de soluto (g) = 0,9 g
• m = massa da solução (g) = 5 + 0,9 + 100 = 105,9 g
Pelo cálculo, é possível determinar que o título correspondente à glicose seja de 0,0085.
2.5 Composição percentual
A fórmula percentual ou composição centesimal indica a massa de cada elemento que existe em 100 
partes (100 gramas, 100 quilos etc.) de massa de uma substância. Por meio da aplicação da chamada Lei 
de Proporções Constantes de Proust, é possível determinar a composição de diferentes substâncias que 
estejam presentes em uma determinada solução.
 Observação
De acordo com a Lei de Proust, toda substância pura contém uma 
proporção fixa de elementos, não importa a massa da amostra. Assim, 
podemos descobrir qual a composição centesimal de cada elemento por 
meio da análise de qualquer massa da substância pura.
A composição percentual pode ser determinada de diferentes maneiras, como p/p, v/v, PPM e PPB.
2.5.1 Peso/Peso
A unidade de concentração Peso/Peso (p/p%), comumente usada, expressa o quanto por cento 
existe em gramas de um soluto em um determinado peso em gramas de uma solução, por meio da 
seguinte relação:
1m
% 100
m
= ×
Onde:
• m1 = massa de soluto (g)
• m = massa da solução (g) = m1 + m2
Essa equação apresenta a relação de concentração definida como título (τ) multiplicado por 100 e, 
por isso, costuma ser chamada de porcentagem título ou título percentual.
41
FÍSICO-QUÍMICA
O título percentual (τ%) é também conhecido como porcentagem em massa, isso porque essa 
unidade de concentração determina o quanto há de um determinado soluto em 100 unidades de massa 
de uma solução. Essa relação poderá ser convertida para um determinado volume de solução desde 
que se saiba qual o valor da densidade final resultante após o preparo. Podemos calcular o título pela 
seguinte fórmula:
1m
% 100
m
τ = ×
Onde:
• m1 = massa de soluto (g)
• m = massa da solução (g) = m1 + m2
Exemplo de aplicação
Exemplo 1
Qual é o título de uma solução de glicose em um soro contendo 5 gramas de glicose (C6H12O6) e 0,9 
gramas de cloreto de sódio (NaCl) em 100 gramas de água?
Dado: massa molar da glicose = 180 g.mol-1
Resolução
Como essa solução é formada por dois solutos diferentes (glicose e cloreto de sódio), serão calculados 
os valores do título de cada um desses solutos. Para tanto:
Título da glicose:
1m
% 100
m
τ = ×
5
% 100
105,9
τ = ×
• m1 = massa de soluto (g) = 5 g
• m = massa da solução (g) = 5 + 0,9 + 100 = 105,9 g
Pelo cálculo, é possível determinar que o título correspondente à glicose seja de 4,72%.
42
Unidade I
Título do cloreto de sódio:
1m
% 100
m
τ = ×
0,9
% 100
105,9
τ = ×
• m1 = massa de soluto (g) = 0,9 g
• m = massa da solução (g) = 5 + 0,9 + 100 = 105,9 g
Pelo cálculo, é possível determinar que o título correspondente à glicose seja de 0,85%.
Exemplo 2
Indique qual a massa de bicarbonato de sódio (NaHCO3) necessário a ser pesado por um analista para 
preparar 500 gramas de uma solução 2,5%.
Resolução
1m
100
m
τ = ×
1m
2,5 100
500
= ×
1
2,5 500 1250
m 12,5 g
100 100
×
= = =
Também é possível trabalhar com esse tipo de composição percentual por meio de cálculos de razão 
e proporção, a chamada regra de três. Por exemplo, se quisermos preparar 270 gramas de uma solução 
de NaCl 8% (p/p), devemos começar pelo seguinte raciocínio:
Pela regra de três, vamos calcular quanto em massa corresponde 8% da solução (que será a 
participação do soluto – NaCl):
100% da solução → 270 gramas
8% da solução → x gramas ⇒ x = 21,6 gramas
Agora sabemos que a solução será composta de 21,6 gramas de NaCl (soluto) e precisamos saber o 
quanto deverá haver de água (solvente) para totalizar 270 gramas de solução. Para isso, simplesmente 
subtraímos o valor do soluto do valor total da solução:
270 g - 21,6 g = 248,4 gramas de água (solvente)
43
FÍSICO-QUÍMICA
Lembrando que sempre podemos pesar líquidos numa balança e obter a massa em gramas.
Para transformar em litros, podemos usar a equação da densidade (d):
m
d
V
=
Onde:
• m = massa de substância (g);
• V = volume da substância (mL).
Porém, como sabemos que a densidade da água é igual à 1 g.mL-1 (dH2O = 1 g.mL-1), podemos usar 
também 248,4 mililitros de água para produzir essa solução.
2.5.2 Peso/Volume
A concentração na unidade Peso/Volume (p/v%) é expressa pela relação entre a massa em gramas de 
um soluto com um determinado volume, em mililitros, de solução:
1p m
% 100
v V
= ×
Onde:
• m1 = massa de soluto (g);
• V = volume de solução (mL).
 Observação
Não se deve confundir o conceito de densidade com o de concentração 
em peso/volume. A densidade é um parâmetro físico que estabelece 
uma relação entre massa e volume de certa substância. Por sua vez, a 
concentração em peso/volume expressa a relação entre a massa de um 
certo soluto e o volume da solução (somatório de soluto e solvente).
Exemplo de aplicação
Indique qual a massa de bicarbonato de sódio (NaHCO3) necessário a ser pesado por um analista para 
preparar 200 mililitros de uma solução 10%p/v.
44
Unidade I
Resolução
1p m
% 100
v V
= ×
1m
10 100
200
= ×
1
10 200
m 20 g
100
×
= =
2.5.3 Volume/Volume
Na unidade Volume/Volume (v/v%), o soluto e a solução são expressos em mililitros e relacionados 
da seguinte forma:
1v V
% 100
v V
= ×
Onde:
• V1 = volume (em mL) do soluto;
• V = volume (em mL) da solução.
Soluções que contêm álcool etílico (etanol) normalmente são expressas em v/v% e, no momento 
de prepará-las, devemos lembrar que não é possível simplesmente separar a parte em água e álcool 
e misturar, pois,