- Concentração pode ser expressa em C, M, % m/m, % V/V, % m/V, ppm, frações, m (ou W), cada qual com unidade e uso específicos.
- Relações como C = M·MM e C = 10·d·% m/m agilizam conversões entre bases de cálculo e verificações rápidas.
- Diluições seguem C1·V1 = C2·V2; em série, o fator total é o produto dos fatores de cada etapa.
- Solubilidade e interações soluto–solvente explicam quando e como ocorre a dissolução; misturas podem ou não envolver reação.
Embora existam diversos jeitos de dizer a mesma coisa, o segredo é dominar as definições, unidades e fórmulas de cada expressão de concentração e, de quebra, saber transitar entre elas. Compreender as relações entre concentração comum, densidade, título, molaridade, molalidade, frações e ppm, além de dominar diluição e misturas de soluções, torna os cálculos muito mais rápidos e confiáveis.
Conceitos fundamentais: solução, soluto, solvente e diluição
Uma solução química é uma mistura homogênea formada por um soluto (componente em menor proporção) disperso em um solvente (geralmente em maior quantidade). Quando falamos em concentração, estamos relacionando numericamente quanto soluto há para uma quantidade de solução (ou, em alguns casos, de solvente), em unidades bem definidas.
Soluto é o que se dissolve; solvente é o meio onde o soluto se dispersa. Diluição é a operação de adicionar solvente a uma solução para reduzir sua concentração, sem alterar a quantidade de soluto. Já a solução estoque é uma solução concentrada guardada para ser diluída conforme a necessidade. Em qualquer diluição, a quantidade de soluto permanece constante, variando apenas o volume da solução.
É importante padronizar as unidades: o volume, na prática, costuma ser expresso em litros (L), embora no SI o padrão seja m3; e massas geralmente aparecem em gramas (g) ou quilogramas (kg). Escolha coerentemente as unidades para evitar erros simples de conversão.
De acordo com a IUPAC e o SI, a quantidade de matéria é medida em mol, independentemente de tratar-se de átomos, íons ou moléculas. Por isso, a molaridade e a normalidade são extremamente populares em laboratórios e indústrias, por padronizar a comunicação científica no mundo inteiro.
Formas de expressar a concentração
Concentração comum (C)
A concentração comum relaciona a massa do soluto (m) com o volume da solução (V): C = m/V. Em geral, usa-se g/L. Exemplo típico: água do mar com cerca de 2,5 g/L de NaCl significa 2,5 g de sal em cada 1 L de solução. Quanto maior a massa de soluto por litro, mais concentrada está a solução.
Densidade (d) e a diferença para concentração
Densidade é a razão entre a massa da solução (massa de soluto + massa de solvente) e o volume da solução: d = msolução/V. Não confunda com concentração: enquanto C trata da massa do soluto por volume de solução, d trata da massa total por volume. Ambas podem ter unidades como g/L, mas representam grandezas distintas.
Molaridade (M)
A molaridade (M) expressa a quantidade de matéria do soluto por volume de solução: M = n/V, em mol/L. Caso você conheça a massa do soluto, pode converter para mol usando a massa molar (MM): M = m/(MM·V). No SI, a unidade é mol·m−3, mas em laboratório usa-se largamente mol/L.
Molalidade (m ou W)
A molalidade relaciona o número de mols de soluto com a massa do solvente em kg. Você pode vê-la escrita como m ou W, a depender da referência: m = n/msolvente (mol/kg). Em alguns materiais didáticos, encontra-se a forma W = 1000·m1/(m2·M1), em que m1 é a massa do soluto, M1 a massa molar do soluto e m2 a massa do solvente (em kg). Molalidade não depende do volume e costuma ser útil em estudos de propriedades coligativas.
Título ou fração em massa (T) e percentuais
O título (T) representa a fração da massa do soluto em relação à massa da solução: T = msoluto/msolução = m1/(m1+m2). Frequentemente converte-se em porcentagem de concentração multiplicando por 100: % m/m = 100·T. Em sistemas gasosos ou totalmente líquidos, pode-se expressar o título por volumes: T = Vsoluto/Vsolução (cuidado: volumes nem sempre são aditivos!).
Percentual em massa, volume e massa/volume
Três formas muito usadas em laboratório são: % m/m = msoluto/msolução × 100; % V/V = Vsoluto/Vsolução × 100; e % m/V = msoluto(g)/Vsolução(mL) × 100. Cada uma destaca um aspecto: teor mássico, teor volumétrico ou massa por 100 unidades de volume, respectivamente.
Partes por milhão (ppm)
Quando a quantidade de soluto é extremamente pequena, usa-se ppm: 1 ppm = 1 parte de soluto em 106 partes de solução. Em massa, é comum interpretar como msoluto/msolução × 106. Essa unidade é onipresente em análises ambientais e de alimentos, por capturar traços muito diluídos.
Fração molar (χ) e fração mássica (w)
A fração molar do componente A é χA = nA/ntotal, sendo ntotal a soma das quantidades de matéria de todos os componentes. As frações molares somam 1: χA + χB + χC + … = 1. Já a fração mássica é wA = mA/mtotal, também com a propriedade de que wA + wB + … = 1. Essas formas são úteis para misturas multicomponentes.
Relações úteis entre concentrações
Algumas fórmulas conectam diferentes expressões e simplificam conversões. Entre as mais práticas estão: C (g/L) = M (mol/L) · MM (g/mol), ou seja, se você conhece a molaridade e a massa molar, encontra a concentração comum em g/L. Essa ponte é muito usada para troca de base de cálculo.
Existe também a relação entre concentração comum, densidade e título (fração em massa): C = 1000·d·T, quando d está em g/mL (ou ajuste conforme unidade). Em termos percentuais, encontra-se com frequência C = 10·d·% m/m (atenção às unidades para manter coerência dimensional). Essas expressões agilizam estimativas e checks rápidos.
Como calcular na prática (exemplos resolvidos)
Concentração comum (C): dissolvendo 4,5 g de NaCl em 500 mL de água, primeiro converta o volume: 500 mL = 0,5 L. Assim, C = 4,5/0,5 = 9,0 g/L. Converter unidade de volume antes de aplicar a fórmula evita tropeços.
Molaridade (M) a partir de massa: coloque 9,8 g de H2SO4 (MM = 98 g/mol) em 2,0 L de solução. O número de mols é n = m/MM = 9,8/98 = 0,1 mol. Logo, M = n/V = 0,1/2 = 0,05 mol/L. Quando a massa molar é conhecida, a conversão m → n é direta.
% m/m em uma solução real: um soro fisiológico com 0,9% m/m, densidade 1,0 g/mL, frasco de 250 mL. A massa da solução é 250 g (1,0 g/mL × 250 mL). Assim, 0,9% m/m implica msoluto = 0,009 × 250 = 2,25 g de NaCl. Note que a densidade funcionou como ponte entre volume e massa.
% V/V: vinagre com 4% V/V de ácido acético em 500 mL de solução. O volume de soluto é Vsoluto = (4/100) × 500 = 20 mL. Nessa modalidade, as unidades de volume precisam ser consistentes.
% m/V: dissolvendo 8 g de NaOH em 500 mL de solução, % m/V = (8/500) × 100 = 1,6%. Esse formato é comum em rotulagens e preparos rápidos de laboratório.
ppm em águas: limite de Hg = 1×10−3 ppm. Em 5 L de água (densidade 1 g/mL), temos 5000 g de água. Sabendo que 1×10−3 ppm equivale a 1×10−3 g em 106 g de solução, por proporção, mHg = 5×10−6 g. Traços em ppm exigem atenção a ordens de grandeza.
Molalidade em amostra sólida: 2 g de CaCO3 (MM = 100 g/mol) em 50 g de matriz (0,05 kg). n = 2/100 = 0,02 mol. Então, m = n/msolvente = 0,02/0,05 = 0,4 mol/kg (se a amostra é tratada como solvente para efeito de cálculo). Em alguns exercícios didáticos, considera-se o “meio” como solvente para praticar a forma de cálculo. Verifique sempre a definição do problema.
Conectando C e M: 2,45 g de KClO3 em 500 mL (0,5 L). C = 2,45/0,5 = 4,90 g/L. Com MM ≈ 122,5 g/mol, M = C/MM = 4,90/122,5 = 0,04 mol/L. Essa ponte é valiosa para converter rapidamente entre bases de cálculo.
Exemplo clássico — soro fisiológico (UFSCAR): 0,900 g de NaCl (MM = 58,5 g/mol) em 100 mL (0,1 L). M = m/(MM·V) = 0,900/(58,5 × 0,1) = 0,154 mol/L. Resultado equivalente ao que aparece em provas tradicionais.
Concentração comum a partir de massa e volume: dissolvendo 24 g de sacarose para completar 500 mL (0,5 L) de solução, C = 24/0,5 = 48 g/L. Conferir unidades é sempre parte do jogo.
Diluição e fator de diluição
Ao diluir, você prepara uma solução menos concentrada a partir de uma solução mais concentrada (estoque). A equação central é C1·V1 = C2·V2, válida para várias unidades desde que consistentes. A quantidade de solvente a adicionar é V2 − V1, simples assim.
O fator de diluição é a razão entre a concentração inicial e a final, ou entre volumes equivalentes (na ausência de reação). Em notação prática, aparecem proporções como 1:100 (10−2) e 1:1000 (10−3). Manter as unidades iguais de concentração e volume é obrigatório para evitar inconsistências.
Diluições seriadas
Em uma diluição seriada, realiza-se uma sequência de diluições progressivas, usando a solução diluída anterior como “estoque” da próxima etapa. O fator total é o produto dos fatores de cada passo. Exemplo típico: para obter 1 mL com fator 1:10, pode-se misturar 0,1 mL da solução concentrada com 0,9 mL de diluente. Essa técnica é muito útil para gerar escalas logarítmicas de concentração e economizar reagentes.
Solubilidade, dissolução e a água como solvente universal
A solubilidade depende das interações entre partículas de soluto e moléculas do solvente. A água (H2O), por ser polar, interage intensamente com íons e com muitas moléculas polares. É por isso que costuma ser chamada de solvente universal.
Quando dissolvemos NaCl em água, as moléculas de H2O orientam-se: o polo negativo (mais próximo do O) atrai Na+, e o polo positivo (H) atrai Cl−. Esse “cercadinho” de água em torno dos íons enfraquece as forças do retículo iônico, permitindo a solvatação e a dispersão. Se não há água suficiente (ou a solução já está saturada), parte do sal permanece sem dissolver.
Substâncias moleculares polares, como açúcares, também se solubilizam por interações dipolo-dipolo e ligações de hidrogênio. Já moléculas não polares (por exemplo, O2) apresentam dissolução muito limitada em água, pois faltam interações favoráveis. Nem todo composto iônico é solúvel em água; tabelas de solubilidade e curvas obtidas experimentalmente orientam previsões.
Curvas de solubilidade mostram a quantidade máxima de soluto que se dissolve em 100 g de água a cada temperatura. Em muitos sais, a solubilidade aumenta com a temperatura (por vezes de forma acentuada), enquanto para outros pode diminuir. Essas curvas são ferramentas didáticas e práticas em preparos e cristalizações.
Mistura de soluções: sem reação e com reação
Ao misturar soluções do mesmo soluto e solvente, sem reação, a quantidade de matéria total é a soma: nF = na + nb + …, e o volume costuma ser VF = Va + Vb + … (desprezando contrações volumétricas). A concentração final ajusta-se pela nova razão n/ V.
Se misturarmos solutos diferentes sem reação, cada quantidade de matéria individual permanece, mas o volume total aumenta; logo, as concentrações de cada espécie tendem a diminuir por efeito de diluição. Quando há reação química entre as espécies, entram os cálculos estequiométricos: determina-se o reagente limitante, produtos formados e, se necessário, a concentração remanescente ou final após o equilíbrio.
Mais exemplos e exercícios típicos
Na prática de laboratório, expressar concentração em molaridade facilita a comunicação global e a análise quantitativa. Prova disso é que enunciados clássicos pedem conversões rápidas entre massa, mol e volume. Veja mais dois padrões muito cobrados em vestibulares e exames:
Whey protein em água (Albert Einstein/2025): três medidas de 7,5 g de proteína (total 22,5 g) dissolvidas em 250 mL (0,25 L). C (g/L) = 22,5/0,25 = 90,0 g/L. Esse é um ótimo exemplo de concentração comum usada no cotidiano.
Hipomagnesemia (USS – Univassouras): deseja-se 100 mL (0,1 L) de MgCl2 0,2 mol/L. n = M·V = 0,2×0,1 = 0,02 mol. MM(MgCl2) = 24 + 2×35,5 = 95 g/mol. m = n·MM = 0,02×95 = 1,9 g. Procedimento padrão de preparo a partir da molaridade desejada.
Em outras questões, é comum pedirem massa de um elemento específico presente no sal dissolvido (por exemplo, lítio em Li2CO3) ou a molaridade aproximada de soro fisiológico a partir de um teor em g por 100 mL (aproximando para ~0,15 mol/L), além de conversões entre % m/m, C e d via C = 10·d·% m/m. Treinar essas passagens torna a resolução muito mais ágil.
Quando a resolução envolver regra de três com ppm, lembre-se de alinhar massa de soluto com massa da solução; se o enunciado trouxer volume e densidade, converta o volume em massa antes de escalar o valor em ppm. Para soluções aquosas diluídas, usar 1 g/mL para a água é uma aproximação operante.
Para preparar soluções com molaridade-alvo, calcule n = M·V e depois m = n·MM; pese o soluto e complete o volume no balão volumétrico. Em concentrações expressas como % m/V, pese a massa correspondente para cada 100 mL de solução. O ponto crucial é sempre conferir se o volume-alvo se refere à solução final.
Finalmente, ao comparar molaridade, molalidade e concentração comum, fixe as diferenças: M usa volume de solução; m (ou W) usa massa de solvente; e C usa massa de soluto por volume de solução. Escolher a grandeza certa depende do fenômeno estudado e da convenção do método analítico.
