65831013-Soluções aquosas de substâncias inorgânicas

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2. Soluções aquosas de 
substâncias inorgânicas 
Profa. Cristiane Forte
GOVERNO DO ESTADO DO CEARÁ
Secretaria da Ciência Tecnologia e Educação Superior
Universidade Estadual do Ceará - UECE
Centro de Ciências e Tecnologia - CCT
Curso de Licenciatura em Química
Química Analítica I
2.1 Introdução
• O que é uma solução?
Química Analítica I – Profa. Cristiane Forte 2
• Por que as soluções aquosas são importantes?
• Mais de 2/3 do planeta é coberto por água;
• Substância mais abundante no corpo humano;
• Propriedades físico-químicas únicas;
• Solvente para uma ampla variedade de substâncias 
solvente universal;
• Diversas reações bioquímicas, que garantem o adequado 
funcionamento do organismo humano, envolvem 
substâncias dissolvidas em água;
• Inúmeras reações químicas conhecidas ocorrem em meio 
aquoso.
2.1 Introdução
Química Analítica I – Profa. Cristiane Forte 3
• A água como solvente eletrolítico:
• A molécula da água é angular;
• Quando a água está no estado vapor apresenta fraca 
associação;
• Porém quando no estado líquido ou sólido acha-se 
fortemente associada, devido a pontes de hidrogênio;
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2.1 Introdução
• É um excelente solvente eletrolítico:
• Em parte devido ao forte caráter polar e em parte devido aos 2 
pares de elétrons livres podendo assim funcionar como doador 
em ligações coordenadas.
• A dissolução de compostos iônicos na água é, 
essencialmente um processo de separação de íons pré-
existentes no eletrólito.
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2.1 Introdução
• A elevada constante dielétrica do solvente enfraquece as 
atrações eletrostáticas entre os íons e facilita a separação 
destes.
• A força, F, necessária para separar os íons de cargas e1 e e2, 
e raios r1 e r2, é definida por:
Onde: ε da água é 78,3 a 25°C.
• Porém, a simples agitação térmica à temperatura ambiente 
pode ser suficiente para vencer as atrações Inter iônicas 
enfraquecidas pela presença da água.
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2.1 Introdução
Tipos de Soluções
Solução Soluto Solvente Exemplo
Sólida
Sólido Sólido Liga metálica Cu – Ni
Líquido Sólido Hg em Cu (amálgama de cobre)
Gasoso Sólido H2 dissolvido em Ni
Líquida 
Sólido Líquido NaCl em H2O
Líquido Líquido Álcool em H2O
Gasoso Líquido CO2 dissolvido em H2O
Gasosa
Sólido Gasoso Poeira no ar atmosférico
Líquido Gasoso Água no ar atmosférico 
Gasoso Gasoso Ar atmosféricoQuímica Analítica I – Profa. Cristiane Forte 7
2.2 CONCENTRAÇÕES DAS ESPÉCIES QUÍMICAS EM
SOLUÇÃO
•Concentração
A concentração de uma solução 
expressa a quantidade de soluto 
presente numa dada quantidade 
de solvente ou de solução
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2.2 CONCENTRAÇÕES DAS ESPÉCIES
QUÍMICAS EM SOLUÇÃO
 Unidades de Concentração
• A concentração das soluções pode ser expressa:
• gramas por litro (g.L-1)
• porcentagem (%):
• peso por volume (g.100 mL-1);
• peso por peso (g.100 g-1); 
• volume por volume (mL.100 mL-1)
• Fração Molar (Xi)
• Concentrações traço
• partes por milhão (ppm), p.ex: mg.L-1
• partes por bilhão (ppb), p. ex: µg.L-1
• Molaridade (mol. L-1)
• Molalidade (mol.Kg-1)
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2.2 CONCENTRAÇÕES DAS ESPÉCIES
QUÍMICAS EM SOLUÇÃO
• Concentração em percentagem
• Quando a concentração aparece expressa como % é
necessário especificar o estado físico do que se mede. Por
exemplo:
• 2% (p/p) ácido acético = 2 g ácido acético em 100 g água
• 2% (p/v) ácido acético = 2 g ácido acético em 100 ml 
água
• 2% (v/v) ácido acético = 2 ml ácido acético em 100 ml 
água
• Por convenção (p/v) ou (v/v) podem ser omitidos para
soluções aquosas abaixo de 1%.
2.2 CONCENTRAÇÕES DAS ESPÉCIES
QUÍMICAS EM SOLUÇÃO
• Fração Molar (Xi) – é a razão entre o número de mols de um 
componente(soluto ou solvente) e o número total de mols da 
solução. 
• Fração molar do soluto:
𝑋𝐴 =
𝑛𝐴
𝑛𝐴 + 𝑛𝐵
• Fração molar do solvente:
𝑋𝐵 =
𝑛𝐵
𝑛𝐴 + 𝑛𝐵
Onde: 𝑛𝐴 = número de mols do soluto
𝑛𝐵 = número de mols do solvente
Para qualquer solução a soma das frações 
molares (soluto e solvente) é igual a 1.
2.2 CONCENTRAÇÃO DAS ESPÉCIES
QUÍMICAS EM SOLUÇÃO
• Concentração Molar
• A expressão de concentração pelo sistema internacional (SI) é em 
número de mols, ou seja, a concentração de uma solução é definida 
como o número de mols de soluto em um litro (L) ou em decímetro 
cúbico (dm3) de solução. A unidade de concentração portanto é em 
mol.L-1 ou mol.dm-3 ou molaridade, abreviadamente “M”.
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2.2 CONCENTRAÇÕES DAS ESPÉCIES
QUÍMICAS EM SOLUÇÃO
• Logo, a concentração molar é dada por:
No laboratório é usado um balão volumétrico de 
volume calibrado para o preparo das soluções, as 
quais assim preparadas, passam a ser 
denominadas de concentração analítica.
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2.2 CONCENTRAÇÕES DAS ESPÉCIES
QUÍMICAS EM SOLUÇÃO
2.2 CONCENTRAÇÃO DAS ESPÉCIES
QUÍMICAS EM SOLUÇÃO
Essa grandeza é muito útil quando se trabalha com soluções cuja 
temperatura varia. Além disso, essa medida de concentração é 
proveitosa quando se estuda os aspectos relacionados às 
propriedades coligativas, que dependem dos números relativos de 
moléculas de soluto e de solvente.
• Molalidade: 
• A Molalidade relaciona a quantidade de matéria de uma espécie 
de soluto (em mols) em uma solução dividida pela massa do 
solvente (em quilogramas).
𝑊 =
𝑛𝐴
𝑚𝐵(𝐾𝑔)
Onde: 𝑛𝐴 = número de mols do soluto
mB =massa do solvente, expressa em Kg
2.2 CONCENTRAÇÃO DAS ESPÉCIES
QUÍMICAS EM SOLUÇÃO
• Concentrações traços: unidades de concentração 
utilizadas em casos em que a quantidade de soluto é 
extremamente pequena, como, por exemplo, a 
concentração dos poluentes existentes no ar, na terra e 
na água. São elas:
• partes por milhão (ppm), ex.: mg.L-1
• partes por bilhão (ppb), ex.: µg.L-1
• Parte por trilhão (ppt), ex.: µg.mL-1
• Prefixos mais comuns na literatura química
Prefixo 
Múltiplos
Símbolo Fator
Prefixo 
Frações
Símbolo Fator
tera T 1012 deci d 10-1
giga G 109 centi c 10-2
mega M 106 mili m 10-3
kilo k 103 micro  10-6
hecto h 102 nano n 10-9
deca da 101 pico p 10-12
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2.2 CONCENTRAÇÕES DAS ESPÉCIES
QUÍMICAS EM SOLUÇÃO
2.3 DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES
• As soluções concentradas também podem ser misturadas
com solventes para torná-las diluídas.
• Em diluições a quantidade de solvente é que aumenta e a 
quantidade de soluto permanece sempre constante. Assim, 
o número inicial de mols do soluto é igual ao número de 
mols do soluto no final.
• Como a molaridade (M) é expressa como: nº de 
mols/volume (dm3 ou L)
• Observa-se então que o nº de mols = M x V
• Portanto: Minicial x Vinicial = Mfinal x Vfinal (Equação geral da diluição)
 Procedimento para preparar uma solução por diluição
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Fonte: https://alunosonline.uol.com.br/quimica/diluicao-solucoes.html
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Fonte: https://slideplayer.com.br/slide/7400254/
1. Dissolvem-se 8g de NaOH em 400 mL de solução. Pede-se:
a) Concentração em g/L.
b) Concentração em mol/L(molaridade).
c) Concentração mol/Kg (Molalidade)
(dado: MMNaOH = 40 g/mol)
2. Dissolvem-se 50 g de glicose em 1000 ml de solução, qual a % 
(p/v)?
3. Qual a quantidade de água que deve ser adicionada a 100 mL de 
uma solução de NaCl 1,5 M para se obter 1 litro de solução a 0,15 
M?
Exemplos