Soluções: Misturas Homogêneas e Heterogêneas

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Tópico 09
Química Geral e Inorgânica
Soluções
1. Introdução
Você já reparou que a maioria das “coisas” que usamos no nosso
dia a dia é mistura? Pense aí…
Comidas, bolos, pudins, o cafezinho, o refrigerante, os sucos,
pastas, pomadas, cremes, cimento, bijuterias, aços, plásticos, o
soro, a água mineral, entre outras coisas. Sabia?
Dentro deste universo de misturas, existem misturas
homogêneas, aquelas “realmente” misturadas e as misturas
heterogêneas, que não ficam perfeitamente misturadas,
separando os componentes.
Deste modo, buscando explicar as misturas, este Tópico
abordará conceitos bem aplicados e muito importantes no
universo da Farmácia. Está preparado(a)? Então, vamos
começar!
2. Soluções
A palavra solução vem da palavra latina solutio, cujo
significado é decompor, dissolver, derreter ou dissipar. Daí o
porquê de utilizarmos esta palavra no dia a dia, em um contexto
de resolução de problema, pois, para resolvermos um problema,
há todo um trabalho de análise e divisão (“decomposição”), para
que ele seja compreendido e, por fim, resolvido, ou seja, chegue-
se à solução do problema.
Mas, para nós, no “mundo da Química”, tecnicamente falando,
solução é o nome dado a dispersões cujo tamanho das moléculas
dispersas é menor que 1 nanômetro (10 centímetros), ou,
ainda, uma solução é caracterizada por ser um sistema
perfeitamente homogêneo (tanto a olho nu quanto ao
microscópio), por ser impossível separar o disperso (soluto) do
dispersante (solvente) por processos físicos.
Ilustração típica do preparo de uma solução, no qual se faz a mistura
de um soluto (disperso) em um solvente (dispersante).
>
Antes de começarmos a falar nas soluções propriamente ditas, é
importante que você relembre algumas definições.
Termos importantes no estudo das soluções
Vamos usar alguns termos neste Tópico que você,
provavelmente, já conhece, mas é bom dar uma relembrada.
Misturas
São constituídas de dois ou mais tipos de substâncias,
mecanicamente misturados em qualquer proporção, que podem
ser separados. As substâncias constituintes de uma mistura
conservam suas propriedades originais. Existem dois tipos de
mistura:
-7
Mistura homogênea – na qual os constituintes estão
uniformemente misturados, em uma única fase, e, desta
forma, as propriedades e composição da mistura homogênea
são as mesmas em qualquer parte ou porção da mistura. É
chamada de SOLUÇÃO! Exemplo: água + sal de cozinha.
Mistura heterogênea – na qual as substâncias
constituintes não estão uniformemente misturadas (se
encontram em mais de uma fase). Deste modo, as
propriedades e composição de uma mistura heterogênea não
são as mesmas através da mistura. Exemplo: água + óleo de
soja.
Fase
É o nome dado a cada parte homogênea de uma mistura
heterogênea (ou sistema heterogêneo). Por exemplo, na mistura
heterogênea água e óleo de soja, a água representa uma fase e o
óleo representa outra fase. Neste caso, o sistema é bifásico.
Existem sistemas trifásicos, tetrafásicos, polifásicos.
Fique sabendo!
Muito cuidado com as chamadas “soluções falsas”. São
aquelas misturas que parecem homogêneas, mas não
são!
Os principais exemplos de soluções falsas do nosso dia a
dia são o leite, os sucos e o nosso sangue. Parecem que
são homogêneos, mas não são.
Por isso, as soluções são também chamadas de “soluções
verdadeiras”.

Vale ressaltar que misturas homogêneas, por definição, são
sempre monofásicas.
Solvente
É um dos componentes de uma solução. É a substância que
solubiliza, dissolve. É quem faz a ação de solvatar, a solvatação
(solubilização). De maneira geral, é a substância presente em
maior quantidade em uma solução.
Soluto
É o outro componente de uma solução. É a substância
solubilizada, dissolvida. É quem sofre a ação, é solvatada.
Geralmente, o soluto está presente em menor quantidade que o
solvente em uma solução.
Importante esclarecer que uma solução pode ter mais de um
soluto. Exemplo: a água do mar.
Diferenciação de mistura homogênea (monofásica) e mistura
heterogênea. Ressaltando que a mistura homogênea é uma solução.
Classificação das soluções
É muito importante você perceber que as propriedades físicas e
químicas de uma mesma solução são constantes em toda sua
extensão e irão depender da composição, que varia de solução
para solução.
As substâncias químicas presentes nos organismos de animais e
vegetais estão dissolvidas em água, constituindo, deste modo,
soluções. No cotidiano, a maioria das soluções é líquida. Porém,
não existem apenas soluções líquidas.
As soluções são classificadas utilizando três critérios diferentes:
O estado de agregação da solução;
A proporção entre soluto e solvente;
O limite de solubilidade do soluto no solvente.
Vamos ver cada uma destas classificações!
 
a) Quanto ao estado de agregação da solução
Solução sólida: os componentes desse tipo de solução se
encontram no estado sólido. Exemplos: ligas metálicas de
“bronze” (cobre e estanho), “latão” (cobre e zinco), o “ouro 18”
(liga que contém 75% de ouro e 25% de outros metais
[geralmente, cobre e/ou prata]) e os vários tipos de aço.
Solução líquida: é uma solução formada por solventes no
estado líquido e solutos que podem estar no estado gasoso,
líquido ou sólido, de modo que a mistura homogênea resultante
seja líquida. Exemplos: oxigênio dissolvido em água, etanol
solubilizado na gasolina e sal de cozinha solubilizado em água.
Lembrando que, para ser uma solução verdadeira, o soluto
sólido tem que ser perfeitamente solúvel no solvente e o soluto
líquido tem que ser perfeitamente miscível com o solvente.
Vale salientar que sempre que o solvente é a água, chamamos a
solução resultante de solução aquosa, independentemente de
quem são os solutos. As soluções aquosas serão nosso principal
objeto de estudo neste Tópico.
Solução gasosa: será toda mistura formada exclusivamente
por substâncias gasosas. Como os gases se dispersam uns nos
outros, eles sempre se misturam. Deste modo, toda e qualquer
mistura entre gases é homogênea, se constituindo em uma
solução gasosa. O grande exemplo é o “nosso” ar atmosférico.
 
b) Quanto à proporção entre soluto e solvente
Solução diluída: a quantidade de soluto é pequena,
comparada a uma outra solução (que será, deste modo, uma
solução mais concentrada).
Solução concentrada: quando a quantidade de soluto é
maior, comparada a uma outra solução (que será, deste modo,
uma solução mais diluída).
Esta classificação é relativa. Ou seja, é sempre comparativa.
Observe a Figura a seguir, para facilitar seu entendimento.
Comparação entre três soluções: soluções diluídas e concentradas.
Observe que, quando temos valores explícitos, fica mais fácil
para definirmos se uma solução é mais diluída ou mais
concentrada que a outra. No exemplo mostrado, a solução “1”
tem menor quantidade de soluto (1 g) que as soluções “2” e “3”
(2 e 3 g, respectivamente). Por isso, é a mais diluída. Por outro
lado, A solução “3” tem maior quantidade de soluto que as
soluções “1” e “2”. Por isso, é a mais concentrada.
Para você entender como esta classificação é relativa, observe a
solução “2”. Podemos dizer que ela é mais concentrada que a
solução “1”, não é? Porém, podemos dizer também, sem errar,
que a solução “2” é mais diluída que a solução “3”.
Quando temos soluções de solutos coloridos, a intensidade da
cor pode ser um indicativo da maior ou menor concentração,
facilitando a classificação.
Vale salientar que esta comparação ficou mais fácil no exemplo
anterior, porque as quantidades de solvente eram as mesmas nas
três soluções. Mas e se as quantidades de solventes forem
diferentes? Veja o próximo exemplo.
Comparação entre duas soluções com volumes diferentes.
Observe que, neste exemplo, as duas soluções apresentam
volumes diferentes de solvente. Na solução “1”, temos 50
mililitros de água e, na solução “2”, temos 25 mililitros do
mesmo solvente. Deste modo, mesmo tendo mais soluto na
solução “1” (3 gramasx 2 gramas), a solução “2” é a mais
concentrada, pois, proporcionalmente, há maior quantidade
de solvente na solução “2” do que na solução “1”. Para você
enxergar isto, basta “transformar matematicamente” a solução
“1” para comparar com a solução “2” (ou vice-versa). Olha só: se
dividirmos a solução “1” pela metade (50 ÷ 2), teremos os
mesmos 25 mililitros da solução “2”. Como pegamos só a metade
da solução “1”, proporcionalmente, só pegamos a metade do
soluto também (3 g ÷ 2), ou seja, 1,5 gramas. Deste modo, a
solução “1” é equivalente a uma solução que contém 1,5 gramas
de NaCl em 25 mililitros de água. Como a solução “2” tem 2,0
gramas de NaCl, neste mesmo volume (25 mL), a solução “2” é
mais concentrada que a solução “1”.
Processos de diluição e concentração
É muito comum no nosso cotidiano fazermos diluições
ou concentrações sem perceber que estamos fazendo um
destes processos.
Por exemplo: ao fazer um suco e perceber que ele ficou
muito forte (concentrado), colocamos mais água
(solvente) no suco. Isto é um exemplo de diluição.
Quando compramos um produto de limpeza
concentrado e diluímos na água, trata-se também de
uma diluição.
Por outro lado, quando fazemos um molho e o
aquecemos, para dar uma “reduzida”, estamos
evaporando a água (solvente) do molho, removendo-a.
Isto é um exemplo de concentração. Quando vamos
tomar um suco e o achamos pouco doce, com pouco
açúcar, e colocamos mais açúcar (soluto), isto também é
uma concentração.
De modo geral, então, podemos definir que diluir uma
solução é adicionar solvente e concentrar uma solução é
adicionar soluto ou remover solvente (por evaporação,
sem remover o soluto).
Podemos ilustrar assim:

c) Quanto ao limite de solubilidade do soluto no
solvente
A maioria das substâncias dissolve-se, em certo volume de
solvente, em quantidade limitada. Solubilidade é a quantidade
máxima de um soluto que pode ser dissolvida em um
determinado volume de solvente, a uma dada temperatura,
formando um sistema estável (a temperatura é uma variável
muito importante para a solubilidade; de maneira geral, quanto
maior a temperatura, maior a capacidade do solvente em
solubilizar o soluto).
Quanto à solubilidade, as soluções podem ser classificadas em:
Solução insaturada (ou não saturada): quando a
quantidade de soluto está abaixo da quantidade máxima
permitida para certa quantidade de solvente (está abaixo do
limite de solubilidade), em determinada temperatura.
Solução saturada: neste caso, a quantidade de soluto é a
máxima permitida para certa quantidade de solvente (está
exatamente no limite de solubilidade), em determinada
temperatura.
Solução saturada com precipitado (“ppt”) (ou corpo de
fundo): neste caso, a quantidade de soluto está acima do limite
solubilidade. O excesso se deposita no fundo do recipiente
(precipita), não fazendo parte da solução.
Entenda que, neste caso, a solução é a quantidade de soluto
dissolvida no solvente (no caso, a solução saturada). O
precipitado não compõe a solução, pois não está dissolvido.
Para ilustrar estas classificações, observe o exemplo a seguir.
Comparação entre quatro soluções: soluções insaturadas e saturadas
(as cores são só ilustrativas. As soluções de cloreto de sódio são
incolores).
Observe no exemplo anterior a classificação das quatro soluções.
As duas primeiras são soluções insaturadas e as duas últimas são
soluções saturadas. Por quê? Temos que usar um pouquinho de
matemática.
Foi informado no exemplo que o limite de solubilidade do NaCl é
de 36 g para cada 100 mL de água. Como colocamos 50 mL de
água, o limite é de 18 g de NaCl. Entendeu? Olha o raciocínio
matemático (“regra de três”):
Logo, o limite de solubilidade do NaCl, considerando 50
mililitros de água, é de 18 gramas. Entendeu?
Voltando às quatro soluções, as soluções “1” e “2” são
insaturadas, porque a quantidade de soluto (NaCl) está abaixo
do limite (15 g e 17,99 g estão abaixo de 18 g, que é o limite para
50 mL). Se o limite é de 18 gramas em 50 mililitros, qualquer
quantidade menor que 18 g caracterizará uma solução
insaturada. Mesmo sabendo que a solução “2” é mais
concentrada que a solução “1”, ambas são insaturadas.
Já as soluções “3” e “4” são saturadas. Elas são iguais,
igualmente saturadas, pois, nas duas soluções, a quantidade de
soluto dissolvida é a mesma (18 g). 50 mililitros de água “só”
conseguem solubilizar 18 gramas de NaCl. O excesso de soluto
(quantidade acima do limite) precipita, não ficando dissolvida na
água. Logo, não faz parte da solução. Lembrando a definição,
solução é uma mistura homogênea. O que não está dissolvido
não pertence à solução.
Podemos calcular a massa do precipitado, do excesso. Se o
limite, neste exemplo, é de 18 g e colocaram-se 20 g, a massa do
precipitado seria de 2 g.
Um detalhe prático: para prepararmos uma solução saturada,
basta colocarmos soluto até que observemos que começa a não
haver dissolução, começa a dar precipitado. Neste momento,
sabemos que a solução está saturada. Ok?
Fique sabendo!
Solução supersaturada – um caso especial
Por definição, uma solução supersaturada é uma solução
que contém uma quantidade de soluto superior ao limite
de solubilidade, a uma dada temperatura, mas o soluto
está dissolvido. A solução supersaturada é instável e a
mínima perturbação do sistema faz com que o excesso
de soluto dissolvido precipite, tornando-se uma solução
saturada com presença de corpo de fundo.
Em geral, podem-se obter soluções supersaturadas
aquecendo uma solução saturada que tenha parte do

É muito importante ressaltar que existem inúmeros solventes
além da água, como o etanol (que chamamos popularmente
apenas de “álcool”), a acetona, o éter etílico (que chamamos
popularmente apenas de “éter”), o clorofórmio, o hexano, a
benzina, o tíner, etc., mas, como via de regra, as reações em
laboratório e no nosso organismo acontecem em meio aquoso,
ou seja, tendo a água como solvente, daremos ênfase ao estudo
das soluções aquosas.
soluto não dissolvido. O aquecimento deve ser realizado
até que todo o soluto presente se dissolva. Um
resfriamento lento, com a solução em repouso, até a
temperatura inicial, pode permitir a obtenção da solução
supersaturada, desde que o soluto não tenha
cristalizado.
O mel, o melado de cana de açúcar e os xaropes são
alguns exemplos de soluções supersaturadas usadas no
dia a dia.
Aprendendo!
No “universo das soluções aquosas”, existe um critério
de classificação com base na capacidade da solução de
conduzir ou não corrente elétrica.
As soluções aquosas capazes de conduzir corrente
elétrica são chamadas de soluções eletrolíticas ou
soluções iônicas, pois a condutividade deve-se à
presença de íons no meio aquoso. Esses íons podem ser
provenientes de dois processos: a dissociação
iônica (quando o soluto é iônico – uma base ou um sal)
ou a ionização (quando o soluto é molecular, mas é

Concentração das soluções
Por definição, uma solução é mistura homogênea entre um
solvente e um ou mais solutos. Deste modo, para conhecermos
uma solução, precisamos de duas informações: quem são os
componentes desta solução (composição qualitativa) e a
composição quantitativa, ou seja, as quantidades de solvente e
soluto(s).
Muitas vezes, no nosso dia a dia, só precisamos saber a
composição qualitativa. No entanto, em variadas ocasiões, a
quantidade de soluto e de solvente presente na solução deve ser
exata, como, por exemplo, no caso de injeções intravenosas
(como o soro fisiológico), de medicamentos e de soluções usadas
em laboratórios e indústrias químicas.
Deste modo, os cientistas criaram o termo “concentração de
soluções”, que é definida como a quantidade de soluto que existe
em uma quantidade padrão de solução ou em uma quantidade
padrão de solvente.
Nós vamos estudar aqui as principais formas de se expressar as
concentrações. Prepare-se para um pouco de matemática.
capaz de ionizar – um ácido ou o hidróxido de amônio
(NHOH)). Como exemplo do cotidiano, temos a água
do mar e a água mineral.
Por outro lado, as soluções aquosas que não possuem a
capacidade de conduzir corrente elétrica são chamadas
de soluções não eletrolíticas ou soluções
moleculares. Esse tipo de solução é proveniente da
dissolução de alguma substância molecular que não é
capaz de sofrer ionização. Um bom exemplo é uma
solução de sacarose (“açúcar comum”) em água.
4
Para facilitar seu entendimento, lembre-se que soluções são
misturas homogêneas, ou seja, quando pegamos uma parte (uma
porção) de uma solução, pegamos uma quantidade de solvente e
soluto(s) proporcionais ao todo. Por exemplo: imagine que você
tenha uma garrafa de dois litros de um “refrigerante de cola”,
que contém 220 gramas de açúcar. Você, com muita sede, toma
meio litro deste refrigerante. Quanto de açúcar você terá
ingerido? A resposta é incríveis 55 gramas!
Percebeu a lógica matemática na resposta?
Meio litro (0,5 L) é a 4ª parte (1/4) de dois litros (2 L). Como em
dois litros de refrigerante (a solução), tínhamos 220 gramas de
açúcar (o soluto), quando você tomou 1/4 do refrigerante, você
ingeriu, proporcionalmente, a 4ª parte do açúcar que estava
presente no refrigerante, pois se trata de uma mistura
homogênea. Ou seja, 220 g ÷ 4, que dá 55 gramas de açúcar.
Olha o raciocínio matemático (“regra de três”):
Como as relações matemáticas envolvendo soluções são
proporcionais, podemos usar a “regra de três” como ferramenta
matemática nos problemas que virão à frente, ou as fórmulas,
mas sempre observando as diferentes unidades das grandezas a
serem utilizadas.
UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES
Um fato importante é que as concentrações das soluções podem
ser medidas usando-se diferentes unidades ou relações
numéricas, que dependem das grandezas que estão sendo
relacionadas. As grandezas mais utilizadas envolvem a massa
(m) e o volume (V). Estas diferentes formas de exprimir as
concentrações das soluções são chamadas de “unidades de
concentração”.
Vamos ver as quatro principais unidades de concentração, que
são:
– Concentração comum ou Concentração g/L (C);
– Concentração molar ou Molaridade ou Concentração mol/L
(M);
– Concentração percentual ou Percentagem (%);
– Partes por milhão (ppm).
 
a) Concentração comum ou concentração g/L
(C)
A concentração comum é a relação entre a massa de soluto, em
gramas, e o volume de solução, em litros (NÃO é o volume de
solvente).
Onde:
C = concentração (g/L); m = massa do soluto (g); V = Volume de
solução (L).
Significado: a concentração comum nos indica a quantidade de
soluto, em gramas, que existe em um litro de solução. Ou seja,
uma solução 2,0 g/L possui dois gramas de soluto dissolvidos
em um litro de solução; uma solução 15 g/L possui 15 gramas de
soluto dissolvidos em um litro de solução.
Veja o exemplo: num recipiente de volume máximo de dois
litros, foram adicionados 30 gramas de sal de cozinha (NaCl). Se,
após este procedimento, for adicionada uma quantidade de água
para encher todo o recipiente, qual será a concentração comum
da solução?
O cálculo é feito seguindo o raciocínio:
Ou seja, nesta solução há 15 gramas de soluto por litro de
solução.
 (Pode se resolver também por uma regra de três!)
 
b) Concentração molar ou Molaridade ou
Concentração mol/L (M)
A concentração molar de uma solução de um soluto X é o
número de mols deste soluto contido em 1 L de solução (NÃO em
1 L de solvente). Sua unidade é M ou mol L (ou mol/L).
Onde:
M = concentração molar (mol/L); n = número de mols do soluto
(mol); V = Volume de solução (L).
-1
Vale relembrar que o n° de mols (n) de uma substância está
relacionado à sua massa, em gramas, e à sua massa molar (MM),
assim:
Veja o exemplo: qual a concentração molar de uma solução
aquosa que contém 13,68 g de açúcar (C H O ) em 2,0 litros
de solução (dado: MM = 342 g mol )?
Primeiro, temos que calcular o n° de mols de açúcar equivalente
aos 13,68 g: n = m/MM ⇒ n = 13,68 g/342 g mol ⇒ n = 0,04
mol de açúcar.
Daí podemos determinar a concentração molar de açúcar nesta
solução;
M = n/V ⇒ M = 0,04 mol/2 L ⇒ M = 0,02 mol/L ou 0,02 mol
L ou 0,02 molar.
Ou seja, nesta solução, há 0,02 mol de açúcar por litro de
solução.
 (Pode se resolver também por regra de três!)
12 22 11
C12H22O11
-1
-1
-1
Aprendendo mais uma! Ou seria
relembrando?
Cálculo das massas molares (MM):
Para determinarmos as massas molares (MM) das
substâncias, utilizamos as massas dos átomos (Tabela

c) Concentração percentual ou percentagem ou
porcentagem (%)
A percentagem de uma substância em uma solução é a relação
entre a quantidade de soluto em “100” de solução.
Existem três formas de se exprimir a percentagem: em massa,
em volume ou em massa/volume:
– % em massa (% m/m):
Periódica) que compõem a substância e a quantidade
dos mesmos. Observe os exemplos:
Ex. 1. H O: (H = 1 g/mol e O = 16 g/mol).
MM H O = (2 x 1) + (1 x16) = 18 g/mol.
Ex. 2. KNO : (K = 39 g/mol, N = 14 g/mol e O = 16
g/mol).
MM KNO = (1 x 39) + (1 x 14) + (3 x 16) = 101 g/mol.
Ex. 3. C H O : (C = 12 g/mol, H = 1 g/mol e O = 16
g/mol).
MM C H O = (12 x 12) + (22 x 1) + (11 x 16) = 342
g/mol.
Ex. 4. Ca (PO ) : (Ca = 40 g/mol, P = 31 g/mol e O = 16
g/mol).
MM Ca (PO ) = (3 x 40) + (2 x 31) + (8 x 16) = 310
g/mol.
2
2
3
3
12 22 11
12 22 11
3 4 2
3 4 2
Usada para soluções sólidas ou soluto sólido com a massa
do solvente, pois trabalha com as massas de soluto e solução.
Por exemplo: o soro fisiológico é uma solução 0,9% (m/m) de
NaCl em água. Ou seja, contém 0,9 g de NaCl (soluto) em 100 g
(NÃO mL) de solução. Para se preparar o soro, mistura-se 0,9 g
de NaCl com 99,1 g de água.
É importante salientar que, neste caso, as massas, tanto do
soluto quanto a do solvente, devem ter as mesmas unidades.
– % em volume (% v/v):
Usada para soluções gasosas ou soluto e solvente
líquidos, pois trabalha com os volumes de soluto e solução. Por
exemplo: a ar atmosférico é uma solução gasosa que contém 20
% (v/v) de oxigênio. Isto significa que existem 20 litros de
oxigênio (soluto) em cada 100 litros de ar atmosférico (solução).
Ou seja, 100 L de ar atmosférico contém 20 L de oxigênio e 80 L
de outros gases.
É importante salientar que, neste caso, os volumes, tanto do
soluto quanto do solvente, devem ter as mesmas unidades.
– % massa/volume (% m/v):
Neste caso, usa-se para soluções que tenham soluto sólido
e solvente líquido, pois trabalha com a massa do soluto e o
volume da solução. Por exemplo, o vinagre é uma solução líquida
que contém 4 % (m/v) de ácido acético. Isto significa que
existem 4 g de ácido acético (soluto) em cada 100 mililitros de
vinagre (solução).
Neste caso, é muito importante verificar as unidades, pois como
se trata de grandezas diferentes (massa de soluto e volume de
solução), as unidades têm que ser relativas. Se a massa do soluto
for dada em gramas, deve-se usar o volume em mililitros. Se a
massa for dada em quilos, o volume tem que ser trabalhado em
litros, caso contrário, haverá erro.
Então, para concentração percentual, as unidades de massa (m)
e/ou volume (v) sempre devem ser especificadas. Quando não se
especifica, assume-se que a unidade é em massa (m/m).
d) Concentração em partes por milhão ou ppm
(ppm)
Em situações nas quais a quantidade de soluto é muito pequena,
podemos exprimir a concentração em partes por milhão (ppm).
Na verdade, o uso da unidade “ppm” é para evitarmos de usar a
percentagem para exprimir concentrações muito pequenas, pois
há a inconveniência de usar zeros ou potencias de 10 para
rastrear a vírgula decimal. O que se faz é mudar o multiplicador
à razão da massa ou volume.
Se chamarmos a percentagem de “partes por cem”, fica óbvio
perceber a relação matemática com ppm (“partes por milhão”):
A concentração em partes por milhão segue exatamente o
mesmo raciocínio da percentagem com relação às grandezas e
unidades. Existem também três formas de se exprimirppm: em
massa, em volume ou em massa/volume:
– ppm em massa (ppm m/m):
– ppm em volume (ppm v/v):
– ppm massa/volume (ppm m/v):
Porém, há uma variação importante nesta concentração. Em
soluções aquosas bem diluídas (concentração do soluto da
ordem de uns poucos ppm ou menor), nas quais o soluto é
sólido, a densidade da solução é praticamente igual à da água.
Deste modo, sua densidade será de 1,00 g solução/mL solução.
Isto significa que 1 L de solução pesará 1,0 kg ou 1000 g. Sendo
assim, a concentração em ppm será igual a mg/L.
Por exemplo: uma solução com concentração de 25 ppm (m/v)
contém 25 miligramas de soluto em 1 L de solução.
Diluição de soluções
Com frequência, é necessário preparar uma solução diluída de
um reagente a partir de uma solução mais concentrada. Fazemos
isto com a adição de solvente. Fundamentalmente, a diluição de


uma solução é o processo de diminuição da concentração da
solução pela adição de solvente.
Para fazermos os cálculos envolvendo a diluição de soluções,
utilizamos equações simples e muito úteis (que variam apenas de
acordo com a unidade de concentração que se está estudando),
para calcular o volume de reagente concentrado (solução inicial
– V ) ou o valor da concentração final da solução (C ou M ou
% ). As fórmulas são:
para Conc. comum
(C)
para Conc. molar
(M)
para Percentagem
(%)
C  x V   =  C  x V M  x V   =  M  x V %  x V   =  %  x V
Diluição de solução com remoção de
soluto: prática inviável
Observe que, quando falamos em diminuir a
concentração de uma solução, não falamos em remover
o soluto. Por quê?
Ora, porque ele está disperso no solvente, não tendo
como removê-lo sem alterar a quantidade de solvente
também, o que não alteraria o valor da concentração,
pois se estaria removendo soluto e solvente
proporcionalmente.
Para se remover apenas soluto, teríamos que, primeiro,
remover todo o solvente, por evaporação, e depois
retirarmos a quantidade desejada de soluto. Em seguida,
ressuspenderíamos o soluto com o volume correto de
solvente. O que se mostra um procedimento
praticamente inviável…

1 2 2
2
1 1 2 2 1 1 2 2 1 1 2 2
Estas equações simplesmente usam o conhecimento de que a
quantidade de soluto permanece a mesma, não importando a
unidade (permanece a mesma em massa, em mol ou em
volume). Deste modo, ao se definir que a quantidade inicial e
final é a mesma, podemos entender que a diluição ocorre porque
o volume é aumentado.
Vamos ver um exemplo: imagine que temos uma solução inicial
(muito chamada de “solução-estoque”) contendo 25 gramas de
NaCl em 100 mL de solução. A esta solução adicionamos 400 mL
de água. Qual a concentração comum desta nova solução
(“solução final”)?
Observe a Figura.
Exemplo de diluição de uma solução de cloreto de sódio.
Na solução “1” (solução inicial), tínhamos 25 g de NaCl para um
volume de 100 mL. Calculando a conc. comum desta solução,
tem-se: C = 25 g/0,1 L. Logo C = 250 g/L.
Veja que a adição de água não alterou a quantidade de NaCl na
solução. Deste modo, a conc. comum da solução “2” (solução
final) será: C = 25 g/0,5 L. Logo C = 50 g/L. Resolvido!
1 1
2 2
Mas, poderíamos ter usado uma fórmula geral de diluição para
achar a concentração final (C ). Neste caso seria:
C x V = C x V . O cálculo ficaria:
250 g/L x 0,1 L = C x 0,5 L ⇒ C = 50 g/L.
Ainda pensando neste exemplo, podemos observar uma lógica
matemática. Observe que o volume passou de 100 mL para 500
mL. Ou seja, aumentou cinco vezes. O processo de diluição é um
processo de diminuição da concentração inversamente
proporcional (aumentando o volume da solução final – pela
adição de solvente – diminui-se a concentração da solução).
Deste modo, dá para pensar assim: se o volume final aumentou 5
vezes em relação ao volume inicial, a concentração da solução
diminuirá 5 vezes também. Logo, se C era 250 g/L, C será 5
vezes menor, ou seja, C = 250 ÷ 5 ⇒ C2 = 50 g/L.
Resumindo: Diluição ⇒ V aumenta “x” vezes ⇒ Conc. diminui
“x” vezes.
3. Estudo do pH: Escala de acidez
e basicidade e cálculos de pH e
pOH
Antes de discutirmos sobre um conceito muito legal, muito
aplicado e que você já ouviu falar, chamado “pH” (Potencial
Hidrogeniônico), vamos falar da água, porque este importante
parâmetro chamado pH só existe em meio aquoso.
A água é uma molécula pequena (H O) e que se encontra no
estado líquido, o que não é “normal”, tendo ainda, para seu
tamanho, um alto ponto de ebulição (100 °C). Outra
característica especial da água é o fato de, ao contrário da grande
maioria das substâncias, sua densidade ser menor no estado
sólido (gelo) do que no estado líquido (“normalmente”, é o
2
1 1 2 2
2 2
1 2
2
2
contrário). Sorte a nossa e a do nosso planeta, pois, graças a este
fato, a vida é viável, pois se fosse o contrário (ou seja,
d > d ), como é para a grande maioria das substâncias,
os lagos e os rios congelariam por inteiro, impossibilitando a
vida aquática que conhecemos.
Outra característica muito importante da água, que é o início da
explicação do “pH”, é que ela sofre um pequeno processo de
autoionização (também chamado de autoprotólise), no qual a
água atua como ácido e base de Brönsted (a água tem caráter
anfótero, ou seja, pode se comportar como ácido e/ou como
base), simultaneamente, gerando íons H (caráter) e OH
 (caráter básico) em muito pequena quantidade, conforme a
equação:
Deste modo, a água pura é neutra (nem ácida nem básica), pois a
concentração molar de H – [H ] – é igual à concentração
molar de OH ([OH ]). Mas, como a quantidade de H e de
OH é muito baixa na água pura (10 molar para cada íon =
0,0000001 mol/L!), a adição de qualquer substância, com
caráter ácido ou básico, desequilibra esta neutralidade,
alterando a sua acidez ou a sua basicidade/alcalinidade.
Em 1909, o bioquímico dinamarquês S. P. L. Sørensen, com o
objetivo de fazer medidas envolvendo o nível de acidez, para
facilitar seu trabalho no controle de qualidade de cerveja, propôs
o termo pH, (potencial hidrogeniônico), utilizando a
concentração molar de H – [H ] – para expressar este
importante parâmetro e definiu a seguinte equação:
pH = – log [H ]
sólido líquido
+ –
+ +
– – +
– -7
+ +
+
Ou seja, a medida conhecida como pH é o cologaritmo decimal
(ou seja, o logaritmo negativo) da concentração de íons H de
uma solução aquosa. Para entender a lógica matemática, observe
os exemplos:
Exemplo 1: se a concentração de H de uma solução for 10
 mol L , então, o pH desta solução será igual a 2,0. Veja:
[H ] = 10 mol L ⇒ pH = – log 10 ⇒ pH = 2,0
Exemplo 2: se a concentração de H de uma solução for 0,0001
mol L , então, o pH desta solução será igual a 4,0. Veja:
[H ] = 0,0001 mol L = 10 mol L ⇒ pH = – log 10 ⇒ pH =
4,0
Uma dica: a calculadora científica faz este cálculo para você.
O pH serve como informação para sabermos se algo é ácido,
neutro ou básico. As medidas de pH são importantes em
diversas áreas de conhecimento, como no tratamento e na
purificação de água, na agricultura, na aquicultura, na biologia,
na bioquímica, nas engenharias (alimentícia, ambiental, civil,
florestal, química, materiais), na medicina e em muitas outras
aplicações. Vale ressaltar que se trata de um parâmetro exclusivo
para soluções aquosas.
Veja a Figura a seguir relacionando materiais do cotidiano e suas
faixas de pH.
+
+ -
2 -1
+ -2 -1 -2
+
-1
+ -1 -4 -1 -4
Materiais do nosso cotidiano e suas faixas de pH. Os valores de 0 a 14
são os valores da escala de pH.
Escala de pH
As medidas de pH foram definidas em uma temperatura de 25
°C e variam de 0 a 14, onde o valor 7,0 é considerado pH neutro,
abaixo de 7,0 é ácido e acima de 7,0 é básico. Veja o esquema a
seguir.
Esquema com a escala de pH e a relação entre as concentrações de
H  e OH . Detalhe: quanto menor o pH, mais ácido. Quanto maior o pH
mais básico.
Podemos concluir que quanto menor o valor de pH de uma
solução, mais ácida esta solução será (maiorconc. molar de H ).
E vale o inverso, ou seja, quanto maior o valor de pH de um
material, mais básico este material será (maior conc. molar de
OH ).
+ –
+
–
Observe agora estes raciocínios:
Considerando uma solução de concentração hidrogeniônica –
[H ] – igual a 0,1 mol L , seu pH é igual a 1,0. Veja:
0,1 mol L = 10 mol L ⇒ pH = – log 10 ⇒ pH = 1,0 (muito
ácido)
Se considerarmos outra solução de concentração
hidrogeniônica igual a 0,01 mol L , seu pH é igual a 2,0. Veja:
0,01 mol L = 10 mol L ⇒ pH = – log 10 ⇒ pH = 2,0
(menos ácido que o exemplo anterior)
Observe que o aumento do pH informa uma diminuição na
acidez. Mas, além disto, podemos quantificar e perceber que a 1ª
solução ([H ] = 10 M – pH = 1,0) é 10 vezes mais ácida que a
2ª solução ([H ] = 10 M – pH = 2,0).
Observe que 10 (0,1) é um numeral 10 vezes maior que 10
 (0,01).
Isto quer dizer que cada unidade de pH equivale a um fator “10”
(pois a fórmula de pH envolve um logaritmo decimal, ou seja, de
base 10). Deste modo, se temos uma solução com pH igual a 1,0
e a outra solução com pH igual a 2,0, podemos afirmar que a 1ª
solução possui dez vezes mais íons hidrônio (H ) que a segunda,
sendo 10 vezes mais ácida.
Logo, uma solução pH 2,0 é 1000 vezes mais ácida que uma
solução pH 5,0!
pH 2,0 ⇒ [H ] = 10 e pH 5,0 ⇒ [H ] = 10 (ou seja [H ] = 10
).
Observe que 10 (0,01) é um numeral 1000 vezes maior que 10
 (0,00001).
+ -1
-1 -1 -1 -1
-1
-1 -2 -1 -2
+ -1
+ -2
-1 -
2
+
+ -2 + -5 + -
pH
-2 -
5
Aprendendo mais uma!
O cálculo do pOH
Quando temos soluções básicas, ricas no íon hidroxila
(OH ), podemos calcular o “pOH” para, em seguida,
determinarmos o pH da solução.
O pOH é o potencial hidroxiliônico e se refere à
concentração dos íons OH em uma solução aquosa.
Analogamente ao cálculo do pH, podemos utilizar a
seguinte equação para o pOH:
pOH = – log [OH ]
Ou seja, a medida do pOH é o cologaritmo decimal (ou
seja, o logaritmo negativo) da concentração de íons
hidroxila (OH ) de uma solução aquosa.
Como as concentrações de H e OH são inversamente
proporcionais (quando uma aumenta a outra diminui),
sempre mantendo a escala de pH entre 0 e 14 (a 25 °C),
podemos afirmar que:
pH +pOH = 14
Logo, podemos calcular o pH de uma solução tendo a
concentração hidroxiiônica – [OH ]. Observe o
exemplo:
Qual seria o pH de uma solução cuja [OH ] é de
0,001 mol L ?
Veja: [OH ] = 0,001 mol L = 10 mol L ⇒ pOH = –
log 10 ⇒ pOH = 3,0

–
–
–
–
+ –
–
–
-1
– -1 -3 -1
-3
Para fazermos as medidas de pH, utilizamos um aparelho
chamado pHmetro (lê-se “peagâmetro”), que é constituído de
um potenciômetro com um eletrodo acoplado. Para se
determinar o pH, basta colocar o eletrodo na solução a ser
analisada e fazer a leitura.
pHmetro de bancada Kasvi®. O visor
registra pH neutro (7,0) (T = 25 °C).
Um jeito mais simples de termos medidas aproximadas de pH é
o uso de fitas (ou tiras) indicadoras de pH, que, por imersão na
solução e alteração nas cores da fita, nos dá, por comparação, a
faixa aproximada do pH da solução testada. Observe a Figura a
seguir.
Então, se pH +pOH = 14 ⇒ pH = 14 – pOH ⇒ pH = 14
-3,0 ⇒ pH = 11,0
(solução básica)
Tira indicadora de pH. Nesta Figura, a fita teste, fora da caixa, indica
pH igual a 5,0, por comparação com a escala de referência da caixa.
Substâncias indicadoras de pH
Dentro deste universo de acidez e basicidade/alcalinidade das
soluções aquosas, percebe-se a importância de se conhecer o
caráter (ácido, neutro ou básico) de um material, daí a
necessidade de se criar uma escala de medida (o pH) e até de
aparelhos para medir tais valores. Além disto, existem
substâncias que mudam de cor conforme o caráter do meio e
podem ser usadas como indicativas do pH de uma solução. Estas
substâncias “especiais” são chamadas de “substâncias
indicadoras de pH” ou “indicadores ácido-base” ou, ainda,
“indicadores de pH” e é muito comum nos referirmos a elas
apenas como “indicadores”.
Os indicadores ácido-base são substâncias naturais ou sintéticas
que apresentam a capacidade de alteração da cor de acordo com
o pH do meio. Ou seja, quando essas substâncias indicadoras são
colocadas em uma solução ácida, elas adquirem determinada
coloração, e quando colocadas em meio básico, apresentam
outra cor.
Estes indicadores de pH apresentam propriedades halocrômicas,
isto é, eles têm a capacidade de mudar de cor em função do pH
do meio. Uma das substâncias mais usadas como indicador
ácido-base é a fenolftaleína, cuja variação de cor envolve do
incolor, em meio ácido ou neutro, ao rosa, em meio básico. Veja
a Figura a seguir.
Mudança da cor do indicador fenolftaleína em função do pH.
Os indicadores de pH, quando adicionados a uma solução, são
capazes de ligar aos íons H ou OH presentes. Estas ligações a
estes íons provocam alteração da estrutura destas substâncias
indicadoras e, como consequência, ocorre a alteração da cor.
Variação da estrutura da fenolftaleína conforme a variação de pH,
gerando a variação da cor.
Existem muitos indicadores que podem ser utilizados para
determinação de faixas de pH. Para se escolher o melhor
indicador, é preciso considerar as substâncias presentes no meio
+ –
(ácidos e/ou bases) e a “faixa de viragem” do indicador, que é a
faixa de pH na qual há a mudança da cor do indicador. No
Quadro a seguir, tem-se cinco indicadores bastante utilizados
como indicadores de pH.
Indicadores ácido-base e intervalos de pH nos quais ocorre
variação de cor (“viragem”)
Indicador
Intervalo de pH para a
mudança de cor
(“viragem”)
Mudança de cor
correspondente
Azul de
bromofenol
3,0 – 4,6 Amarelo – Violeta
Verde de
bromocresol
4,0 – 5,6 Amarelo – Azul
Vermelho de
metila
4,4 – 6,2 Vermelho – Amarelo
Azul de
bromotimol
6,2 – 7,6 Amarelo – Azul
Fenolftaleína 8,0 – 10,0 Incolor – Rosa
Vale ressaltar que a cor dentro da faixa de viragem será uma cor
intermediária. Por exemplo: o indicador verde de bromocresol
(viragem de amarelo para azul), dentro da faixa de viragem, terá
a cor verde, que é a mistura das cores amarelo e azul. Para você
entender um pouco melhor, observe o próximo Quadro.
Exemplos de Indicadores ácido-base e suas faixas de
viragem/cor
Azul de bromotimol Fenolftaleína
Faixa de viragem: pH = 6,2 –
7,6
Faixa de viragem: pH = 8,0 – 10,0
Em meio ácido: Cor amarela Em meio ácido: Incolor
Em meio neutro: Cor verde Em meio neutro: Incolor
Azul de bromotimol Fenolftaleína
Em meio básico: Cor azul
Em meio básico: Cor rosa a
carmim
A maior aplicação dos indicadores é na técnica chamada
titulometria (análises volumétricas) do tipo ácido-base.
4. Titulações ácido-base
Titulação é uma importante técnica de laboratório que consiste
em adicionar lentamente uma solução a outra até o término da
reação entre seus solutos, com a finalidade de determinar a
concentração de uma das soluções a partir da concentração já
conhecida, da outra solução.
As reações de neutralização podem ser utilizadas como
fundamento para um procedimento de titulação, chamado de
“titulação ácido-base”, que se trata de uma análise volumétrica
(usa a variável “volume” para a determinação). Este método é
usado para determinar a concentração desconhecida de uma
solução básica a partir da concentração conhecida de uma
solução ácida ou vice-versa. A solução de concentração
conhecida é chamada de “solução-padrão”.
Na prática, este procedimento é feito adicionando-se, gota a
gota, uma das soluções à outra, por intermédio de uma vidraria
chamada bureta (veja a Figura a seguir), bastando, então,
determinar o ponto final da reação que, teoricamente, é aquele
no qual a solução titulada se torna neutra, isto é, com pH 7,0.
Para isto, utilizamos um indicador ácido-base escolhido
previamente (observando a faixa de viragem). Deste modo, o
ponto de viragem do indicador (a faixa de pH na qual há a
mudança de cor) é denominado “ponto final da titulação”. Pode-
se também usar o pHmetro paratal fim.
Esquema prático de uma titulação ácido-base, indicando as duas
vidrarias principais (bureta e erlenmeyer) e as soluções titulante e
titulada.
As titulações ácido-base são utilizadas, por exemplo, para a
determinação da acidez do leite e de produtos lácteos, além da
determinação da acidez do vinagre, de azeites e demais óleos
vegetais (para os óleos não se tem a medida de pH, pois é uma
medida para soluções aquosas).
Cálculo da concentração de uma solução em
uma titulação ácido-base
O objetivo de fazermos as titulações é a determinação da
concentração de soluções. Para determinarmos a concentração
molar de uma solução em uma titulação ácido-base, usamos
cálculos semelhantes aos de uma diluição de solução. Veja só o
raciocínio: como em uma titulação ácido-base ocorre uma reação
de neutralização:
Ao final da titulação (quando o indicador muda de cor e
fechamos a torneira da bureta), teremos a neutralização
completa. Neste momento, o número de mols dos íons H é igual
ao número de mols dos íons OH . Deste modo:
Como:
Deste modo, podemos afirmar que:
Na qual:
M = Molaridade do ácido;
V = Volume da solução do ácido;
M – = Molaridade da base;
V – = Volume da solução básica.
A partir desta equação, podemos determinar a concentração do
ácido ou da base, de acordo com o experimento feito. Veja o
exemplo: em uma titulação ácido-base, uma estagiária do curso
de Farmácia titulou uma amostra de 20 mL de solução de
hidróxido de sódio (NaOH), contendo o indicador fenolftaleína,
com solução padrão de ácido clorídrico (HCl) 0,50 mol/L. Qual a
+
–
H
+
H
+
OH
OH
concentração molar da solução de NaOH, sabendo-se que o
volume de HCl gasto na titulação foi de 30 mL?
A titulação ácido-base em nível macroscópico
Antes do ponto final, a solução básica contendo o indicador
fenolftaleína é rósea. À medida que se aproxima do ponto
final, a cor rósea desaparece onde o ácido é adicionado, mas
reaparece com a agitação.
No ponto final, a solução fica incolor após agitação. Ocorreu a
viragem do indicador.

Resolução:
A reação será: HCl + NaOH ⇒ NaCl + H O
Ao final da titulação: n = n ⇒ M x V = M – x
V –
Pelos dados do exemplo:
M = Concentração do HCl = 0,50 M (mol/L)
V = Volume da solução do ácido = 30 mL = 0,030 L (volume
em litros)
M – = Concentração desconhecida da base
V – = Volume da base = volume gasto na bureta = 20 mL =
0,020 L
Logo: 0,50 mol/L x 0,030 L = M x 0,020 L ⇒ M =
0,75 mol/L
A titulação ácido-base em nível microscópico
Ilustração mostra a titulação ácido-base em nível
microscópico.

2
H
+
OH
–
H
+
H
+
OH
OH
H
+
H
+
OH
OH
OH
–
OH
–
5. Conclusão
Este Tópico abordou dois conceitos fundamentais do nosso dia a
dia, as soluções e o pH. Lidamos todos os dias com misturas
homogêneas, as soluções e, no universo das Ciências
Farmacêuticas, é um conceito importantíssimo.
Já o pH é um parâmetro definido como referência em análises de
água e de materiais aquosos e de sistemas biológicos, sendo de
extrema importância seu conhecimento.
Deste modo, cabe a você rever estes importantes conceitos e os
cálculos envolvidos. Este Tópico exige muitos exercícios, pois é o
que mais envolve conceitos matemáticos.
Veja agora o vídeo com o experimento de uma titulação
de um ácido de concentração desconhecida por uma
base de concentração conhecida. Será utilizado o mesmo
indicador. Você entenderá a técnica e verá a mudança de
cor do indicador fenolftaleína. Será que você é capaz de
determinar a concentração do ácido?

Titration (using phenolphthalein)Titration (using phenolphthalein)
https://www.youtube.com/watch?v=8UiuE7Xx5l8
6. Referências
ATKINS, P., JONES, L. Princípios de química: Questionando
a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman,
2001.
BROWN, T.L., LeMAY, Jr., H.E., BURSTEN,
B.E. Química: ciência central. 9ª ed., São Paulo: Pearson, 2005.
MAIA, D. J., BIANCHI, J. C. de A. Química Geral –
Fundamentos. São Paulo: Pearson Prentice hall, 2007.
YouTube. (2011, Março, 04). Science Xperiments | sXp.
Titration (using phenolphthalein). 3min14. Disponível em:
<https://www.youtube.com/watch?v=8UiuE7Xx5l8>. Acesso
em: 04 Ago. 2018.
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