Segurança e Vidrarias de Laboratório

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE LAVRAS 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
Química Analítica e Química Experimental 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Profª. Maria Lucia Bianchi 
Email: Bianchi@ufla.br 
 
 
 
 
 
 
 
 
Lavras 
2009 
 
 2 
Sumário 
 
Segurança no Laboratório 3 
Vidrarias de laboratório 4 
Reagentes - Frascos de Reagentes 7 
Unidades de Concentração 8 
Solução 13 
Diluição 13 
Mistura de solução 14 
Preparo de solução 14 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 3 
 Segurança no Laboratório: 
 
Em um laboratório é importante: 
 
. Atenção 
. Prevenção de acidentes 
. Consciência da importância de trabalhar em segurança. 
 
Portanto, em um laboratório: 
 
1. É obrigatório o uso de avental, sapato fechado e cabelo preso durante as aulas. 
2. É terminantemente proibido fumar, comer ou beber. Da mesma forma, não se deve 
provar qualquer substância do laboratório, mesmo que inofensiva. 
3. Evite o uso de lentes de contato, devido ao perigo de num acidente ocorrer à 
retenção de líquido corrosivo entre a lente e a córnea. 
4. Não se deve cheirar um reagente diretamente. Os vapores devem ser abanados em 
direção ao nariz, enquanto se segura o frasco com a outra mão. 
5. Não leve as mãos à boca ou aos olhos quando estiver trabalhando com produtos 
químicos. 
6. Nunca acender um bico de gás quando alguém no laboratório estiver usando algum 
solvente orgânico. Os vapores de solventes voláteis, como éter etílico, podem se 
deslocar através de longas distâncias e se inflamar facilmente. 
7. Fechar cuidadosamente as torneiras dos bicos de gás depois de seu uso. 
8. Nunca despejar água num ácido, mas sim o ácido sobre a água. Além disso, o ácido 
deve ser adicionado lentamente, com agitação constante. 
9. Não pipetar nenhum tipo de produto com a boca. 
10. Não deixar vidros, metais ou qualquer outro material, em temperatura elevada, em 
lugares em que possam eles ser tocados inadvertidamente. 
11. Não aquecer tubos de ensaio com a boca virada para o seu lado, nem para o lado de 
outra pessoa. 
12. Não aquecer reagentes em sistemas fechados. 
13. Não deixar livros, blusas, etc., jogadas nas bancadas. 
14. Feche todas as gavetas e portas que abrir. 
15. Conheça a periculosidade dos produtos químicos. 
16. Aprender a localização e a utilização do extintor de incêndio existente no corredor. 
 
Referentes ao Laboratório: 
 
 Mantenha as bancadas sempre limpas e livres de materiais estranhos ao 
trabalho; 
 Faça limpeza prévia, com material apropriado antes de colocá-los para 
lavagem; 
 Rotule os reagentes ou soluções preparadas e as amostras coletadas; 
 Utilize a capela ao trabalhar com reações que liberem fumos venenosos ou 
irritantes; 
 4 
 Em caso de derramamento de produtos tóxicos, inflamáveis ou corrosivos, 
tomarem as seguintes precauções: 
A) Parar o trabalho, isolando na medida do possível a área; 
B) Advertir pessoas próximas sobre o ocorrido; 
C) Só efetuar a limpeza após consultar a ficha de emergência do produto; 
D) Alertar o professor; 
E) Verificar e corrigir a causa do problema; 
 
Em caso de pequenos acidentes, como: 
 
 Queimaduras por agentes corrosivos como ácidos ou álcalis: lavar a área 
atingida repetidas vezes com bastante água de torneira; 
 Todas as vezes que ocorrer um acidente com algum aparelho elétrico 
(centrífuga, por exemplo), puxar imediatamente o pino da tomada; 
 Ao cortar um tubo de vidro ou tentar inseri-lo numa rolha de borracha, 
enrolar ambos num pedaço de pano a fim de evitar cortes; 
 Cuidado com mercúrio entornado (de termômetros quebrados, por exemplo). 
O mercúrio, além de corrosivo, é muito tóxico. Deve-se coletá-lo ou cobri-lo 
com enxofre ou zinco em pó; 
 Procurar conhecer a toxidez dos vários reagentes usados e tratá-los com a 
devida seriedade; 
 Comunicar imediatamente ao professor qualquer acidente ocorrido. - 4 - 
 
 
 Vidrarias de laboratório 
 
PIPETAS: 
 
Usadas para medidas precisas de volume. Existem dois tipos: 
volumétricas (1) e graduadas (2). 
Uma pipeta volumétrica (1) mede o volume 
correspondente à sua capacidade. 
A pipeta graduada (2) pode medir frações da sua 
capacidade total. 
 Antes de serem usadas devem ser lavadas tomando-se os 
mesmos cuidados descritos para as buretas. 
Para se encher uma pipeta, coloca-se a ponta no líquido e 
faz-se sucção com a pera. Deve-se ter o cuidado de 
manter a ponta da mesma sempre abaixo do nível da 
solução ou líquido, caso contrário, ao se fazer a sucção, o 
líquido alcança a pera de borracha. A sucção deve ser 
feita até o líquido ultrapassar o traço de referência. Feito isto, tampa-se a pipeta 
com o dedo indicador e deixar escoar o líquido lentamente até o traço da 
referência (zero). Para escoar o líquido, deve-se colocar a pipeta na posição 
 
 
 
 
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vertical, com a ponta encostada na parede do recipiente que vai receber o líquido; 
levanta-se o dedo indicador até que o líquido escoe totalmente. 
 
PROVETA ou CILINDRO GRADUADO: 
 
Utilizado para medir volumes de líquidos quando não necessário um volume preciso. 
 
BALÃO VOLUMÉTRICO: 
 
Recipiente calibrado, de precisão, destinado a conter um determinado 
volume de líquido, a uma determinada temperatura (geralmente a 20C). 
Utilizado no preparo de soluções de concentrações definidas. 
 
 
 BURETA: 
 
Utilizadas para medidas precisas de volume, especialmente nos casos de 
titulação. As torneiras esmerilhadas das buretas devem ser 
cuidadosamente lubrificadas com silicone ou vaselina. 
Uma bureta está limpa quando o líquido, ao escoar, não deixar gotas nas 
paredes internas. Antes de ser usadas devem ser lavadas com água 
destilada e com três porções do líquido a ser medido. A figura ao lado 
representa uma montagem de uma bureta, e para utilizá-la, o seguinte 
procedimento deve ser observado: 
a) Fixe a bureta a um suporte, com auxílio de uma garra, de forma a mantê-
la na posição vertical; 
b) Encha a bureta com o líquido a ser medido com o auxílio de um funil; 
c) Deixe cair, rapidamente, porções do líquido contido na bureta até expulsar o ar 
retido abaixo da torneira; 
d) Zerar a bureta deixando escoar o líquido até que a parte inferior do 
menisco (líquidos incolores) ou superior (líquidos coloridos) coincida 
com o zero da escala. A leitura deve ser feita posicionando o nível 
de nossos olhos perpendicularmente ao ponto da escala onde se 
encontra o menisco correspondente ao líquido a ser medido. 
 
ERLENMEYER: 
 Usado para titulações e aquecimento de líquido. 
 
Outros materiais de laboratório podem ser encontrados na relação abaixo: 
 
1. Tubo de ensaio 
2. Bequer 
3. Erlenmeyer 
4. Balão de fundo chato 
5. Balão de fundo redondo 
 
 
 6 
6. Balão de destilação 
7. Proveta ou cilindro graduado 
8. Pipeta volumétrica 
9. Pipeta graduada 
10. Funil de vidro 
11. Frasco para reagentes 
12. Bico de Bunsen 
13. Tripé de ferro 
14. Tela de Amianto 
15. Cadinho de porcelana 
16. Triângulo de porcelana 
17. Estante para tubos de ensaio 
18. Funil de decantação/separação/adição 
19. Funil de decantação/separação/adição 
20. Pinça de madeira 
21. Almofariz e pistilo 
22. Cuba de vidro 
23. Vidro de relógio 
24. Cápsula de porcelana 
25. Placa de Petri 
26. Dessecador 
27. Pesa-filtro 
28. Lima triangular 
29. Bureta 
30. Frasco lavador 
31. Pisseta 
32. Balão volumétrico 
33. Picnômetro 
34. Suporte universal 
35. Anel para funil 
36. Mufa 
37. Garra metálica 
38. Kitasato com funil de Büchner 
39. Funil de Büchner 
40. Trompa d'água 
41. Termômetro 
42. Vara de vidro 
43. Bagueta ou bastão de vidro 
44. Furador de rolhas 
45. Kipp 
46. Tubo em "U" 
47. Pinça metálica/Tenaz 
48. Escovas de limpeza 
49. Pinça de Hoffman 
50. Pinça de Mohr 
 
 
 
 
 7 
51. Garra para condensador 
52. Condensadorreto (Liebig) 
53. Condensador de bola (Allihn) 
54. Condensador de serpentina 
55. Espátula de porcelana 
56. Espátula de metal 
57. Estufa 
58. Mufla 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Reagentes - Frascos de Reagentes 
 
Os reagentes químicos são guardados em frascos de vidro ou de plástico tampados e 
rotulados. O rótulo deve conter o nome do reagente, sua concentração, data do preparo 
e nome do responsável. Ex: 
 
 
 
 
 
 
 Quando qualquer frasco de reagente for aberto, deve-se colocar a sua tampa na 
mesa sobre um papel toalha, virada para cima. Após o reagente ser usado, tampar 
novamente o frasco. 
 Uma porção qualquer de reagente, retirada do frasco de estoque, jamais deve 
retornar ao mesmo. O aluno deve retirar dos frascos de reagente somente o 
necessário, evitando desperdícios. 
 No caso de reagentes sólidos uma espátula quando usada para retirar um reagente 
de um frasco só poderá ser usada para manipulação de outro reagente, após 
devidamente lavada e seca. 
 Verter o reagente líquido, a ser medido, em um pequeno béquer limpo e seco, para 
ser transferido ou pipetado. Não se devem introduzir pipetas, conta-gotas, 
etc., nos frascos que os contém. Para transferir um líquido para um recipiente 
qualquer se deve segurar o frasco de maneira que a mão tampe o rótulo e inclinar o 
frasco para o lado oposto ao do rótulo. Deste modo, se algum líquido escorrer pelas 
paredes externas do frasco, não estragará o rótulo, mas se tal ocorrer deve-se 
limpá-lo imediatamente. 
 
 
 
 
HCl 0,10 mol/L 
 
12/07/09 José da Silva 
 8 
 Unidades de Concentração 
 
Concentração Comum (C) 
Unidade: g/L 
Concentração comum é a relação entre a massa do soluto, em gramas e o volume da 
solução, em litros. 
 Sendo: C = concentração comum 
 m1 = massa do soluto, em gramas 
 V = volume da solução, em litros 
 
 
 
 
 
Aplicação: Qual a concentração de uma solução que contém 20 gramas do soluto 
dissolvido em 0,5 litros de solução? 
 m1 = 20 g 
 V = 0,5 litro 
 C = 20g / 0,5 litro = 40 g / litro 
 
 
Molaridade ou concentração molar (M) 
 
Unidade: mol/L 
 
É a relação entre o número de moles do soluto e o volume da solução, em litros. 
 Sendo: M = molaridade ou concentração molar 
 n1 = número de moles do soluto. 
 V = volume da solução, em litros. 
 
 
 
 
Número de moles (n): 
 
Unidade: mol 
 
O número de moles é obtido através da aplicação da relação massa por mol. 
 
 
C = m(s) 
 V(L) 
M = n(s)
V(L)
M = n(s)
V(L)
 9 
 
 
 
Logo, a molaridade pode ser expressa como: 
 
 
 
 
Aplicação: Foram dissolvidos 4,9 g de H2SO4 em água suficiente para 0,5 litros de 
solução. Qual a concentração molar (molaridade) e a concentração comum da 
solução? Dado: mol1 de H2SO4 = 98 g 
Cálculo da concentração molar ou molaridade: 
M = m 
 MM x V(L) 
 
M = 4,9 = 0,1 molar 
 98 x 0,5 
 
 
Fração molar (x) 
 
Não tem unidade 
 A fração molar de uma solução pode ser expressa de duas maneiras: 
 - Fração molar do soluto. 
 - Fração molar do solvente. 
A fração molar do soluto (X1) é a relação entre o número de moles do soluto (n1) e o 
número de moles da solução (n1+ n2). 
 
 
A fração molar do solvente (X2) é a relação entre o número de moles do solvente 
(n2) e o número de moles da solução (n1+ n2). 
 
 
 Sendo: X1 = fração molar do soluto e X2 = fração molar do solvente 
 n1 = número de moles do soluto. 
n = m
MM
n = m
MM
M = m
MM x V(L)
M = m
MM x V(L)
X1 = n1
n1 + n2
X2 = n2
n1 + n2
X2 = n2
n1 + n2
 10 
 n2 = número de moles do solvente. 
 n = número de moles da solução (n1 + n2). 
A soma da fração molar do soluto (n1) e da fração molar do solvente (n2) é sempre 
igual a um. 
 
Aplicação: Uma solução contém 4 moles do soluto dissolvidos em 16 moles do 
solvente. Determinar: a) a fração molar do soluto (X1), b) a fração molar do 
solvente (X2). 
X1 = 4 = 0,2 X2 = 16 = 0,8 
 4 + 16 4 + 16 
 
Partes por milhão (ppm) 
 
Unidades: ppm = mg/kg, g/t, L/L ou mL/m3 
Concentração expressa em partes por milhão ou abreviadamente ppm. 
 Partes por milhão por massa (m/m) 
A concentração ppm em massa expressa a massa de soluto (disperso), em µg 
(micrograma), existentes em 1 g (1 milhão de µg) de solução, ou ainda massa em 
miligramas do soluto por quilograma de amostra. 
Aplicação: Quando se afirma que a água poluída de um rio contém 5 ppm em massa 
de mercúrio significa que 1 g da água deste rio contém 5 µg de mercúrio. 
 
 Partes por milhão por volume(v/v) 
A concentração ppm em volume indica o volume de soluto (disperso), em mL, 
existentes em 1 m3 (1 milhão de mL) de solução, ou volume em microlitros por litro 
de amostra. 
Aplicação: O ar (solução gasosa) contém 8 ppm de gás hélio. Isso significa que em 
cada 1 m3 (1 milhão de mL) do ar atmosférico existe 8 mL de hélio. 
 
 Partes por milhão massa/volume (m/v) 
 
Se considerarmos a densidade das soluções aquosas = 1,00 g/mL (ou aproximado) 
pode usar-se as seguintes relações: 
 ppm = mg/litro = µg/mL 
 
X1 + X2 = 1
http://pt.wikipedia.org/wiki/Micrograma
http://pt.wikipedia.org/wiki/Grama
http://pt.wikipedia.org/wiki/Merc%C3%BArio_(elemento_qu%C3%ADmico)
http://pt.wikipedia.org/wiki/Metro_c%C3%BAbico
http://pt.wikipedia.org/wiki/Mililitro
http://pt.wikipedia.org/wiki/Atmosfera
http://pt.wikipedia.org/wiki/Gas
http://pt.wikipedia.org/wiki/H%C3%A9lio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Metro_c%C3%BAbico
 11 
A concentração ppm massa/volume indica a massa de soluto (disperso), em mg, 
existentes em 1 Lde solução ou µg de soluto em 1 mL de solução 
 
Partes por bilhão (ppb) 
 
Unidades: ppb = g/kg, mg/t, nL/L ou L/m3 
 
Concentração expressa em partes por bilhão ou abreviadamente ppb 
 Partes por bilhão por massa (m/m) 
A concentração ppb em massa expressa a massa de soluto (disperso), em µg 
(micrograma), existentes em 1 Kg (1 bilhão de µg) de solução, ou ainda massa em 
miligramas do soluto por tonelada de amostra. 
 Partes por bilhão por volume (v/v) 
A concentração ppb em volume indica o volume de soluto (disperso), em nL, 
existentes em 1 L de solução, ou volume em microlitros por 1 m3 de amostra. 
 
ppm e ppb são medidas de concentração que se utiliza quando as soluções são 
muito diluídas. 
 
Densidade 
 
Unidade: (g/cm3) 
 
 
É a relação entre a massa de um material e o volume por ele ocupado. O cálculo da 
densidade é feito pela seguinte expressão: 
 
 
 
 
 Onde: densidade da solução 
 massa da solução 
 volume da solução 
 
Aplicação: Vamos imaginar que a bolinha de gude tenha a massa de 10 g em um 
volume de 10 cm3. Qual seria a densidade? 
 
 
 d = 10 g/cm3 
 
Título e porcentagem 
Densidade = massa
volume
1 cm3 = 1mL
d = 10 g
10 cm3
d = 10 g
10 cm3
http://pt.wikipedia.org/wiki/Micrograma
http://pt.wikipedia.org/wiki/Grama
http://pt.wikipedia.org/wiki/Solu%C3%A7%C3%A3o
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Não tem unidade 
Título percentual (T%): T% = Tx100 = porcentagem 
Título em massa ou Concentração massa/massa: é a razão estabelecida entre a 
massa do soluto (m1) e a massa da solução (m), ambas na mesma unidade. 
Porcentagem em massa: é a é a razão estabelecida entre a massa do soluto (m1) e a 
massa da solução (m), ambas na mesma unidade, porém multiplicada por 100. 
 
 
 Onde: Ƭ = 
título 
 Pm = porcentagem em massa 
 m1 = massa do soluto 
 m2 = massa do solvente. 
 m = massa da solução 
 
Títuloem Volume ou concentração volume/volume: é a razão estabelecida entre 
volume do soluto (V1) e o volume da solução (V), ambos na mesma unidade. 
 
Aplicação: Qual o título e a porcentagem em massa de uma solução composta por 
10g de alumínio e 40g de magnésio? 
 
 
 
 
 
 
Relação entre as unidades de concentração 
 
 Onde: M = concentração molar 
 MM = massa molecular 
Pm = m1 x 100
m
Pm = m1 x 100
m
m = m1 + m2
Ƭ = m1
m
Ƭ = m1
m
O título em massa é definido como a quantidade de soluto existente em 1grama de
solução, enquanto a porcentagem em massa e o titulo percentual define a quantidade 
de soluto contido em 100gramas de solução.
O título em massa é definido como a quantidade de soluto existente em 1grama de
solução, enquanto a porcentagem em massa e o titulo percentual define a quantidade 
de soluto contido em 100gramas de solução.
T = m1
m
T = m1
m
T = 10
50
T = 10
50
T = 0,2
Pm = 10 x 100
50
Pm = 10 x 100
50
Pm = m1 x 100
m
Pm = m1 x 100
m
Pm = 20 %
M x MM = 1000 x d x T
 13 
 d = densidade 
 T = título 
 
 Solução 
 
É um sistema homogêneo formado por no mínimo dois componentes: o solvente e o 
soluto. O solvente é o que se encontra em maior proporção e que apresenta o 
mesmo estado de agregação da solução. Os demais são os solutos. 
 
Exemplos de soluções químicas: 
A atmosfera é uma solução de corpos gasosos. 
A água do mar é uma solução de água e grande quantidade de sais. 
Nos laboratórios, a maioria das reações químicas é realizada em solução. 
 
 Diluição 
 
Diluir uma solução significa diminuir a sua concentração. O procedimento mais 
simples é a adição de solvente à solução. Na diluição de soluções, a massa de soluto, 
inicial e final, é a mesma, somente o volume é maior, logo, a concentração da 
solução será menor. 
 
 
 
 Onde: C1=concentração da solução inicial 
 V1=volume de solução inicial 
 C2= concentração da solução diluída 
 V2= volume da solução diluída 
 
Em termos de molaridade, temos: 
 
 
 
 
Aplicação: 
 
Preparar 100 mL de solução de HCl 0,1 mol/L a partir da solução estoque (HCl 1 
mol/L). 
 
A) Calcular o volume de solução 1 mol/L necessário para preparar 100 mL de 
solução de HCl 0,1 mol/L; 
 
 
 
 
C1 X V1 = C2 X V2
M1 X V1 = M2 X V2
M1 x V1 = M2 x V2
 
1 mol/L x V1 = 0,1 mol/L x 100 mL 
V1 = 10 mL
 14 
B) Num balão volumétrico de 100 mL, adicionar cerca de 40 mL de água destilada; 
C) Adicionar o ácido concentrado, com o auxílio de uma pipeta graduada (volume 
calculado no item A) ao balão volumétrico de 100 mL e completar o volume, até o 
menisco, com água destilada; 
D) Homogeneizar a solução e transferir a solução estoque para o frasco de 1 L. 
 
Tomar cuidado com o calor desprendido da reação (reação é exotérmica). Causam 
queimaduras se entrar em contato com a pele e causa cegueira se em contato com os 
olhos. Em caso de acidente, lavar com água em abundância. 
 
 Mistura de solução 
 
Em uma mistura de soluções de mesmo soluto, a quantidade de soluto na solução 
final é a soma das quantidades dos solutos nas soluções iniciais. Considerando uma 
mistura de duas soluções, 1 e 2, temos: 
 
 
 
 
 Onde: M1=concentração da solução 1 e V1=volume da solução1 
 M2=concentração da solução 2 e V2=volume da solução 2 
 M3=concentração da solução final e V3=volume da solução final 
 
 Volume da solução final (V3): 
 
Aplicação: mistura-se 50 mL de uma solução de HCl com concentração 3 g/l a 150 
mL de uma solução de mesmo soluto e concentração 2 g/l. Qual é concentração da 
solução resultante ? 
 
 
 
 
 
 
 
 Preparo de soluções 
 
1) Preparar 100 mL de solução de HCl 1 mol/L (solução estoque). 
 
A) Determinar a molaridade do ácido concentrado p.a. dados: 
d = 1,18 g/mL, 
%T= 36,46% 
 
 
M x MM = 1000 x d x T
M1 X V1 + M2 X V2 = M3 x V3
V3 = V1 + V2
C1 X V1 + C2 X V2 = C3 x V3
3 g/L X 50 mL + 2 g/L X 150 mL = C3 x 200 mL
C3 = 2,25 g/L
 15 
Solução padrão ou solução estoque é um grande volume de um reagente comum, com 
concentração padronizada ou seja com concentração exata. 
 
B) Calcular o volume de ácido concentrado necessário para o preparo de 100 mL de 
solução 1 mol/L 
 
Diluição: 
 
 
 
C) Num balão volumétrico de 100 mL, adicionar cerca de 40 mL de água destilada; 
D) Adicionar o ácido concentrado, com o auxílio de uma pipeta graduada (volume 
calculado no item B) ao balão volumétrico de 100 mL e completar o volume, até o 
menisco, com água destilada; 
E) Homogeneizar a solução e transferir a solução estoque para o frasco de 1 L. 
 
2) Preparar 100 mL de solução de HCl 0,1 mol/L a partir da solução estoque 
 
A) Calcular o volume de solução 1 mol/L necessário para preparar 100 mL de 
solução de HCl 0,1 mol/L; 
B) Repetir os procedimentos C, D e E, descritos no item 1. 
 
Aplicação: Calcule o volume de ácido sulfúrico p.a. de concentração (%T) igual a 
98% em massa e densidade 1,8 g/cm3 necessário para prepararmos 500 mL de 
solução 1M desse ácido. MMH2SO4 = 98 g/mol 
 
 
 
 2) Preparo da solução de KOH 0,1 M 
 
A) Determinar o número de mols de KOH necessário para preparar 100 mL de 
solução 0,1 M. 
 
 
 
 
B) Calcular a massa de KOH necessária para preparar 100 mL de solução 0,1 M. 
 
 
C1 x V1 = C2 x V2
M x MM = 1000 x d x T
M x 98 = 1000 x 1,8 x 0,98
M = 18 mol/L
C1 x V1 = C2 x V2
18 mol/L x V = 1 mol/L x 500 mL
V = 27,8 mL
M = n(s)
V(L)
M = n(s)
V(L)
n = m
MM
n = m
MM
M = m
MM x V(L)
M = m
MM x V(L)ou
http://pt.wikipedia.org/wiki/Reagente
http://pt.wikipedia.org/wiki/Concentra%C3%A7%C3%A3o_(qu%C3%ADmica)
 16 
 
C) Pesar, em um Béquer de 50 mL, a massa de KOH encontrada no item b, acrescida 
de 10% (para compensar as impurezas do KOH). 
 D) Adicionar  50 mL de H2O destilada em um Becker de 100 mL e acrescentar o 
KOH pesado no item c. 
E) Transferir a solução do item d para um balão volumétrico de 100 mL e completar 
o volume com H2O, lavando as paredes do Becker com água destilada após a 
transferência. 
 
Aplicação: Um aluno preparou uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) 
transferindo-se 5,0 g de NaOH p.a. para um balão volumétrico de 500 mL, 
completando-se o volume com água destilada. Qual a molaridade da solução de 
NaOH preparada? MMNaOH = 40 g/mol 
 
 
Unidades de concentração 
Medida Unidades Observação 
Molaridade (concentração 
molar) 
mols por litro, mol.L-1, M Mols de soluto por litro de solução 
Concentração comum Grama por litro, g. L-1, C Gramas de soluto por litro de 
solução 
Volume percentual ou título 
percentual 
% Volume do componente expresso 
como uma porcentagem do volume 
total, ambos medidos antes de 
serem misturados 
Massa percentual ou título 
percentual 
% Massa do componente expressa 
como uma porcentagem da massa 
total 
Percentagem (p/v) ou título 
percentual 
% Massa do componente expressa 
como porcentagem entre massa e 
volume. 
Fração molar (x) 
 
 
_ Número de mols do componente 
expresso como uma fração do 
número de mols total 
Partes por milhão por 
volume 
ppm (por volume) Volume em microlitros por litro de 
amostra 
Partes por milhão por 
massa 
ppm (por massa) Massa em miligramas por 
quilograma de amostra 
Partes por milhão 
massa/volume 
ppm (p/v) Massa em miligramas por litro de 
amostra 
Partes por bilhão 
por volume 
ppb (por volume) Volume em nanolitros por litros 
de amostra 
Partes por bilhão 
por massa 
ppb (por massa) Massa em microgramas por 
quilograma de amostra 
M = m
MM x V(L)
M = m
MM x V(L)
M = 5 g 
40 g/mol x 0,5 L
M = 5 g 
40 g/mol x 0,5 L
M = 0,25 mol/L
Exercícios de Química Geral – GQI101 
1. Calcule a concentraçãoem gramas por litro de uma solução aquosa de nitrato de sódio que 
contem 30g de sal em 400 mL de solução. 
2. Que massa de cloreto de potássio (KCl) deve ser usada no preparo de 400 mL de solução de 
concentração igual a 6 g/L? 
3. O “soro caseiro” consiste em uma solução aquosa de cloreto de sódio (3,5 g/L) e de sacarose 
(11 g/L). Quais as massas de cloreto de sódio e sacarose necessárias para preparar 4 litros de 
“soro caseiro”?. 
4. A água do mar tem em média, 2,5 % de NaCl. Qual massa de água do mar contém 300 g 
desse sal? 
5. Qual a massa de solvente necessária para o preparo de uma solução de titulo igual a 0,1 
quando se usa 15 g de soluto. 
6. Qual é a massa de NaOH (soda cáustica) contida em 1 Kg de solução a 45% em massa. 
Sabendo que sua densidade é 1,5 g/mL, qual sua concentração? 
7. O ar atmosférico (solução gasosa) contém 1,1x10– 4 % de criptônio em volume. Qual é sua 
concentração em ppm? 
8. A concentração máxima de chumbo para a água ser considerada potável é de 1 ppm. Em 5 
litros de água, qual a maior massa de chumbo permitida? Lembrando que 1ppm = 1mg / Kg 
9. O zinco metálico reage com HCl aquoso e outros ácidos: 
Zn (s) + HCl (aq) → ZnCl2 (aq) + H2 (g) 
Qual o volume (em mL) de HCl 2,50 molL-1 é necessário para converter completamente 11,8g 
de Zn aos produtos? 
10. Se você combinar 75,0 mL de HCl 0,350 molL-1 e um excesso de Na2CO3, que massa de 
CO2 (em gramas) deve ser produzida? 
Na2CO3 (aq) + HCl (aq) → NaCl(aq) + CO2(g) + H2O (l) 
11. Uma amostra de 25,0 mL de vinagre (que contém o ácido acético, CH3CO2H, um ácido 
fraco) requer 28,33 mL de uma solução de NaOH 0,953 molL-1 para titulação até o ponto de 
equivalência. Que massa (em gramas) de ácido acético está presente na amostra de vinagre, e 
qual é a concentração do ácido acético no vinagre? 
CH3CO2H (aq) + NaOH (aq) → NaCH3CO2 (aq) + H2O (l)