O documento discute tipos de soluções, seus componentes e classificação. Soluções podem ser líquidas, sólidas ou gasosas e são compostas por um soluto dissolvido em um solvente. Soluções são classificadas como iônicas ou moleculares dependendo da natureza do soluto.

2. Solução é qualquer mistura homogênea.
A água que bebemos, os refrigerantes, os
combustíveis (álcool hidratado, gasolina),
diversos produtos de limpeza
(como sabonetes líquidos) são exemplos de
soluções

3. Tipos de soluções:
solução líquida (ex.: refrigerantes)
solução
sólida (ex.: bronze = cobre + estanho)
solução gasosa (ex.: ar atmosférico).

4. Componentes de uma solução
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
Os componentes de uma solução são
chamados soluto e solvente:
Soluto é a substância dissolvida no solvente. Em geral,
está em menor quantidade na solução.
Solvente é a substância que dissolve o soluto.

5. Classificação das Soluções
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 → l ligação covalente
polar

6. Para um átomo ser eletricamente neutro ele precisa ter
a mesma quantidade de prótons e elétrons, mas como
nem sempre isso ocorre, surge então os compostos
denominados de íons. Íons são átomos que perderam
ou ganharam elétrons em razão de reações, eles se
classificam em ânions e cátions:
Íons são átomos que perderam ou ganharam elétrons
em razão de reações, eles se classificam em ânions e
cátions:
IONIZAÇÃO

7. Dissociação, em química e bioquímica, é o processo em
que compostos iônicos têm seus íons separados. Estes íons
podem voltar a recombinar-se para dar origem ao composto
original. Esse processo ocorre apenas com compostos que
apresentem ligações iônicas. Este conceito é freqüentemente
confundido com ionização.
A dissociação ocorre principalmente com bases e sais, como se vê
nos exemplos a seguir:
Ca (OH)2(aq)
→ Ca2+
aq)
+ 2 OH-
(aq)
NaCl(aq)
→ Na+
(aq)
+ Cl-
aq)
KBr(s)
+ (eletrólise ígnea) → K+
(l)
+ Br-
(l)
DISSOCIAÇÃO

8. ÍON
Um íon ou ião é uma espécie química eletricamente
carregada, geralmente um átomo ou molécula que
perdeu ou ganhou elétrons. Íons, Iões carregados
negativamente são conhecidos como ânions, aniões ou
até mesmo como íon negativo, (que são atraídos
para ânodos), enquanto íons com carga positiva são
denominados cátions, catiões, ou íon positivo
(que são atraídos por cátodos).

9. CÁTION
É um átomo que perde elétrons e adquire carga positiva.
Exemplos: Al+3
, Na+
, Mg+2
, Pb+4
.
IONIZAÇÃO

10. ÂNION
É o átomo que recebe elétrons e fica carregado
negativamente. Exemplos: N-3
, Cl-
, F-1
, O-2
.
IONIZAÇÃO

11. ÍNDICE
Indica o números de átomos presentes em uma
molécula, e o número de de moléculas presentes em
uma substância.

12. NOX
Para os compostos iônicos, o Número de Oxidação
(Nox) representa a própria carga que o íon adquire ao
realizar a ligação iônica.
Por exemplo, o cloreto de sódio é um composto iônico, formado
quando o sódio perde um elétron para o cloro; assim, o sódio se
torna um cátion com carga elétrica de +1, e o cloro um ânion
com carga -1.
Esses valores constituem seus respectivos Nox.

13. LIGAÇÃO IÔNICA
Quando ocorrem ligações entre íons positivos (cátions) e
negativos (ânions) denominamos de Ligações Iônicas.
Essa ligação é a única em que a transferência de elétrons
é definitiva. Uma ligação iônica envolve forças
eletrostáticas que atraem íons de cargas opostas. Íons são
átomos em desequilíbrio elétrico e apresentam carga
positiva ou negativa.

14. LIGAÇÃO COVALENTE POLAR
Se a ligação covalente for entre átomos com
eletronegatividades diferentes, a ligação será polar. Esta
diferença induz o acúmulo de carga negativa ao redor
do elemento mais eletronegativo, gerando assim, pólos
na molécula.

15. A escala de eletronegatividade de Pauling facilita nosso
estudo:
A eletronegatividade é crescente no sentido da seta. Temos
um memorando que pode auxiliar na memorização desta
escala:
“Fui Ontem No Clube, Briguei I Saí Correndo Para
o Hospital”.
As letras em destaque representam os elementos em
escala decrescente de eletronegatividade.
Quanto maior a diferença de eletronegatividade, maior será
a polaridade da ligação.

16. é composta por hidrogênio (H) e
oxigênio (O). Repare que de
acordo com a escala, o “O” se
encontra em uma extremidade e o
“H” na outra, ou seja, estão bem
distantes. Sendo assim, a
molécula de H2
O é considerada
polar, pois os elementos que a
formam possuem
eletronegatividades distintas.
Se fôssemos fazer uma
comparação: qual ligação, a
covalente ou iônica, possui maior
polaridade?
A ligação iônica apresenta
polarização máxima, ou seja,
nenhum outro composto é mais

17. LIGAÇÃO COVALENTE
APOLAR
Nesse caso os pólos estão associados à eletronegatividade.
Se a ligação covalente for entre átomos de mesma eletronegatividade, a
ligação será apolar, porque não ocorre formação de pólos.
Exemplo: Br ─ Br
Como se trata da ligação entre elementos iguais (Bromo) e com mesma
eletronegatividade, o composto se classifica como apolar.

18. Então, qual é a diferença de dissociação e ionização?
Dissociação ocorre quando uma substância, que faz
ligação do tipo iônica, é dissolvida em um solvente. Este
tipo de ligação é muito frágil e na presença de um meio
solvente (como água, por exemplo) a substância de
separa em "íons".
A Ionização é outra história.
Sempre que arrancamos um elétron em um átomo,
chamamos ionização.
Se o átomo for neutro, ele se tornará um íon positivo.
Se o átomo já for um íon positivo, ele ficará mais positivo.
Quando arranca-se um elétron de um átomo, este elétron
acaba entrando em outro átomo, fazendo mais um íon
(mais negativo).
Então, podemos ionizar qualquer tipo de substância, sem
mexer na sua molécula... não tem nada a ver com
quebrar moléculas,

19. Na água, os compostos iônicos sofrem dissociação, e
os moleculares sofrem ionização

20. DENSIDADE
A densidade é uma
grandeza que expressa a
razão entre a massa de
um material e o volume
por ele ocupado.
d = m
v
A densidade, ou massa
específica, é a relação
entre a massa (m), e o
volume de um
determinado material, seja
ele sólido, liquido ou
gasoso
A diferença de densidade é a propriedade que
mantém os líquidos da figura separados

21. Exemplos:
1°Uma solução aquosa foi preparada dissolvendo-se certa
massa de hidróxido de sódio (NaOH) em 600 mL de água,
originando um volume de 620 mL.
Qual será a massa do soluto presente nessa solução?
(Dados: densidade da solução = 1,19 g/mL; densidade da
água = 1,0 g/mL)
Dados:
•m1
(massa do soluto NaOH) = ?
•m2
(massa do solvente ─ água) = ?
•v (volume da solução) = 620 mL
•v2
(volume do solvente – água) = 600 mL
•d (densidade da solução) = 1,19 g/mL
•d2
(densidade da água) = 1,0 g/mL
A fórmula da densidade pode ser escrita da seguinte forma:
d = m + m

22. Resposta:Para substituir os valores nessa fórmula e resolver
a questão é preciso descobrir primeiro o valor de m2
:
d2
= m2
→m2
= d2
. v2
→m2
=
v2
(1,0 g/mL) . (600 mL) →m2
= 600 g
Agora sim temos todos os dados para substituir na fórmula
da densidade da solução e descobrir o valor da massa do
soluto:
d = m1
+ m2
v
1,19 g/mL = m1
+ 600g
620 mL
(1, 19 g/mL) . (620 mL) = m1
+ 600g
737, 8 g = m1
+ 600 g

23. 2°(FMU-SP) Um vidro contém 200 cm3
de mercúrio de densidade
13,6 g/cm3
. A massa de mercúrio contido no vidro é:
Pela densidade sabemos que há 13,6 g de mercúrio em 1 cm3
.
Assim, podemos resolver esse problema com uma regra de três
simples:
13,6 g de mercúrio ------------------ 1 cm3
x ----------------------------- 200 cm3
X = 200 . 13,6 →
x = 2720 g ou 2,720 kg
1

24. 3°Uma solução foi preparada misturando-se 30 gramas
de um sal em 300 g de água. Considerando-se que o
volume da solução é igual a 300 mL, a densidade dessa
solução em g/mL será de:
Dados:
m1
(massa do soluto) = 30 g
m2
(massa do solvente) = 300 g
m (massa da solução) = (30 + 300)g = 330 g
v (volume da solução) = 300 mL
Substituindo os valores na fórmula da densidade:
d = m
v
d = 330 g
300 mL
d = 1,1 g/mL

25. 4°(Unicamp-SP) Três frascos de vidro transparentes,
fechados, de formas e dimensões iguais, contêm cada um a
mesma massa de líquidos diferentes. Um contém água, o
outro, clorofórmio e o terceiro, etanol. Os três líquidos são
incolores e não preenchem totalmente os frascos, os quais
não têm nenhuma identificação. Sem abrir os frascos,
como você faria para identificar as substâncias?
A densidade (d) de cada um dos líquidos, à temperatura
ambiente, é:
d(água)
= 1,0 g/cm3
d(clorofórmio)
= 1,4 g/cm3
d(etanol)
= 0,8 g/cm3

26. Resposta:
A partir da expressão que permite calcular densidades (d =
m/v), temos m = d . v.
mágua
= dágua
. Vágua
mclorofórmio
= dclorofórmio
. Vclorofórmio
metanol
= detanol
. Vetanol
No enunciado foi dito que a massa é a mesma. Portanto, o
líquido de maior densidade deverá apresentar o menor volume.
Como o clorofórmio é o que possui a densidade maior (1,4
g/cm3
) então ele seria o que teria o menor volume.
Já o volume do etanol seria o maior, e o da água seria
intermediário.

27. 5°(Fuvest-SP) Em uma indústria, um operário misturou,
inadvertidamente, polietileno (PE), policloreto de vinila (PVC)
e poliestireno (PS), limpos e moídos.
Para recuperar cada um destes polímeros, utilizou o seguinte
método de separação: jogou a mistura em um tanque
contendo água (densidade = 1,00 g/cm3
), separando, então,
a fração que flutuou (fração A) daquela que foi ao fundo
(fração B).
Depois, recolheu a fração B, secou-a e jogou-a em outro
tanque contendo solução salina (densidade = 1,10g/cm3
),
separando o material que flutuou (fração C) daquele que
afundou (fração D).
Dados: densidade na temperatura de trabalho em g/cm3
:
polietileno = 0,91 a 0,98;
poliestireno = 1,04 a 1,06;
policloreto de vinila = 1,5 a 1,42)

28. Resposta
A fração A, que flutuou na água (d = 1,00 g/cm3
), foi o
polietileno (densidade entre 0,91 e 0,98).
A fração C, que flutuou na solução salina (d = 1,10 g/cm3
),
foi o poliestireno (densidade entre 1,04 e 1,06).
A fração D, portanto, é o policloreto de vinila, cuja
densidade é maior que a da solução salina, ou seja, entre
1,5 g/cm3
e 1,42 g/cm3
.

29. Classificação das Soluções
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 (C12
H22
O11
) dissolvidas na água.

30. Classificação das soluções
Quanto à proporção soluto/solvente:
*Diluída
*Concentrada
*Saturada
*Supersaturada

31. DILUIÇÃO DAS SOLUÇÕES
A diluição de soluções ocorre quando acrescentamos
solvente (geralmente a água) a alguma solução, com
isso o volume da solução aumenta e sua concentração
diminui, porém a massa do soluto permanece inalterada.
Isso é feito, por exemplo, quando diluímos um produto
de limpeza antes de usá-lo.
A partir de uma solução de concentração conhecida, um
químico consegue obter outras soluções de
concentrações diferentes, através de sua diluição.

32. Solução Diluída (ou não saturada).
É quando a quantidade de soluto usado não
atinge o limite de solubilidade, ou seja, a
quantidade adicionada é inferior ao coeficiente de
solubilidade.
Solução Concentrada
É quando o solvente (ou dispersante) já dissolveu
toda a quantidade possível de soluto (ou
disperso), e toda a quantidade agora adicionada
não será dissolvida e ficará no fundo do
recipiente.

33. Soluções Saturadas: contêm
uma quantidade de soluto
dissolvido igual à sua solubilidade
naquela temperatura, isto é,
excesso de soluto, em relação ao
valor do coeficiente de
solubilidade (Cs), não se dissolve,
e constituirá o corpo de fundo.
Soluções Insaturadas: contêm
uma quantidade de soluto
dissolvido menor que a sua
solubilidade naquela temperatura.
Soluções Supersaturadas: (inst
áveis) contêm uma quantidade de
soluto dissolvido maior que a sua
solubilidade naquela temperatura.

34. Solubilidade
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 H2
O, a 0°C
37,0 g de KCl/ 100g de H2
O, 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.

35. 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

36. 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.
Cientificamente, é mais usual esta concentração, que relaciona a quantidade
de soluto (mol) com o volume da solução, geralmente em litros. Sua unidade é
mol/L:
Cn
= n1
/V
Existe uma fórmula que relaciona concentração comum com concentração em
quantidade de matéria.
Cn
= n1
/V e n1
= m1
/M1
Logo:
Cn
= m1
/M1
.
Como C = m1
/V, temos:
Cn
= C/M1
ou C = Cn
. M1
Podemos usar essa fórmula para transformar concentração em quantidade de

37. Exemplos:
1°Um técnico de laboratório preparou uma solução aquosa de
ácido sulfúrico (H2
SO4
) misturando 33 g desse ácido em 200
mL de água, com extremo cuidado, lentamente, sob agitação
e em uma capela com exaustor. Ao final, a solução ficou com
um volume de 220 mL.
A concentração em g/L dessa solução é:
Nesse caso, temos que passar o valor do volume da solução de mL para
L:
1 L ---------- 1000 mL
X ------------220 mL
X = 220/1000
X = 0,22 L
Agora podemos fazer uma regra de três básica:
33 g de H2
SO4
------------ 0,22 L de solução
y ---------------------------- 1 L de solução
y = 1 L . 33 g
0,22 L

38. 2º(Unicamp-SP) Evapora-se totalmente o solvente de 250 mL
de uma solução aquosa de MgCl2
de concentração 8,0 g/L.
Quantos gramas de soluto são obtidos?
C = m1
V
8,0 g/L = __m1__
0,25 L
m1
= 8,0 g/L . 0,25 L
m1
=2,0 g

39. 3°Calcule a concentração em g/L de MgSO₄.
MgSO₄ 0,060 Kg
dissolução em 960 mL de solução
C = m₁ (g) 0,060 Kg 60g = 62,5
g/L
V (L) 960 mL 0,96

40. 4°“Uma solução que apresenta concentração 80 g/L apresenta ...
gramas de soluto, por litro da solução.
Portanto, em 10 litros dessa solução devem existir ... gramas de
soluto.”
Nesse caso, temos que passar o valor do volume da solução de mL para L:
1 L ---------- 1000 mL
X ------------220 mL
X = 220/1000
X = 0,22 L
Agora podemos fazer uma regra de três básica:
33 g de H2
SO4
------------ 0,22 L de solução
y ---------------------------- 1 L de solução
y = 1 L . 33 g
0,22 L
y = 150 g/L

41. 5°Uma solução foi preparada dissolvendo-se 4,0 g de cloreto
de sódio (NaCl) em 2,0 litros de água. Considerando que o
volume da solução permaneceu 2,0 L, qual é a concentração
da solução final?
C = m1
→C = 4,0 g →C = 2,0 g/L
V 2,0 L

42. 6°Qual é o volume de solução aquosa de sulfato de sódio,
Na2
SO4
, a 60 g/L, que deve ser diluído por adição de água
para se obter um volume de 750 mL de solução a 40 g/L?
Dados:
Cinicial
= 60 g/L
Vfinal
= 750 mL = 0,75 L
Cfinal
= 40 g/L
Cinicial
. Vinicial
= Cfinal
. Vfinal
60 g/L . Vinicial
= 40 g/L . 0,75 L
Vinicial
= 30 g
60 g/L
Vinicial
= 0,5 L ou 500 mL
Assim, para se obter a solução desejada na concentração de 40 g/L
de Na2
SO4
, é necessário pegar um volume igual a 0,5 L ou 500 mL de
solução de concentração 60 g/L de Na2
SO4
e acrescentar 250 mL de

43. 7°(Mack-SP) 200 mL de solução 24,0 g/L de hidróxido de
sódio são misturados a 1,3 L de solução 2,08 g/L de mesmo
soluto. A solução obtida é então diluída até um volume final
de 2,5 L. A concentração em g/L da solução, após a diluição,
é aproximadamente igual a:
Cálculo da massa de NaOH nas soluções:
24 g de NaOH -------- 1000 mL de solução
x ------------------------ 200 mL de solução
x = 200 . 24
1000
x = 4,8 g de NaOH
2,08 g de NaOH -------- 1000 mL de solução
x ------------------------ 1300 mL de solução
x = 1300 . 2,08
1000
x = 2,704 g de NaOH
Na diluição, a massa de NaOH não muda.
Cálculo da concentração em
g/L:
(4,8 + 2,704) mol de
NaOH --------- 2500 mL de
solução
y ----------------1000 L de solução
y = 1000 . 7,504
2500
y = 3,0 g/L de NaOH

44. Porcentagem em massa (% m/m), ou Título percentual
(T%)
Em muitos medicamentos e em produtos alimentares líquidos e
sólidos, como o vinagre e bolachas, por exemplo, apresenta-se
o teor em porcentagem de massa do soluto (m1
) em
relação à massa da solução inteira (m = m1
+ m2
).
A essa grandeza dá-se o nome de Título (? ) ou porcentagem
em massa de uma solução.
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

45. 1°Qual a massa de água existente em 600 g de uma
solução aquosa de brometo de potássio (KBrO3(aq)
) com τ =
0,25?
Se τ = 0,25, então significa que temos 25 g de soluto em
100 g de solução.
25 g de KBrO3(aq)
-------- 100 g de solução
x ---------------------------600 g de solução
x = 600 . 25
100
x = 150 g de soluto (KBrO3(aq)
)
mágua
= msolução
– msoluto
mágua
= (600 – 150)g
mágua
= 450 g

46. Se τ = 0,25, então significa que temos 25 g de soluto em 100 g
de solução.
25 g de KBrO3(aq)
-------- 100 g de solução
x ---------------------------600 g de solução
x = 600 . 25
100
x = 150 g de soluto (KBrO3(aq)
)
mágua
= msolução
– msoluto
mágua
= (600 – 150)g
mágua
= 450 g
2°Qual a massa de água existente em 600 g de uma
solução aquosa de brometo de potássio (KBrO3(aq)
) com τ
= 0,25?

47. τ = m1
m
τ =___m1______
(m1
+ m2
)
τ = __368 g_____
(368 + 1600)g
= 0,187τ
Porcentagem em massa do soluto:
τ%
= τ. 100%
τ%
= 0,187. 100%
τ%
= 18,7%
Porcentagem em massa do solvente:
100% - 18,7% = 81,3%
3°Calcule o título e a porcentagem em massa de uma solução
feita a partir da dissolução de 368 g de glicerina, C3
H8
O3
, em
1600 g de água.

48. 4°Calcule a massa de H₂O que ao dissolver 40g de HCl⁻,
origina uma solução de titulo 0,4.
H₂O m₁ = 40g T = m₁
T = 0,4 m₁ + m₂
m₂ = ?
T . 0,4 = 40g
m₁ + m₂ 40g + m₂
T = 0,4 x 40 = 16
0,4 m₂ = 40 – 16
m₂ = 24 = 60g
0,4

49. 5°Calcule o titulo e a porcentagem em massa da solução:
Benzeno ― 50 mL (d = 0,8 g/mL)
Tetracloreto de Carbono
Benzeno
V₁ = 50 mL d₁ = m₁ 0,8= m₁ m₁ = 40g
d₁ = 0,8 g/mL V 50
Tetracloreto de Carbono
V₂ = 128 mL d₂ = m₂ 1,25= m₂ m₂ =160g
d₂ = 1,25 g/mL V 128
m = m₁ = m₂
m = 40g + 60g
m = 200g
Titulo
T = m₁ T= 40g T = 0,2 Porcentagem % t% = m₁ x 100 = 0,2 x 100 =
m₂ 200g m
m =
20%

50. Porcentagem 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

51. 1°(Puccamp-SP) Tem-se um frasco de soro glicosado a 5%
(solução aquosa de 5% em massa de glicose). Para preparar 1
kg desse soro, quantos gramas de glicose devem ser
dissolvidos em água?
Se τ = 5%, então significa que temos 5
g de soluto (glicose) em 100 g de
solução. Lembrando que 1 kg = 1000
g, temos:
5 g de glicose -------- 100 g de
solução
x -------------------------1000 g de
solução
x = 5 . 1000
100
x = 50 g de glicose
Exemplos:

52. 2°(Unicamp-SP) Ainda sonolentos, saem em direção ao
local da ocorrência e resolvem parar num posto de
combustível. – Complete! – diz Rango ao frentista. Assim
que o rapaz começa a colocar álcool no tanque,
Estrondosa grita: – Pare! Este carro é a gasolina! – Ainda
bem que você percebeu o engano – disse Rango. –
Amigo! Complete o tanque com gasolina. O nosso herói
procedeu assim porque calculou que, com o volume de
álcool anidro colocado no tanque, adicionando a gasolina
contendo 20% (volume/volume) de etanol, obteria um
combustível com 24% de etanol (volume/volume), igual
àquele vendido nos postos até pouco tempo atrás.
a) Sabendo-se que o volume total do tanque é 50 litros,
qual é a quantidade total de álcool, em litros, no tanque
agora cheio?
b) Que volume de etanol anidro o frentista colocou por
engano no tanque do carro?

53. 1. 50 L ------- 100%
x ------- 24%
x = 12 L de álcool
2. No cálculo do volume de etanol anidro colocado por engano no tanque do
carro, temos:
Álcool puro: V = ?
+Gasolina: 20% de álcool → V’álcool
= 0,20 . Vgasolina
=Gasolina: 24% de álcool → V’gasolina
= 50 L
Sendo p a porcentagem em volume de álcool, teremos:
Mistura final: p = volume de álcool
volume total
I. 0,24 = V + V’ ou 0,24 = V + 0,2 . Vgasolina
50 50
II. V + Vgasolina
= 50L
Combinando-se as equações I e II, temos:
0,24 . 50 = V + 0,2 (50-V)
12 = V + 10 – 0,2 V
0,8 V = 12-10
V = 12 – 10
0,8
V = 2,5 L

54. 3°(UFMG) O rótulo de um produto usado como
desinfetante apresenta, entre outras, a seguinte
informação: Cada 100mL de desinfetante contém 10mL
de solução de formaldeído 37% V/V (volume de
formaldeído por volume de solução).
A concentração de formaldeído no desinfetante, em
porcentagem volume por volume, é:
100 mL -------- 100%
3,7 mL --------- X
X = 3,7 mL ou 3,7%

55. 4°O etanol possui concentração em volume por volume de
93,3%. Calcule o volume em mililitros de água existente em
10 L desse álcool.
93,3% é de etanol, portanto, 6,7% é de água.
Assim, podemos fazer a seguinte regra de três:
10 000 mL ------ 100%
x ------ 6,7%
x = 670 mL ou 0,67 L

56. 5°O vinagre é uma solução aquosa de ácido acético (CH3­
COOH). Qual é o título em volume e a porcentagem em volume
de 55 mL de ácido acético presente em 1 litro de vinagre?
τv
= V1
V
τv
= 55 mL
1000mL
τv
= 0,055
Basta multiplicar por 100% para expressar o título em
porcentagem em volume:
0,055 . 100% = 5,5%

57. EQUIVALENTE-GRAMA
Equivalente (Eq ou eq) é uma medida de
quantidade de matéria, sendo definida como a massa,
em gramas, de uma substância que pode reagir com
6,022 x 1023
elétrons.
6,022 x 1023
é o número de Avogadro, que é o número
de partículas de um mol. Assim, o equivalente é a
massa, em gramas, de uma dada substância que pode
reagir com um mol de elétrons.
Equivalente é uma unidade utilizada em química e nas
ciências biológicas.
Traduz a tendência de uma substância a combinar-se
com outras substâncias.
É geralmente usada para determinar a normalidade.

58. Os equivalentes são expressos em número
de equivalentegrama (nEqg). Para cada tipo de substância,
existe uma forma de se calculá-lo:
•ÁCIDOS→ Número de Hidrogénios Ionizáveis (H+ ligado a O)
Ex.:H2(SO4) = 2 Hidrogénios Ionizáveis- 2 Eqg
•BASES→ Número de grupos "hidroxi" (OH-)
Ex.:Al(OH)3 = 3 Eqg
•SAIS→ Módulo da carga do catião ou do anião
Ex.:NaCl = Na 1+ Cl 1- = 1 Eqg

59. NORMALIDADE
“É a relação entre o número de equivalentes-gramas
do soluto e o volume da solução em litros.”
N = e₁
V
e₁= n₁
Eq.g (Valência)

60. Exemplos:
1°Calcule o equivalente-grama presente em:
a) 2,80g de hidróxido de potássio.
b) 10,6g de carbonato de sódio
c) 0,98g de dicromato de potássio usado em reaçoes
de oxirreduçao
Resolução:
a) 2,80g de Hidróxido de potássio:
NaOH
E = massa molar/nº de OH-
E= 40/1 = 40
ne = 2,80/40
ne = 0,07

61. b)10,6g de Carbonato de Sódio
Na2CO3
E = massa molar/valência total do sal
(valência total do cátion Na - 2 átomos de Na com carga 1+, dando total de 2+)
E = 106/2
E = 53
ne = 10,6/53
ne = 0,2
c) 0,98g de dicromato de potássio
K2Cr2O7
E = massa molar/valência total do sal
(valência total do cátion K - 2 átomos de K com carga 1+, dando total de 2+)
E = 294/2
E = 147
ne = 0,98/147
ne = 0,007
Resposta:
Hidróxido de Potássio: ne = 0,07
Carbonato de Sódio: ne = 0,2
Dicromato de Potássio: ne = 0,007

62. 2°Qual a normalidade (concentração normal) de uma
solução que contém 21,56 g de H2
SO4
dissolvido em 200
cm3
solução?
Dados: H = 1; S = 32; O = 16
mol1
= 98 g => E = 98 g / 2 = 49 g =>
m1
= 21,56 g => V = 200 cm3
= 0,2 l
N = m1
/ E . V => N = 21,56 g / 49 g . 0,2 l
N = 2,2 normal (2,2 N)

63. 3°Calcule a normalidade de uma solução que
apresenta 3,81g de I2 em 180 mL de etanol.
N = m₁ = 3,81 180 : 1000 = 0,12
MM.V 127 x 0,12
N = 0,25
N = m₁ = MM 127 x 2 = 254
Eq.g.V valência 2
N = 127

64. Partes por Milhão
Concentração em ppm
Partes por milhão (ppm) indica a quantidade, em
gramas, de soluto presente em 1000000 gramas da
solução.
É uma grandeza que serve para relacionar a massa do
soluto com a de soluções que estão muito diluídas.
Nesses casos, a massa do solvente é praticamente
igual à da solução.

65. Exemplos:
1°(PUCC-SP) No rótulo de uma garrafa de “água mineral”
lê-se, entre outras coisas:
Conteúdo 1,5 L
Bicarbonato de cálcio: 20 ppm
Com base nesses dados, determine a massa do
bicarbonato de cálcio no conteúdo da garrafa.
(Dado: ppm = mg de soluto/litro de solução aquosa)
Visto que 1 ppm = 1 mg de soluto/litro de solução aquosa,
temos que 20 ppm = 20 mg/L. Assim:
1 L ------- 20 mg
1,5 L -------- x
x = 1,5 . 20
x = 30 mg = 0,03 g

66. 2°(Unifesp) A contaminação de águas e solos por metais
pesados tem recebido grande atenção dos ambientalistas,
devido à toxicidade desses metais ao meio aquático, às
plantas, aos animais e à vida humana. Dentre os metais
pesados há o chumbo, que é um elemento relativamente
abundante na crosta terrestre, tendo uma concentração ao
redor de 20 ppm (partes por milhão).
Uma amostra de 100 g da crosta terrestre contém um valor
médio, em mg de chumbo, igual a:
20 ppm quer dizer que há 20 g de chumbo em 106
g de
crosta terrestre.
20 g ----------- 106
g de crosta terrestre
x -------------- 100 g de crosta terrestre.
x = 20.102
106
x = 20 . 10-4
g de chumbo
20.10-4
g = 20.10-1
mg = 2 mg

67. 3°A carência de iodo na alimentação e na água produz
bócio. A legislação exige que cada quilograma de sal
comercializado contenha 0,01 ppm de iodeto, I-
, geralmente
na forma de NaI. Indique a concentração de iodeto de
sódio, em g de NaI/tonelada de sal, que deve ser utilizada
para que a quantidade de iodo no sal esteja de acordo com
a legislação.
Dadas as massas molares em g/mol: NaI = 150; Na = 23; i
= 127.
Se considerarmos a massa em gramas, temos:
0,01 ppm de I-
= ___0,01 g de I-
___
1 000 000 g de sal 1000 g = 1 kg
1000 kg = 1 tonelada
1 000 000 g = 1
tonelada
0,01 ppm de I-
= 0,01 g
de I-
1 ton

68. QUANTIDADE DE MATÉRIA
MOL
Antes de introduzir o conceito de Massa molar e número
de mol, vejamos algumas definições que se fazem
importante neste contexto:
Molar vem da palavra molécula, mas o que exatamente é
uma molécula? É o conjunto de átomos que se ligam
através de ligações químicas.
É possível calcular a massa de uma molécula, o cálculo
corresponde à soma das massas atômicas de cada átomo
que forma a respectiva molécula, o resultado é
denominado de Massa molar (M) ou Massa Molecular
(MM).

69. Por exemplo, qual seria a massa molecular do Gás Sulfídrico
(H2
S)?
Primeiro é preciso saber qual é a massa atômica de cada átomo,
que é dada pela Tabela Periódica dos elementos.
Massa atômica do hidrogênio (H) = 1 uma (unidade por massa
atômica)
Massa atômica do enxofre (S) = 32,1 uma
A massa molecular será a soma das massas atômicas dos
átomos.
Obs.: o hidrogênio da molécula de H2
S possui coeficiente 2, então
é preciso multiplicar sua massa por 2.
Calculando:
Massa molecular do H2
S = 1 • 2 + 32,1 = 34,1 u

70. A massa molar, assim como o número de mols, se relaciona com
a constante de Avogadro (6,02 x 1023
) através do seguinte
conceito:
O número de entidades elementares contidas em 1 mol
correspondem à constante de Avogadro, cujo valor é 6,02 x
1023
mol-1.
Sendo assim, a massa molar é a massa de 6,02 x 1023
entidades
químicas, e é expressa em g/mol.
Exemplo:
H2
S
Massa Molecular = 34,1 u
Massa molar (M) = 34,1 g/mol
Isto quer dizer que em 34,1 g/mol de Gás Sulfídrico temos 6,02 x
23

71. Massa Molecular e a Massa Molar possuem os mesmos valores,
o que as difere é a unidade de medida, sendo que a massa molar
se relaciona com número de mols que é dado pela constante de
Avogadro.
MOL
Mol é o nome da unidade de base do Sistema Internacional de
Unidades (SI) para a grandezaquantidade de
matéria ou quantidade de substância (símbolo: mol).
É uma das sete unidades de base do Sistema Internacional de
Unidades, muito utilizada na Química.3
O seu uso é comum para simplificar representações de
proporções químicas e no cálculo
de concentração de substâncias.

72. Exemplos:
1°Calcule as massas molares das substâncias abaixo:
a) K2
O
Primeiramente calcular a massa molecular do óxido de
potássio.
K 2 x 39 = 78
O 1 x 16 = 16 = 94 u (unidades)
A massa molar é matematicamente o mesmo valor, mas com
unidade de medida diferente, g/mol.Resposta:
94 g/mol ou 94 g.mol-1
.
b) Na2
CO3
, separando os elementos químicos diferentes.
Na = 2 x 23 = 46C = 1 x 12 = 12O = 3 x 16 = 48 +- 106 u
Massa molar do carbonato de sódio = 106 g/mol.

73. 2) Determine a quantidade de matéria, em mols, presente
em 100 g de monóxido de carbono (CO).Inicialmente
devemos calcular a massa molar do monóxido de carbono, a
partir do cálculo da massa molecular:
C = 1 x 12 = 12 O = 1 x 16 = 16 =28 u
conforme sabemos o valor da massa molar é 28 g/mol.
Através de uma regra de três simples:
1 mol de CO......................28 g
X.......................................100g
28 x = 100X = 100/28
X = 3,57 mol

74. 3) Calcule a quantidade de matéria, em mol, e o número
de moléculas presentes em 30 g de água.Calculando a
massa molar da água.
H = 2 x 1 = 2O = 1 x 16 = 16 18 u, então: 18
g/mol.
1 mol de água................18 g
X ....................................30g
18 x = 30X = 30/18X = 1,66 mol de água

75. 4°(Fuvest-SP) A concentração de íons fluoreto em uma
água de uso doméstico é de 5,0 · 10–5
mol/litro. Se uma
pessoa tomar 3,0 litros dessa água por dia, ao fim de um
dia, a massa de fluoreto, em miligramas, que essa pessoa
ingeriu é igual a: (massa molar do fluoreto: 19,0 g/mol)
Dados do exercício:
m1
= ? (é o que se quer encontrar)
M1
= 19,0 g/mol
V (L) = 3 L
M = 5 . 10-5
mol/L
Aplicando os dados na fórmula da concentração em mol/L,
temos:
M = __m1
__
M1
. V(L)
m1
= M . M1
. V(L)
m1
= 5 . 10-5
mol/L . 19,0 g/mol . 3 L
m = 285 . 10-5
g ou

76. 6°(Vunesp-SP) O limite máximo de concentração de íon
Hg2+
admitido para seres humanos é de 6 miligramas por litro de
sangue. O limite máximo, expresso em mol de Hg2+
por litro de
sangue, é igual a: (massa molar de Hg = 200 g/mol) Dados:
C (concentração comum) = 6 mg/L
M1
= 200 g/mol
Como C é dado pela fórmula:
C = m1
V
m1
=6 mg ou 6 . 10-3
g
V = 1 L
Assim, podemos aplicar na fórmula da concentração em mol/L
para descobrir a resposta:
M = __m1
__
M1
. V(L)
M = ___6. 10-3
g___
200 g/mol. 1 L
-3 -5

77. 8°Qual massa de ácido sulfúrico (H2
SO4
) será necessária
para preparar 2 litros de uma solução na concentração de 3
mol/L? Dado: M(H2SO4)
= 98 g/mol.
Dados do exercício:
m1
= ? (é o que se quer encontrar)
M1
= 98 g/mol
V (L) = 2 L
M = 3 mol/L
Aplicando os dados na fórmula da concentração em mol/L,
temos:
M = __m1
__
M1
. V(L)
m1
= M . M1
. V(L)
m1
= 3 mol/L . 98 g/mol . 2 L
m1
= 588 g

78. 9°Uma solução de 368 g de glicerina (C3
H8
O3
) em 1600 g de
água apresenta densidade de 1,044 g/cm3
. Calcule a
concentração em mol/L dessa solução. Dados: massas
atômicas: H = 1; C = 12; O =16.
A fórmula da concentração em mol/L ou molaridade (M) é:
M = __m1
__
M1
. V(L)
Onde,
m1
= massa do soluto (da glicerina);
M1
= massa molar do soluto;
V (L) = volume da solução em litros.
Para usar essa fórmula, precisamos descobrir primeiro V e M1
.
A massa molar da glicerina é calculada normalmente:
M1(C3H8O3)
= (3 . 12) + (8 . 1) + (3 . 16) = 92 g/mol

79. Já o volume da solução é encontrado por meio da fórmula da
densidade:
d = m / v → v = m / d
A massa da solução (m) é dada pela soma da massa do
soluto (glicerina) com a do solvente (água):
m = 368 g + 1600 g = 1968 g
Assim, substituindo os dados na fórmula acima, para
encontrar o valor do volume, temos:
V = 1968 g / 1,044g/cm³ = 1885 cm³
Na fórmula da concentração em mol/L, o volume tem que ser
dado em L, por isso fazemos a seguinte transformação:
1 L = 1dm3
1cm³ = 0,001dm³
Se dm³ = L, então:
1 cm³ --------- 0,001 L
1885 cm³ ----- V (L)
V = 1,885 L