O documento discute soluções químicas, incluindo classificação, concentração e cálculos envolvendo diluição e mistura de soluções. Aborda conceitos como solubilidade, coeficiente de solubilidade, curva de solubilidade, percentagens em massa e volume, concentração molar e como realizar cálculos químicos usando equações de reação e leis de conservação de massa.

1. Soluções e Cálculos Químicos
1. Soluções
Solução é toda mistura homogênea de duas ou mais substâncias.
Solução = Soluto + Solvente
Como nem sempre é fácil distinguir o soluto e o solvente de uma solução, considera-se como
solvente a substancia que está em maior quantidade. O solvente mais comum e o mais
importante é a água consistindo assim soluções aquosas.
1.1. Classificação das soluções
1.1.1. Quanto ao estado físico do solvente:
• Sólidas. Ex.: ligas metálicas
• Líquidas. Ex.: cloreto de sódio em água; álcool em água; gás carbônico em bebidas,
refrigerantes
• Gasosas. Ex.: ar atmosférico
1.1.2. Quanto a natureza das partículas dissolvidas:
• Iônicas ou Eletrolíticas:
São aquelas em que o soluto é um eletrólito (ácido, hidróxido ou sal).
As soluções iônicas conduzem a corrente elétrica por causa da presença dos íons resultantes da
dissociação ou ionização do soluto eletrólito.
Na+Cl – (em água) → Na+ + Cl- Dissociação
HCl (em água) → H+ + Cl- Ionização
NaCl → ligação iônica
HCl → ligação covalente polar
• Moleculares ou Não-eletrolíticas:
São aquelas em que o soluto é um não-eletrólito, não sofrendo ionização nem dissociação no
meio do solvente.
As soluções moleculares não conduzem corrente elétrica.
Ex.: Solução aquosa de açúcar é uma solução molecular, pois não há íons, mas sim moléculas de
açúcar (C12H22O11) dissolvidas na água.
1.1.3. Quanto à proporção soluto/solvente:
• Diluída
• Concentrada
• Saturada
• Supersaturada
Solução saturada é aquela que possui a quantidade máxima possível de soluto dissolvido numa
certa quantidade de solvente, a uma determinada temperatura, correspondendo ao “limite de
estabilidade”. A partir desse ponto de saturação, qualquer quantidade a mais de soluto que for
adicionado ao sistema não mais se dissolverá, precipitando-se no fundo do recipiente.
As soluções supersaturadas são elaboradas através de processos químicos laboratoriais por
meio dos quais se “força” a dissolução de uma quantidade de soluto maior do que a quantidade
limite de saturação numa determinada temperatura. Entretanto, as soluções supersaturadas são
sempre instáveis a ponto de uma simples agitação poder provocar a precipitação do excesso de
soluto, voltando a solução ao ponto de saturação.

2. 2. Solubilidade
2.1. Coeficiente de Solubilidade ou simplesmente Solubilidade:
É definido como a máxima quantidade de soluto que é possível dissolver em uma quantidade fixa
de solvente (em geral 100g), a uma determinada temperatura.
C.S = massa do soluto
massa do solvente
Ex.: O coeficiente de solubilidade do KCl é:
27,6 g de KCl/ 100g de H2O, a 0°C
37,0 g de KCl/ 100g de H2O, a 30°C
Assim, pode-se observar que o coeficiente de solubilidade de uma substância depende da
temperatura e corresponde à solução saturada desta substância, a uma determinada
temperatura.
2.2. Curva de Solubilidade:
É o gráfico que representa a variação da solubilidade de uma substância com a temperatura,
sendo, portanto, um gráfico C.S x Temperatura.
3. Concentração das Soluções
Há várias maneiras de se expressar a concentração de uma solução, as quais, de maneira geral,
relacionam a quantidade de soluto com a quantidade de solução.
3.1. Percentagem em massa (% m/m), ou Título percentual (T%)
Indica a massa do soluto contida em 100g de solução.
Uma solução a x% em massa contém x gramas de soluto em cada 100g de solução.
massa de soluto x 100
massa de solução
3.2. Percentagem em volume (% v/v)
Indica o volume do soluto (em cm3) contida em 100cm3 de solução.
Uma solução a x% em volume contém x cm3 de soluto em cada 100cm3 de solução.
volume do soluto x 100
volume do solução

3. 3.3. Percentagem em Massa/volume (% m/v) ou simplesmente percentagem (%)
Indica a massa em gramas de soluto contida em 100 cm3 de solução.
Uma solução a x% em m/v contém x gramas de soluto em cada 100 cm3 de solução.
massa do soluto x 100
volume do solução
3.4. Concentração Comum ou simplesmente Concentração (C)
Indica a massa em gramas de soluto contida 1 litro de solução.
C = m --------- massa do soluto em gramas
V --------- volume da solução em litros
3.5. Título em massa ou simplesmente Título (T)
Indica a massa em gramas de soluto pela massa total da solução.
T = m(soluto)
m(solução)
Obs.: T% = 100 x T
P.S.: Relação entre Concentração Comum e Título:
Sendo m1 a massa do soluto, m2 a massa do solvente, v o volume da solução, m1 + m2 = massa
da solução, então:
C = m1
V
T = m1
m1+m2
C = m1 + m2 ←densidade (d)
T V
C=d
T
C = d x T (g/cm3)
C = 1000 x d x T (g/L)
3.6. Concentração Molar (M), Molaridade ou Mol/Litro
Indica o número de mols do soluto em 1 litro de solução massa em gramas de soluto pela massa
total da solução.
M = n (1)
V
Mas, como n = m → M = m → M = m
M.M M.M V x M.M
V
Sabemos que n = m , sendo n o número de mols, m a
M.M
massa em gramas e M.M a Massa Molar em gramas
Daí vem que m = M.M x n.
C = m → C = M.M x n → C = M.M x M
V V

4. 4. Diluição de Soluções
• Adição de Solvente
• Aumento de Volume
• Diminuição da Concentração
Ci x Vi = Cf x Vf
i – inicial
f – final
C – Concentração (M ou C)
V- Volume
Ex.: Determine o volume de água, em ml, a ser adicionado a 100 ml de uma solução de H2SO4
0,2 M para diluí-la até 0,1 M.
Mi = 0,2 ; Vi = 100 ml ; Mf = 0,1 ; Vf = H
0,2 x 100 = 0,1 x H → H = 200 ml = Vf
Vf = Vi + Vágua → 200 = 100 + Vágua → Vágua = 100 ml
5. Mistura de Soluções com o mesmo soluto
C1 x V1 + C2 x V2 = Cf x Vf
C – Concentração (M ou C)
V – Volume
Ex.: Calcule a concentração, em mol/L, da mistura resultante entre 200 ml de H 2SO4 0,2 M com
800 ml de H2SO4 9,8 g/L.
M.A: H = 1; S = 32; O = 16
Massa Molecular: H2SO4 = 2 x 1 + 1 x 32 + 4 x 16 = 98
Massa Molecular (M.M) = 98g/mol
1 mol  98g
z  9,8g/L
z = 0,1 mol/L
C1 = 0,2; V1 = 200ml; C2 = 9,8g/L = 0,1 mol/L; V2 = 800ml; Vf = V1 + V2 = 200 + 800 = 1000ml
0,2 x 200 + 0,1 x 800 = Cf + 1000 → Cf = 0,12 mol/L
Exercícios
1 – (UFRN, 1998) Um aluno preparou 1 litro de solução de NaOH, da qual 250mL foram
colocados em um béquer. A solução inicial e a quantidade retirada diferem quanto às:
A) concentrações em g/L.
B) densidades.
C) massas do soluto.
D) percentagens em massa do soluto.
2 – (UFMG, 2001) Seis soluções aquosas de nitrato de sódio, NaNO 3, numeradas de I a VI, foram
preparadas, em diferentes temperaturas, dissolvendo-se diferentes massas de NaNO3 em 100 g
de água. Em alguns casos, o NaNO3 não se dissolveu completamente.
Este gráfico representa a curva de solubilidade de NaNO3, em função da temperatura, e seis
pontos, que correspondem aos sistemas preparados:

5. A partir da análise desse gráfico, é CORRETO afirmar que os dois sistemas em que há
precipitado são:
A) I e II.
B) I e III.
C) IV e V
D) V e VI.
3 – (UFRN, 2002) A dissolução de uma quantidade fixa de um composto inorgânico depende de
fatores tais como temperatura e tipo de solvente. Analisando a tabela de solubilidade do sulfato
de potássio (K2SO4) em 100g de água (H2O) abaixo, indique a massa de K2SO4 que precipitará
quando a solução for devidamente resfriada de 80°C até atingir a temperatura de 20°C.
Temperatura (°C) K2SO4 (g)
0 7,1
20 10,0
40 13,0
60 15,5
80 18,0
100 19,3
A) 28 g C) 10 g
B) 18 g D) 8 g
4 – (UFRN, 1997) Uma solução a 5% em massa de hipoclorito de sódio (NaOCl) em água é
chamada comercialmente de água sanitária. Considerando-se a densidade da solução igual a
1,0g/mL, a massa (em gramas) de NaOCl necessária para preparar 1L de água sanitária é:
a) 0,5 c) 95,0 e) 50,0
b) 5,0 d) 55,0
5 – (Fuvest, 2001) Considere duas latas do mesmo refrigerante, uma na versão “diet” e outra na
versão comum.Ambas contêm o mesmo volume de líquido (300 mL) e têm a mesma massa
quando vazias. A composição do refrigerante é a mesma em ambas, exceto por uma diferença: a
versão comum contém certa quantidade de açúcar, enquanto a versão “diet” não contêm açúcar
(apenas massa desprezível de um adoçante artificial).
Pesando-se duas latas fechadas do refrigerante, foram obtidos os seguintes resultados:
Amostras Massa(g)
lata com refrigerante comum 331,2
lata com refrigerante “diet” 316,2
Por esses dados, pode-se concluir que a concentração, em g/L, de açúcar no refrigerante comum
é de, aproximadamente:
a) 0,020 c) 1,1 e) 50
b) 0,050 d) 20

6. 6 – (PUC-RS, 2002/1) O ácido sulfúrico concentrado é um líquido incolor, oleoso, muito corrosivo,
oxidante e desidratante. No almoxarifado de um laboratório há disponível o ácido sulfúrico
concentrado de densidade 1,8g/cm3, contendo 90% de H2SO4 em massa.
A massa de ácido sulfúrico presente em 100 mL deste ácido concentrado é:
A) 1,62 C) 162 E) 1620
B) 32,4 D) 324
7 – (Fuvest, 2002) Quando o composto LiOH é dissolvido em água, forma-se uma solução
aquosa que contém os íons Li+(aq) + e OH-(aq). Em um experimento, certo volume de solução
aquosa de LiOH, à temperatura ambiente, foi adicionado a um béquer de massa 30,0 g,
resultando na massa total de 50,0 g. Evaporando a solução até a secura, a massa final (béquer +
resíduo) resultou igual a 31,0 g. Nessa temperatura, a solubilidade do LiOH em água é cerca de
11 g por 100 g de solução. Assim sendo, pode-se afirmar que, na solução da experiência descrita,
a porcentagem, em massa, de LiOH era de:
a) 5,0%, sendo a solução insaturada. d) 11%, sendo a solução saturada.
b) 5,0%, sendo a solução saturada. e) 20%, sendo a solução supersaturada.
c) 11%, sendo a solução insaturada.
8 - Efetuando-se a reação entre 18 g de alumínio e 462 g de gás cloro, segundo a equação:
Al(s) + Cl2(g) → AlCl3(s)
obtém-se uma quantidade máxima de cloreto de alumínio igual a:
(massas atômicas: Al = 27, Cl = 35,5)
a) 36 g. c) 89,0 g. e) 240 g.
b) 44,5 g. d) 462 g.
9 – (PUC-MG) O medicamento "Leite de Magnésia" é uma suspensão de hidróxido de magnésio.
Esse medicamento é utilizado para combater a acidez estomacal provocada pelo ácido clorídrico,
encontrado no estômago. Sabe-se que, quando utilizamos 12,2 g desse medicamento, neutraliza-
se certa quantidade do ácido clorídrico, produzindo 16,0 gramas de cloreto de magnésio. O grau
de pureza desse medicamento, em termos do hidróxido de magnésio, é igual a:
(massas molares: Mg(OH)2 = 58 g/mol, HCl = = 36,5 g/mol e MgCl2 = 95 g/mol)
a) 90%. c) 60%. e) 30%.
b) 80%. d) 40%.
10 - (Cesgranrio-RJ) O gás hidrogênio pode ser obtido em laboratório a partir da reação de
alumínio com ácido sulfúrico, cuja equação química não ajustada é dada a seguir:
Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2
Um analista utilizou uma quantidade suficiente de H2SO4 para reagir com 5,4 g do metal e obteve
5,71 litros do gás nas CNTP. Nesse processo, o analista obteve um rendimento aproximado de:
(Dado: Al = 27)
a) 75%. c) 85%. e) 95%.
b) 80%. d) 90%.
Gabarito
1. C 3. D 5. E 7. A 9. B
2. B 4. E 6. C 8. C 10. C